Книга / учебник: Химия

Химия

Навоийский горно - металлургический комбинат

Навоийский государственный горный институт

Кафедра «Химия и химическая технология»

КУРС ЛЕКЦИЙ

по предмету: «Химия»

для студентов бакалавриата обучающихся по направлению

В5520400 - «Металллургия

Составители: доцент Мардонов У.М., Турдиева О.Д.

Навоий 2010

Аннотация

Курс лекции предназначен для студентов, обучающихся по направлению бакалавриата В5520400 - «Металлургия», изучение которого является обязательным.

Цель этого курса - дать студентам теоретические и практические знания по курсу «Химия» и научить их использовать эти знания в развитии химии в народном хозяйстве, химической промышленности и в решении проблемы экологии.

Составители:

доц.У.М. Мардонов

преп. О.Д. Турдиева

Рецензенты 1) зав.кафедры «Х и ХТ» НГГИ доц.Умиров Ф.Э.

) к.т.н. доцент кафедры «Х и ХТ» Нурмуродов Т.И

Лекция № 1. Основные понятия и законы химии. Классификация неорганических веществ

Цель: Дать студентам знания о основных понятиях и законах химии, а также о классификации неорганических веществ.

Литература

1. Ахметова Н.С. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М. 1981 г.

. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд. «Химия», Ленинград, 1987г.

. Некрасов В.Б. Основы общей химии. Изд. «Химия», М. 1971г

. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. Изд. «Химия», М.1983г

. Коржуков Н.Г. Неорганическая химия. Москва «МИСИС», 2001г

. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия Изд. ТПУ. Томск 2003г.

. Курнакова Н.С. Современные проблемы общей и неорганической химии. М. «Химия» М., 2004г.

Основное содержание

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, соли и основания.

Оксиды представляют собой соединения элементов с кислородом. Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делят на основные (образуют соли с кислотами), кислотные (образуют соли с основаниями) и амфотерные (образуют соли как с кислотами, так и с основаниями). Основным оксидам отвечают основания, кислотным - кислоты, а амфотерным - гидраты, которые проявляют как кислотные, так и амфотерные свойства. Кислотные оксиды представляют собой ангидриды кислот (SO2 - серный ангидрид, N2O5 - азотный ангидрид).

Примеры: N2O, NO - несолеобразующие оксиды; SO3, SiO2 - кислотные оксиды; СаО, МgО - основные оксиды и т.д.

В настоящее время общепринятой является международная номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре в названии оксида указывается валентность элемента: СuO и Cu2O - оксиды меди [II] и [III] соответственно. Существует также русская номенклатура, согласно которой окисью называется единственно возможный оксид элемента, в остальных случаях название дается в соответствии с числом атомов кислорода. Оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, называются закисями.

Примеры: MgO - окись магния; NiO - одноокись никеля; Ni2O3 - полутораокись никеля; Сu2О - полуокись меди.

Пероксиды (перекиси) металлов являются солями перекиси водорода Н2О2 и лишь формально относятся к оксидам. Приставка пер в названии соединений обычно указывает на принадлежность соединения к перекисным, но существуют исключения: соли кислот НMnO4 (перманганаты) и НСlO4 (перхлораты) перекисными не являются, а приставка пер в названии этих соединений указывает на максимальную насыщенность соединений кислородом.

Гидроксиды (основания) классифицируют по их силе (сильные - все щелочи кроме NH4OH и слабые), а также по растворимости в воде (растворимые - щелочи и нерастворимые). Важнейшими щелочами являются КОН (едкое кали) и NaOH (едкий натр).

В состав кислот входит водород, способный замещаться металлом, а также кислотный остаток. Коэффициент х, отвечающий количеству атомов водорода, а, следовательно, равный валентности кислотного остатка, называют основностью кислоты. Кислоты классифицируют по их силе (H2SO4, HNO3 - сильные кислоты; HCN - слабая кислота), на кислородсодержащие (H2SO4, HNO3) и бескислородные (HCN, HI); а также по основности (х) -

HCN - одноосновная кислота, H2SO3 - двухосновная кислота, H3РO4 - трехосновная кислота. Важнейшим свойством кислот является их способность образовывать соли с основаниями. Названия кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, при этом названия бескислородных кислот оканчивается словом водород (HCN -циановодород или синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, с добавлением слова кислота (H3AsO4 - мышьяковая кислота, H2CrO4 - хромовая кислота). В случаях, когда один элемент образует несколько кислот различие между кислотами проявляют в окончаниях названий (на ная или овая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет наивысшую валентность; на истая или овистая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет валентность ниже максимальной).

Примеры: HNO3 - азотная кислота, а HNO2 - азотистая кислота; H3AsO4 - мышьяковая кислота, а H3AsO3 - мышьяковистая кислота.

Одному и тому же оксиду могут соответствовать несколько кислот, при этом наиболее богатая водой форма имеет в названии приставку орто, а наименее богатая - мета (ортофосфорная кислота H3РO4 - на одну молекулу ангидрида Р2О5 приходится три молекулы воды; метафосфорная кислота HРO3 - на одну молекулу ангидрида Р2О5 приходится одна молекула воды). Следует также учитывать и то, что ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

Соли являются продуктом замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Нормальные (средние) соли получаются при полном замещении; кислые - при неполном замещении водорода кислоты на металл; основные - при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой 2 и более, а основная - металлом, заряд которого 2 и более.

Примеры: NaHS, KHCO3 - кислые соли (гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия); MgOHCl, CaOHCl - основные соли (хлориды гидроксо магния и кальция); NaCl, CuS - нормальные соли (хлорид натрия и сульфид меди).

Основные законы общей химии. Стехиометрия. Химический эквивалент

Закон постоянства состава. Соотношение масс элементов, формирующих данное соединение, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения.

Закон кратных отношений. Установлен Дальтоном в 1803г. В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях. Открытие этого закона явилось подтверждением атомной теории строения вещества. Только теперь идеи М.В. Ломоносова о строении вещества получили опытное подтверждение, и разработка атомно-молекулярного учения получила своё дальнейшее развитие.

Законы постоянства состава и кратных отношений не носят всеобщего характера, в отличии, например, от закона сохранения массы, основательность которого доказывается открытиями, сделанными после его установления. Дело в том, что после открытия изотопов получил подтверждение факт о постоянстве соотношения между массами элементов, образующих данное вещество, но только при условии постоянства изотопного состава этих элементов. Так, например, тяжелая вода содержит порядка 20% по массе водорода, тогда как обычная - только около 11%. Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO1,46-1,56 и TiO1,9-2,0), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С20Н42 и С21Н44).

. Закон объёмных отношений. Этот закон в качестве обобщения вывел французский ученый Гей-Люссак (второе название закона - «химический»). Объёмы газов, участвующих в акте химического взаимодействия, относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Так, например, при взаимодействии 2 объёмов водорода и 1 объёма кислорода, образуются 2 объёма водяного пара.

. Закон Авогадро. Установлен итальянским физиком Авогадро в 1811 г. Одинаковые объемы любых газов, отобранные при одной температуре и одинаковом давлении, содержат одно и тоже число молекул. Таким образом, можно сформулировать понятие количества вещества: 1 моль вещества содержит число частиц, равное 6,02*1023 (называемое постоянной Авогадро) или содержит столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12С. Следствием этого закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р0 =101,3кПа и Т0=298К) объём, равный 22,4л.

Под относительной атомной массой элемента понимают массу его атома, выраженную в атомных единицах массы (а.е.м.). В качестве относительной молекулярной массы элемента понимают массу его молекулы, выраженную в атомных единицах массы. Масса 1 моль данного вещества называется его мольной массой (выражается в г/моль). Относительной плотностью первого газа по отношению ко второму называется отношение массы первого газа к массе того же объёма второго газа, взятого при одной температуре и одинаковом давлении.

Под эквивалентом элемента понимают такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой.

Эквивалент водорода ЭН всегда равен 1, а эквивалент кислорода ЭО=8.

Эквивалент элемента равен:

Эм=,

где: М - мольная масса элемента; СО - степень окисления элемента (валентность) в соединении.

Эквивалент кислоты равен:

Эм=,

где: М - мольная масса кислоты; х - основность кислоты.

Эквивалент основания равен:

Эм=,

где: М - мольная масса основания; у - кислотность основания.

Эквивалент соли равен:

Эм=,

где: М - мольная масса соли; z - валентность катиона; х - количество атомов катиона в соединении.

Примеры: эквивалент кислорода равен: Эо= г-экв; эквивалент угольной кислоты Н2СО3 равен: ЭН2СО3= г-экв; эквивалент едкого натра NaOH равен: ЭNaOH= г-экв; эквивалент хлорида кальция CaCl2 равен: ЭCaCl2= г-экв.

Закон эквивалентов. Отношение масс (или объёмов) взаимодействующих друг с другом веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объёмам). Математически это можно записать следующим образом:

,

где Э1,Э2 - эквиваленты (эквивалентные массы) элементов; m1,m2 - реальные массы (не мольные массы) веществ, например в граммах.

Приближенное значение мольной массы атомов элемента позволяет определить правило Дюлонга и Пти: Атомная теплоёмкость большинства простых веществ в твёрдом состоянии лежит в пределах 22-29 Дж/(моль*К) [в среднем около 26 Дж/(моль*К)]. Отсюда следует, что разделив 26 на удельную теплоёмкость простого вещества, легко определить приближённое значение мольной массы атомов соответствующего элемента.

Понятие валентности возникло в химии в середине 19 века. Д.И. Менделеев установил связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе. Валентность элемента - это способность его атомов соединяться с другими атомами в определённых соотношениях. Способность атомов данного элемента соединяться друг с другом или с атомами других элементов может выражаться и другими способами - ковалентностью (число химических связей, образуемых атомом данного соединения) или координационным числом (число атомов, непосредственно окружающих данный атом).

Контрольные вопросы

.Назовите основные классы неорганических веществ.