Федеральное агентство по образованию

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

 

 

Факультет общематематических и естественнонаучных дисциплин

Кафедра химии

 

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

ПО  ДИСЦИПЛИНЕ

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(ДЛЯ СТУДЕНТОВ ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ)

 

Часть  1

Учебно-методическое пособие

 

Череповец

 

 

Примеры решения задач по дисциплине «Общая и неорганическая химия» (для студентов заочной формы обучения). Ч. 1: Учеб. -метод. пособие. - Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. – 61 с.

 

 

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол  № 9 от 10. 06. 05.

Одобрено редакционно-издательской комиссией факультета общематематических и естественнонаучных дисциплин ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 5 от 14. 06. 05.

 

Составители:  О. А. Калько – канд. техн. наук, доцент;

                              Н. В. Кунина               

 

 

Рецензенты:  Г. В. Козлова – канд. хим. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ);

                           Т. А. Окунева (ГОУ ВПО ЧГУ)

 

 

 

Научный редактор:  Г. В. Козлова – канд. хим. наук, доцент

 

 

                                                                                  © Калько О. А., Кунина Н. В.,  2005

© ГОУ ВПО Череповецкий государст-­

                                                                                    венный университет, 2005

ВВЕДЕНИЕ

 

Данное учебно-методическое пособие содержит краткие теоретические сведения и примеры решения задач по следующим разделам курса «Общая и неорганическая химия»: основные законы химии; строение атома и периодичность изменения свойств элементов; химическая связь и строение молекул. Пособие предназначено для студентов заочной формы обучения в качестве вспомогательного руководства при выполнении домашних контрольных работ. Оно также будет полезным при подготовке к экзамену или зачету. Для более глубокого изучения дисциплины необходимо также ознакомиться с соответствующими разделами учебников, рекомендуемых в программе курса. Содержание учеб­но-методического пособия соответствует государственному стандарту дисциплины «Общая и неорганическая химия» для химических специальностей.

 

 

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Краткие теоретические сведения

Химия – одна из фундаментальных естественных наук, предметом изучения которой являются вещества, их свойства и превращения. Одной из центральных характеристик вещества является масса m. Истинные массы структурных составляющих вещества (атомов, молекул и др. ) очень малы (порядка 10^-24¸ 10^{-20 г), поэтому для удобства в химии принято работать не с абсолютными, а с относительными значениями масс.}

Относительная атомная масса химического элемента А_r – это величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе) к  массы изотопа углерода 12 ( С). Значения атомных масс всех химических элементов содержатся в Периодической системе Д. И. Менделеева.

 массы С называется атомной единицей массы (а. е. м. ),

т. е.

 

.

 

Относительная молекулярная масса вещества M_r находится как сумма А_r атомов, из которых состоит молекула.

В 1971 году в Международную систему единиц измерения (СИ) была введена единица количества вещества – моль n – такое количество вещества, которое содержит столько структурных элементарных частиц (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов и т. д. ), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12.

Число атомов в 12 г С равно 6, 02 × 10²³ атомов. Это число называется постоянной Авогадро N_А, которая равна N_А = (6, 022045 ± ± 0, 000031) × 10²³ моль^-1.

Таким образом, количество вещества можно оценить по формуле

 

,                                          (1)

 

где N – число элементарных структурных единиц вещества.

Масса 1 моль вещества называется молярной массой M. Ее можно вычислить как отношение массы вещества m к его количеству n, кг/моль (г/моль):

 

или .                                  (2)

Численное значение М (в г/моль) совпадает с M_r вещества.

Количественные расчеты между веществами, находящимися в газообразном состоянии, удобнее производить не по массе, а по объему. Наиболее важными законами газового состояния являются законы Авогадро, Менделеева – Клапейрона и Дальтона.

Закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Это означает, что одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых физических условиях один и тот же объем. Из закона Авогадро вытекают два важных следствия.

Следствие 1. При одинаковых физических условиях (т. е. Р, Т = const) 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который называют молярным объемом V_м . При нормальных усло­ви­ях (н. у. ) – давление 101, 325 кПа (1 атм или 760 мм рт. ст. ), температура 273 К (0 °С) – этот объем равен V  = = 22, 4 дм³/моль;

Следствие 2. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:

 

,                                      (3)

 

где m₁, m₂ – массы газов, г; M₁, M₂ – молярные массы газов, г/моль. Отношение  называется относительной плотностью первого газа по второму D . Тогда из формулы (3) следует, что

 

M₁ = M₂  × D                                   (4)

 

Зависимость между количеством идеального газа, его объемом, давлением и температурой можно выразить равенством, которое отражает закон Менделеева – Клапейрона:

 

,                                (5)

 

где  = n, моль; P  – давление, Па;  V – объем, м³;    R =

= 8, 314 Дж/(моль × К) - универсальная газовая постоянная; T – температура, К.

Если газообразная фаза представляет собой смесь нескольких газов, химически не взаимодействующих друг с другом, то общее давление такой смеси Р можно определить по закону Дальтона:

Р = Р₁ + Р₂ + Р₃ + … ,                               (6)

 

где Р – общее давление; Р₁, Р₂, Р₃, … – парциальные давления газов 1, 2, 3, ….

Парциальным давлением газа Р_i в смеси называется давление, которое производил бы этот газ, если бы при тех же физических условиях он занимал объем всей газовой смеси. Его можно рассчитать по формулам:

 

Р_i = ;                                     (7)

 

P_i = x_i × P,                                         (8)

 

где n_i – число моль i-го газа в смеси;  – мольная доля i-го газа в смеси.

При количественных расчетах не обязательно записывать уравнение химической реакции и подбирать коэффициенты, если использовать понятия эквивалент и закон эквивалентов.

Эквивалентом Э (Х)называют некую реальную или условную частицу (атом, молекулу, ион, радикал и т. п. ), которая может присоединять, замещать или быть каким-либо другим образом равноценна 1 моль атомов водорода или ионов Н⁺ в химических реакциях. В общем случае эквивалент элемента или вещества Х можно найти по формуле

 

Э(Х) = ,

 

где z^* – число эквивалентности, равное тому количеству атомов или ионов водорода, которое эквивалентно (равноценно) частице Х.

Масса 1 моль эквивалента вещества или элемента Х называется молярной массой эквивалента М_Э(Х)(г/моль). Ее можно рассчитать по формуле

 

М_Э(Х) = М(Х) × Э(Х) =  .

 

Число эквивалентности z^* для химического элемента, входящего в состав какого-либо вещества, равно модулю степени окисления (с. о. ), проявляемой данным элементом в химическом соединении. Таким образом, расчет молярной массы эквивалента элемента следует вести по формуле

 

М_Э(элемент) =  .                           (9)

 

Для простого одноатомного вещества (например: Mg, P, S и т. д. ) z^* равно наиболее характерной валентности В элемента прос­того вещества. Тогда

 

 

М_Э (Х) =  .                              (10)

 

 

Правила определения значения z^* веществ и формулы для расчета их молярных эквивалентных масс во всех других случаях приведены в табл. 1.

При решении задач с участием газообразных веществ обычно пользуются не М_Э, а молярным эквивалентным объемом вещества V_Э, то есть объемом, который занимает 1 моль эквивалентов газа. Расчет V_Э газа (в дм³/моль) при н. у. следует вести по формуле

 

 ,                                 (11)

 

где Э – эквивалент элемента, составляющего газ; N – число атомов элемента в молекуле газа; 22, 4 – молярный объем газа при н. у., дм³/моль.

Достаточно часто уравнения химических реакций записывают в сокращенно-ионной форме. Для ионов М_Э вычисляют по формуле

 

М_Э(иона) =  .                            (12)

 

 

Таблица 1

12345678910Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: