СДЕЛАЙТЕ СВОИ УРОКИ ЕЩЁ ЭФФЕКТИВНЕЕ, А ЖИЗНЬ СВОБОДНЕЕ

Благодаря готовым учебным материалам для работы в классе и дистанционно

Скидки от 35 % на все комплекты
только до

Готовые ключевые этапы урока всегда будут у вас под рукой

Организационный момент

Проверка знаний

Объяснение материала

Закрепление изученного

Итоги урока

Лекционный материал по ОУД Химия. Лекция 1. Раздел  I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Глава 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия 1.1. Основные понятия и определения

Категория: Химия

Нажмите, чтобы узнать подробности

Химия - часть естествознания, изучающая состав. строение и химические свойства веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава.

Следует иметь в виду, что химия изучает низкоэнергетические преващения максимальная температура которых не превышает несколько тысяч градусов, давление - до 100 МПа. Эти превращения веществ называются химическими реакциями.

Просмотр содержимого документа
«Лекционный материал по ОУД Химия. Лекция 1. Раздел  I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Глава 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия 1.1. Основные понятия и определения»

Лекция 1

Р а з д е л I.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Глава 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия

1.1. Основные понятия и определения


Химия  часть естествознания, изучающая состав. строение и химические свойства веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава.

Следует иметь в виду, что химия изучает низкоэнергетические преващения максимальная температура которых не превышает несколько тысяч градусов, давление  до 100 МПа. Эти превращения веществ называются химическими реакциями.

Под химическими свойствами веществ понимают совокупность химических реакций, в которые они могут вступать. Как и физические свойства (цвет, плотность, твердость, электропроводность, температуры плавления и кипения), они определяются строением и составом вещества.

Простое химическое вещество (простое вещество)  это вещество, которое состоит из атомов одного и того же химического элемента.

Атом мельчайшая частица простого вещества, сохраняющая все его основные химические свойства. Атом состоит из определенного числа протонов и нейтронов, составляющих ядро, и электронов, число которых равно числу протонов, то есть атом электронейтрален. В условиях химических реакций атом не может быть превращен в другие атомы.

Элемент  вид атомов, характеризующихся одинаковым числом протонов. Элементу присваивается атомный номер, равный числу протонов в его ядре, и ему дается название, первые буквы (латинского названия) которого являются символом элемента и, кроме того, обозначают один атом и один моль этого элемента. Например, элемент с атомным номером 18 называется Аргон (Argon  лат.) и обозначается Ar; этот знак (символ) данного элемента обозначает наличие одного атома или одного моля атомов (см. ниже). Атомный номер химического элемента равен его порядковому номеру в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Сложным химическим веществом (химическим соединением) является вещество, состоящее из атомов нескольких элементов. Многие химические соединения состоят из молекул, но также много соединений, имеющих немолекулярную структуру.

Молекулой называется мельчайшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая всеми его химическими свойствами. Например, из молекул состоят хлороводород НСl (1 атом водорода соединен с 1 атомом хлора), аммиак NH3 (1 атом азота соединен с 3 атомами водорода), вода H2O (1 атом кислорода соединен с 2 атомами кислорода) и т.д.

В то же время во многих (обычно в кристаллических) химических соединениях нельзя выделить молекулы, так как они состоят из прочно связанных между собою атомов или ионов, на которые невозможно разделить сложное вещество, не изменив существенно его свойства. В этом случае состав вещества выражается формульной единицей. Например, формульная единица K2SO4 обозначает кристаллическое вещество сульфат калия, в котором на каждые 2 атома калия приходится 1 атом серы и 4 атома кислорода.

При описании состава и строения вещества иногда используют понятие о структурной единице (СЕ) – это более общее понятие, обозначающее любые атомы или их группы (в том числе молекулы и формульные единицы), которые используются для описания состава вещества.

Таким образом, состав вещества выражается его химической формулой, которая определяет соотношение между количеством атомов элементов в соединении или количеством атомов в простом веществе. Химическая формула выражает состав молекулы, если вещество имеет молекулярное строение, или является только формульной единицей вещества, если молекулы данного вещества не существуют.


1.2. Атомно-молекулярное учение


Представления об атомах как мельчайших неделимых частицах зародились в древней Греции. Основы современного атомно-молекулярного учения впервые сформулировал М.В. Ломоносов (1748), но его представления, изложенные в частном письме, были неизвестны большинству учёных. Поэтому основоположником современного атомно-молекулярного учения считается английский ученый Дж. Дальтон, который сформулировал (1803–1807) его основные постулаты.

1. Каждый элемент состоит из очень мелких частиц – атомов.

2. Все атомы одного элемента одинаковы.

3. Атомы различных элементов имеют разные массы и обладают разными свойствами.

4. Атомы одного элемента не превращаются в атомы других элементов в результате химических реакций.

5. Химические соединения образуются в результате комбинации атомов двух или нескольких элементов.

6. В данном соединении относительные количества атомов различных элементов всегда постоянны.

Эти постулаты вначале были косвенно доказаны совокупностью стехиометрических законов. Стехиометрия часть химии, которая изучает состав веществ и его изменение в ходе химических превращений. Это слово образовано от греческих слов «стехион»  элемент и «метрон»  мера. К законам стехиометрии относятся законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, объемных отношений, закон Авогадро и закон эквивалентов.


1.3. Стехиометрические законы

Законы стехиометрии считаются составными частями АМУ. На основании этих законов было введено понятие о химических формулах, химических уравнениях и валентности.


1.4. Относительные атомные и молекулярные массы


Установление стехиометрических законов позволило приписать атомам химических элементов строго определенную массу. Массы атомов чрезвычайно малы. Так, масса атома водорода составляет 1,67∙10–27кг, кислорода  26,60∙10-27 кг, углерода  19,93∙10–27 кг. Пользоваться такими числами при различных расчетах очень неудобно. Поэтому с 1961 года за единицу массы атомов принята 1/12 массы изотопа углерода 12С  атомная единица массы (а.е.м.). Раньше её называли углеродной единицей (у.е.), но сейсчас это название использовать не рекомендуется.

Масса а.е.м. составляет 1,66.10–27 кг или 1,66.10–24 г.

Относительной атомной массой элемента (Аr) называют отношение абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа углерода 12С. Иначе говоря, Аr показывает, во сколько раз масса атома данного элемента тяжелее 1/12 массы атома 12С. Например, округлённое до целого числа значение Аr кислорода равно 16; это означает, что масса одного атома кислорода в 16 раз больше 1/12 массы атома 12С.

Относительные атомные массы элементов (Аr) приводятся в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Относительной молекулярной массой (Мr) вещества называется масса его молекулы, выраженная в а.е.м. Она равна сумме атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества и вычисляется по формуле вещества. Например, относительная молекулярная масса серной кислоты H2SO4 слагается из атомных масс двух атомов водорода (1∙2 = 2), атомной массы одного атома серы (32) и атомной массы четырех атомов кислорода (4∙16 = 64). Она равна 98.

Это означает, что масса молекулы серной кислоты в 98 раз больше 1/12 массы атома 12С.

Относительные атомные и молекулярные массы  величины относительные, а потому  безразмерные.


1.5. Моль и молярная масса


В химии широко используется особая величина  количество вещества. Количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов или др.) этого вещества и выражается в молях.

Моль  это количество вещества, содержащее столько структурных или формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г (0,012 кг) изотопа 12С.

Понятие «моль» распространяется на любые структурные единицы: атомы, молекулы, формульные единицы, катионы, анионы, электроны и другие.

Экспериментально установлено, что в 12 г изотопа 12С и, следовательно, в одном моле любого вещества, содержится 6,02∙1023 атомов. Это важная постоянная величина – постоянная Авогадро (NА); её размерность  моль–1.

При применении понятия «моль» надо чётко представлять себе, какие структурные единицы имеются в виду. Например, один моль атомарного водорода содержит 6,02·1023 атомов Н, один моль воды содержит 6,02·1023 молекул Н2О, один моль растворённого в воде хлорида натрия содержит 6,02·1023 ионов Na+ и 6,02·1023 ионов Cl.

Количество вещества обозначается буквой n.

Молярная масса – это масса одного моля этого вещества. Молярная масса, выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе вещества, выраженной в атомных единицах массы. Так, молекула Н2О имеет относительную массу (Мr) 18 (а.е.м.), а 1 моль Н2О (т.е. 6,021023 молекул) имеет массу 18 г.

Масса m, молярная масса M и количество вещества n связаны между собойпростыми соотношениями:


1) n = (моль) 2) М = (г/моль) 3) m = n∙M (г)


Пример 1. Какому количеству вещества соответствует 56 г азота и сколько молекул азота содержится в этом количестве?

Решение. Молярная масса азота (N2) равна 28 г/моль. Следовательно, 56 г азота соответствуют двум молям. Моль любого вещества содержит 6,021023 структурных единиц, следовательно, в двух молях азота содержится 12,04∙1023 молекул.

Пример 2. В результате реакции железа с серой получено 22 г сульфида железа (II). Какое количество сульфида железа соответствует этой массе?

Решение. Молярная масса сульфида железа (II) FeS равна 88 г/моль. Используя формулу 1, вычисляем количество FeS:

n 0,25 моль.

Пример 3. Каковы масса и количество воды, которые образовались при сгорании 8 г водорода?

Решение. Записываем уравнение реакции:


2 + О2 = 2Н2О


В уравнении реакции коэффициенты перед формулами веществ (стехиометрические коэффициенты) показывают количества взаимодействующих и образющихся веществ. Из этого уравнения видно, что из двух моль водорода (2∙2 = 4 г) образуется 2 моля (2∙18 = 36 г) воды.

На основании этого составляем пропорцию и вычисляем массу воды:


из 4 г водорода получается 36 г воды

из 8 г получается Х г


72 г.

По формуле 1 находим количество воды:


n = = 4 моль


1.6. Газовые законы в химии


Многие вещества (кислород, водород, азот, углекислый газ, аммиак и др.) существуют в газообразном состоянии. Состояние газа описывается определенными законами. Экспериментально установлено, что все газы (при постоянной температуре) одинаково сжимаются (закон БойляМариотта: PV = const или Р1V1 = P2V2) и обладают одинаковым термическим коэффициентом расширения (законы ГейЛюссака и Шарля: const при постоянном давлении и = const при постоянном объеме). Сочетание этих законов находит свое выражение в уравнении Клапейрона:



Уравнение Клапейрона используется для приведения объемов газов от одних условий (температуры и давления) к другим.

На основе этих газовых законов и своих наблюдений Авогадро сформулировал следующий закон (1811): в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Если взять 1 моль любого газа, то легко убедиться измерением объемов, что при нормальных условиях он займет объем 22,4 л. Это мольный (или молярный) объем газа. Эта постоянная величина, обозначается Vm, единича измерения – л/моль.

Нормальные условия в Международной системе единиц (СИ): давление 1,013105 Па (в других единицах давления это 760 мм рт.ст. или 1 атм.); температура 273 К (0 ºС).

Если условия отличаются от нормальных, мольный объём имеет другое значение, для расчетов которого можно воспользоваться уравнением Клапейрона–Менделеева:

,

где Р  давление газа, V  объем, m  масса газа, М  молярная масса, Т  температура (К), R  молярная (универсальная) газовая постоянная, численное выражение которой зависит от единиц, определяющих объем газа и его давление.

В системе СИ: R = 8,314 Дж/моль·К или 8,314 Пам3/ мольК.

Для внесистемных единиц измерения давления и объема величина R имеет значения:

R = 62400 мм рт. ст.мл/мольК; R = 0,082 атмл/мольК; R = 1,99 кал/моль·К.

Газовые законы сыграли большую роль в установлении атомно-молекулярного учения и в разработке молекулярно-кинетической теории газов. В настоящее время они широко используются в химических расчетах, когда в реакциях участвуют и (или) образуются газообразные вещества.


Пример 4. Найти массу 200 л хлора при н.у.

Решение. 1 моль газообразного хлора (Сl2) имеет массу 71 г и занимает объем 22,4 л. Составляем и решаем пропорцию:

71 г  22,4 л

Х г  200 л Х = 200∙71/ 22,4 = 633,2 г.


1.7. Эквиваленты и эквивалентные массы


Количественный подход к изучению химических явлений и установление закона постоянства состава показали, что вещества вступают во взаимодействие в определенных соотношениях масс, что привело к введению такого важного понятия, как «эквивалент», и установлению закона эквивалентов: массы взаимодействующих без остатка веществ соотносятся как их эквивалентные массы. Математическое выражение закона эквивалентов:


,

где Мэк,1 и Мэк,2 эквивалентные массы.

Эквивалентэто частица или часть частицы, которая соединяется (взаимодействует) с одним атомом или ионом водорода.

Из этого определения видно, что понятие «эквивалент» относится к конкретной химической реакции; если его относят к атому в химическом соединении, то имеют в виду реакцию образования этого соединения из соответствующего простого вещества и называют эквивалентом элемента в соединении.

В одном атоме, одной молекуле или формульной единице вещества (В) может содержаться Z эквивалентов этого вещества. Число Z называют эквивалентным числом (или показателем эквивалентности). Обратная величина этого числа называется фактором эквивалентности. Фактор эквивалентности (f) доля частицы, составляющая эквивалент.

Относительная масса эквивалента называется эквивалентной массой, а масса одного моля эквивалентов, выраженная в граммах, называется молярной эквивалентной массой; она обозначается Мэк, единица измерения – моль эк/г, она численно равна относительной молекулярной массе эквивалента.


Пример 5. Определить эквивалент, эквивалентную массу и молярную массу эквивалента кислорода в молекуле воды.

Решение. Такая формулировка вопроса предполагает реакцию образования воды из кислорода и водорода H2 + ½O2 = Н2О, в которой с 1 атомом водорода соединяется ½ атомов кислорода. Следовательно, Z(О) = 2. Атомная масса кислорода равна 16. Эквивалентом кислорода является ½ его атома, эквивалентная масса равна 8, а молярная масса эквивалента равна 8 г/ моль.


Эквиваленты одних и тех же элементов в различных химических соединениях могут различаться, т.к. величина эквивалента зависит от характера превращения, претерпеваемого им. Так, в соединении SO2 эквивалентная масса серы равна 8 г/моль, что составляет 1/4 от атомной массы, а в соединении SO3  5,3 г/моль, что составляет 1/6 от атомной массы серы. Эквивалентное число серы в этих оксидах равно 4 и 6, т.е. оно равно степени окисления (стехиометрической валентности) серы в этих соединениях. Таким образом, относительная эквивалентная масса и численно равная ей молярная масса элемента в соединении вычисляется по формуле:


Мэк (элемента) = , (1.7)


где А  атомная масса,   степень окисления элемента в данном соединении.

Например, Z(Mn) в соединении KMnO4 составляет 7( = +7), а Мэк (Mn) = = 7,85 г/моль; в соединении Mn2O3 Z = 3 и поэтому Мэк (Mn) = = 18,3 г/моль.

Эквивалентная масса вещества имеет различные значения в зависимости от того, в какой химической реакции участвует это вещество. При расчете эквивалентных масс можно пользоваться следующими правилами и формулами.

1. Эквивалентная масса кислоты в реакциях замещения ионов водорода равна:


Мэк кислоты =


2. Эквивалентная масса основания в реакции замещения гидроксид-ионов равна:


Мэк основания =


Пример 6. Определить эквивалентную массу H2SO4 в реакциях:


1) H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O

2) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O


Решение. В реакции 1 замещён один ион водорода, следовательно, эквивалентное число серной кислоты Z(H2SO4) = 1, Мэк(H2SO4) = 98 г/моль эк. В реакции 2 заместились оба иона водорода, следовательно, эквивалентное число Z(H2SO4) = 2, а Mэк(H2SO4) = 49 г/моль эк.


Пример 7. Определить эквивалентную массу гидроксида висмута в реакциях:


1) Bi(OH)3 + HCl = Bi(OH)2Cl + H2O

2) Bi(OH)3 + 3HCl = BiCl3 + H2O


Решение. 1) Z(Bi(OH)3) = 1, а Mэк(Bi(OH)3) = 260 г/моль эк, т.к. из трех гидроксид-ионов заместился один; 2) Z(Bi(OH)3) = 3, a Mэк(Bi(OH)3) = 260:3 = 86,3 г/моль эк, т.к. заместились все три иона ОН).


3. Эквивалентная масса соли в реакциях полного замещения катиона или аниона равна:

Мэк. соли =


или Мэк соли =


Например. в сульфате алюминия Al2(SO4)3 произведение заряда катиона на их число равно 32 = 6. Но эквивалентное число соединения в реакции может быть меньше (неполное замещение катионов) или больше (комплексообразование). Если, например, это соединение участвует во взаимодействии


Al2(SO4)3 + 12KOH = 2K3[Al(OH)6] + 3K2SO4,


то при этом три сульфат-аниона с суммарным зарядом 6 замещаются двенадцатью гидроксид-ионами ОН, следовательно, в этой реакции Z(Al2(SO4)3) = 12.


4. Эквивалентная масса оксида в реакциях полного замещения равна


Мэк оксида =


Например, Z(Fe2O3) = 32 = 6, Мэк = М(Fe2O3) = 160:6 = 26,6 г/моль эк. Но в реакции

Fe2O3 + 4HCl = 2FeOHCl2 + H2O


Z(Fe2O3) = 4, Мэк(Fe2O3) = 160:4 = 40 г/моль эк, т.к. одна формульная единица Fe2O3 взаимодействует с четырьмя эквивалентами HCl.

При решении задач, связанных с газообразными веществами, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема. Это объем, занимаемый одним молем эквивалентов газообразного вещества. Для водорода при н.у. этот объем равен 11,2 л/моль эк (так как Мэк(Н) = 1 г/моль эк), а для кислорода – 5,6 л/моль эк (так как Мэк(О) = 8 г/моль эк).


Пример 8. На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл водорода (н.у.). Вычислить эквивалентные массы оксида и металла.

Решение. Согласно закону эквивалентов, массы (объемы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):


Отсюда


(г/моль), + ,


следовательно

г/моль эк.


Пример 9. Вычислить эквивалентную массу цинка, если 1,168 г этого металла вытеснили из кислоты 438 мл Н2 (Т = 17 С и Р = 750 мм рт. ст.).

Решение. 1) По уравнению Клапейрона–Менделеева вычисляем массу водорода:


г


Согласно закону эквивалентов

,

следовательно

= 32,6 г/моль эк.


1.8. Химические формулы.


Химическая формула отражает состав вещества. Например, Н2О  два атома водорода соединены с атомом кислорода. Химические формулы содержат также некоторые сведения о структуре вещества: например, Fe(OH)3, Al2(SO4)3  в этих формулах указаны некоторые устойчивые группировки (ОН, SO4), которые входят в состав вещества  его молекулы или формульной единицы.

Молекулярная формула указывает число атомов каждого элемента в молекуле. Молекулярная формула описывает вещества с молекулярным строением (газы, жидкости и некоторые твердые вещества). Состав вещества с атомной или ионной структурой можно описать только формульной единицамей.

Формульная единица указывает простейшее соотношение между числом атомов разных элементов в веществе. Например, формульная единица бензола  СН, молекулярная формула  С6Н6.

Структурная (графическая) формула указывает порядок соединения атомов в молекуле и в формульной единице и число связей между атомами.


1.9. Валентность


Правильное написание таких формул основано на представлении о валентности (valentia  сила) как о способности атома данного элемента присоединять к себе определенное число других атомов. В современной химии рассматривается три вида валентности: стехиометрическая, электронная и структурная.

Стехиометрическая валентность химического элемента это число эквивалентов, которое может к себе присоединить данный атом, или  число эквивалентов в атоме. Эквиваленты определяются по числу присоединённых или замещённых атомов водорода, поэтому стехиометрическая валентность равна числу атомов водорода, с которыми взаимодействует данный атом. Но сводородом взаимодействуют не все элементы, а скислородом – практически все, поэтому стехиометрическую валентность можно определить как удвоенное число присоединённых атомов кислорода.

Например, стехиометрическая валентность серы в сероводороде H2S равна 2, в оксиде SO2 – 4, в оксиде SO3 –6.

При определении стехиометрической валентности элемента по формуле бинарного соединения следует руководствоваться правилом: суммарная валентность всех атомов одного элемента должна быть равна суммарной валентности всех атомов другого элемента.

Зная валентность элементов и это правило, можно составить химическую формулу соединения. При составлении формул следует соблюдать следующий порядок действий.

1. Пишут, в порядке возрастания электроотрицатальности, химические символы элементов, которые входят в состав соединения, например:


KO AlCl AlO


2. Над символами химических элементов проставляют их валентность (её принято обозначать римскими цифрами):


I II III I III II

KO AlCl AlO .


3. Используя вышесформулированное правило, определяют наименьшее общее кратное чисел, выражающих стехиометрическую валентность обоих элементов (2, 3 и 6, соответственно).

4) Делением наименьшего общего кратного на валентность соответствующего элемента находят числа атомов в формуле соединений:


I II III I III II

K2O AlCl3 Al2O3



Пример 15. Составить формулу оксида хлора, зная, что хлор в нем семивалентен, а кислород  двухвалентен.

Решение. Находим наименьшее кратное чисел 2 и 7  оно равно 14. Разделив наименьшее общее кратное на стехиометрическую валентность соответствующего элемента, находим числа атомов: хлора 14:7 = 2, кислорода 14:2 =7. Таким образом, формула оксида – Cl2O7.


Степень окисления также характеризует состав вещества и равна стехиометрической валентности со знаком плюс (для металла или более электроположительного элемента в молекуле) или минус.

Рекомендуется использовать следующие правила определения степеней окисления.

1. В простых веществах степень окисления элементов равна нулю.

2. Степень окисления фтора во всех соединениях равна 1. Остальные галогены (хлор, бром, иод) с металлами, водородом и другими более электроположительными элементами тоже имеют степень окисления 1, но всоединениях с более электроотрицательными элементами они имеют положительные значения степеней окисления.

3. Кислород в соединениях имеет степень окисления 2; исключением являются пероксид водорода Н2О2 и его производные (Na2O2, BaO2 и т.п., в которых кислород имеет степень окисления 1, а также фторид кислорода OF2, степень окисления кислорода в котором равна +2.

4. Щелочные элементы (Li, Na, K и др.) и элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (Be, Mg, Ca и др.) всегда имеют степень окисления, равную номеру группы, то есть +1 и +2, соответственно.

5. Все элементы третьей группы, кроме таллия имеют постоянную степень окисления, равную номеру группы, т.е. +3.

6. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, а низшая – разности: № группы  8. Например, высшая степень окисления азота (он расположен в пятой группе) равна +5 (в азотной кислоте и её солях), а низшая равна 3 (в аммиаке и солях аммония).

7. Степени окисления элементов в соединении компенсируют друг друга так, что их сумма для всех атомов в молекуле или нейтральной формульной единице равна нулю, а для иона  его заряду.

Эти правила можно использовать для определения неизвестной степени окисления элемента в соединении, если известны степени окисления остальных, и составления формул многоэлементных соединений.


Пример 16. Определить степень окисления хрома в соли K2CrO4 и в ионе Cr2O72.

Решение. Степень окисления калия равна +1 (првило 4) а кислорода 2 (правило 3). Степень окисления хрома обохначаем Х. Для формульной единицы K2CrO4 имеем:


2∙(+1) + Х + 4∙(2) = 0,


следовательно, степень окисления хрома Х = +6.

Для иона Cr2O72 имеем: 2∙Х + 7∙(2) = 2, Х = +6.

Видим, что степень окисления хрома в обоих случаях одинакова.


Пример 17. Определить степень окисления фосфора в соединениях P2O3 и PH3.

Решение. В соединении P2O3 степень окисления кислорода равна 2. Исходя из того, что алгебраическая сумма степеней окисления молекулы должна быть равной нулю, находим степень окисления фосфора: 2∙Х + 3∙(2) = 0, отсюда Х = +3.

В соединении PH3 степень окисления водорода равна +1, отсюда Х + 3∙(+1) = 0, Х = 3.


Пример 18. Напишите формулы оксидов, которые можно получить при термическом разложении перечисленных ниже гидроксидов (оснований и кислот): Fe(OH)3, Cu(OH)2, H2SiO3, H3AsO4, H2WO4.

Решение. Fe(OH)3  заряд гидроксид-иона равен 1, следовательно, степень окисления железа равна +3 и формула соответствующего оксида  Fe2O3.

Cu(OH)2  так как имеется два гидроксид-иона, суммарный заряд которых равен 2, то степень окисления меди равна +2 и формула оксида  CuO.

H2SiO3. Степень окисления водорода равна +1, кислорода 2, кремния – Х. Алгебраическое уравнение: 2∙(+1) + Х + 3∙(2) = 0. Х = +4. Формула оксида – SiO2.

H3AsO4  степень окисления мышьяка в кислоте вычисляется по уравнению:


3.(+1) + X + 4·(2) = 0; X = +5.

Таким образом, формула оксида  As2O5.

H2WO4. Степень окисления волфрама, вычисленная таким же способом (проверьте!) равна +6. Следовательно, формула соответствующего оксида  WO3.

Химические элементы подразделяются на элементы постоянной и переменной валентности; соответственно первые имеют постоянную степень окисления в любых соединениях, а вторые – различную, которая зависит от состава соединения/

Рассмотрим, как с помощью Периодической системы Д.И. Менделеева можно определить степени окисления элементов.

Для устойчивых степеней окисления элементов главных подгрупп наблюдается следующие закономерности.

1. У элементов IIII групп существуют единственные степени окисления  положительные, и равные по величине номерам групп, кроме таллия, имеющего степеи окисления +1 и +3.

2. У элементов IVVI групп, кроме максимальной положительной степени окисления, соответствующей номеру группы, и отрицательной, равной разности между числом 8 и номером группы, существуют еще промежуточные степени окисления, обычно отличающиеся между собой на 2 единицы. Для IV группы степени окисления равны +4, +2, 4, 2; для V группы +5, +3, 3, 1; для VI группы  +6, +4, 2.

3. У элементов VII группы существуют все степени окисления от +7 до 1, различающиеся на две единицы, т.е. +7,+5, +3, +1 и 1. Но в этой группе (галогены) выделяется фтор, который не имеет положительных степеней окисления и в соединениях с другими элементами существует только в одной степени окисления 1.

Примечание. Известно несколько неустойчивых соединений хлора, брома и иода с четными степенями окисления +2, +4 и +6 (ClO, ClO2, ClO3 и др.).


У элементов побочных подгрупп нет простой связи между устойчивыми степенями окисления и номером группы. Для наиболее распространённых элементов лементов побочных подгрупп устойчивые степени окисления следует просто запомнить. К таким элементам относятся: хром Cr (+3 и +6), марганец Mn (+7, +6, +4 и +2), железо Fe, кобальт Co и никель Ni (+3 и +2), медь Cu (+2 и +1), серебро Ag (+1), золото Au (+3 и +1), цинк Zn и кадмий Cd (+2), ртуть Hg (+2 и +1).

Для составления формул трех- и многоэлементных соединений необходимо знать степени окисления всех элементов. При этом количество атомов элементов в формуле определяется из условия равенства суммы степеней окисления всех атомов нулю (в формульной единице) или заряду (в ионе). Например, если известно, что в формульной единице имеются атомы K, Cr и О со степенями окисления равными +1, +6 и 2, соответственно, то этому условию будут удовлетворять формулы K2CrO4, K2Cr2O7, K2Cr3O10 и многие другие; аналогично этому иону с зарядом 2, содержащему Cr+6 и O2, будут соответствовать формулы CrO42, Cr2O72, Cr3O102, Cr4O132 и т.д.

Электронная валентность элемента равна числу химических cвязей, образуемых атомом этого элемента.

В большинстве соединений электронная валентность элементов равна стехиометрической. Но имется немало исключений. Например, в пероксиде водорода H2O2 стехиометрическая валентность кислорода равна единице (на каждый атом кислорода приходится по одному атому водорода), а электронная – двум, что следует из структурной формулы, которая показывает химические связи атомов: Н–О–О–Н. Несовпадение значений стехиометрической и электронной валентности объясняется в этом случае тем, что атомы кислорода связаны не только с атомами водорода, но и между собой.

Таким образом, имеются химические соединения, в которых стехиометрическая и электронная валентности не совпадают. К ним, например, относятся комплексные соединения.

Структурная (координационная) валентность, или координационное число определяется числом соседних атомов. Например, в молекуле SO3 у серы число соседних атомов кислорода равно 3 и структурная валентность и координационное число равно 3, тогда как стехиометрическая валентность равна 6.

Электронная и координационная валентности более подробно рассматриваются в главах «Химическая связь» и «Комплексные соединения».


1.10. Структурные формулы


В веществах атомы связаны друг с другом в определённой последовательности, а между парами атомов (между химическими связями) имеются определённые углы. Всё это необходимо для характеристики веществ, так как от этого зависят их физические и химические свойства. Сведения о геометрии связей в веществах частично (иногда полностью) отражаются в структурных формулах.

В структурных формулах связь между атомами изображается чертой. Например:

- химическая формула воды H2O, а структурная HOH,

- химическая формула пероксида натрия Na2O2, а структурная NaOO–Na,

- химическая формула азотистой кислоты HNO2, а структурная HONO.

При изображении структурных формул чёрточками обычно показывают стехиометрическую валентность элементов. Структурные формулы, построенные по стехиометрическим валентностям, иногда называются графическими. Такие структурные формулы несут информацию о составе и порядке расположения атомов, но не содержат правильных сведений о химических связях между атомами.

Например, химическая формула азотной кислоты HNO3, а структурная, построенная по стехиометрическим валентностям, изображается так:


O

HON

O


Из этой формулы видно, что стехиометрическая валентность азота в азотной кислоте равна 5. и это правильно. Но, как показывают исследования, электронная валентность азота в азотной кислоте рана 4, так как между атомами азота и кислорода образуется не четыре, а три связи, причём, одна их них распределяется поровну между двумя атомами кислорода (такие связи называются делокализованными). Поэтому структурная формула азотной кислоты, отражающая электронную валентность элементов, такова:

Большинство оксидов, оснований и солей существуют в виде твердых соединений с ионными или частично ионными связями. Для таких соединений структурные формулы не соответствуют реальному строению веществ, а носят формальный, условный характер, показывая, как могли бы соединяться атомы, если бы вещество состояло из молекул, соответствующих формуле.

Истинную структурную формулу можно изобразить лишь на основании исследования реальной структуры вещества – экспериментально или теоретически. Эти вопросы рассматриваютя в данном пособии и в других учебных пособиях при изучениихимической связи.

При изображении структурных (графических) формул нужно выполнять следующие простые правила.

1. Число чёрточек, исходящих от каждого атома, равно его валентности.

2. В кислородсодержащих кислотах и солях со сложным кислородсодержащим катионом атомы водорода и металла соединяются с кислотообразующим элементом через атомы кислорода.

3. Атомы элементов, у которых стехиометрическая валентность в соединении совпадает с электронной валентностью, не соединяются между собой, т.е. не образуют гомоцепей.


Пример 19. Изобразить структурные формулы a) CrO3; б) Al2S3, в) K2SO4.

Решение. Определяем стехиометрические валентности атомов: V(K) = 1;
V(S) = 6; V(O) = 2. Изображаем структурную формулу, пользуясь правилами 13:

При изображении структурных формул солей можно исходить из соответствующих формул кислот, заменяя в них атомы водорода на атомы металла с соблюдением правила валентности, т.е. один атом водорода заменяется одновалентным металлом, два  двухвалентным, три  трехвалентным и т.д. Например, карбонат кальция (CaCO3) – это средняя соль угольной кислоты H2CO3, поэтому структурную формулу этой соли можно представить так:


Н О О

С=О Са С=О.

НО О


Пример 20. Изобразите графические формулы кислой соли гидросульфата натрия и основной соли карбоната гидроксожелеза (III).

Решение. При составлении графических формул солей нужно отчетливо представлять себе графические формулы кислотных и основных остатков. Кислую соль (NaHSO4) можно представить как продукт замещения одного атома водорода в серной кислоте на атом натрия:


HО O HO O

S S

HО O NaO O .


Основную соль (FeOHCO3) можно представить как продукт частичного замещения гидроксогрупп в основании Fe(OH)3 на кислотный остаток угольной кислоты:


О  H HO

F e  O  H ; C = O ;

O  H HO

О

H – O – Fe C = O ;

O


В приведенных примерах углы между связями взяты произвольно. Однако они также могут быть точно указаны и изображены.

Эти правила не распространяются на соединения, в которых электронная и стехиометрическая валентность какого-либо элемента различны, например в пероксо- и персульфо-соединениях:


K  S K  O

K2S2:  K2O2: 

K  S K  O


К такимже соединениям относятся и некоторые кислоты, в которых часть атомов водорода соединяется не с атомами кислорода, а с атомом кислотообразующего элемента непосредственно. Рассмотрим три кислоты., образуемые фофсфором: 1) форфорную, 1) фосфористую и 3) фосфорноватистую.

1. Химическая формула , структурная


2. Химическая формула , структурная


3. Химическая формула , структурная




1.11. Уравнения химических реакций


Химические реакции записывают в виде особых (химических) уравнений, в которых каждый символ атома или молекулы обозначает атом (молекулу) или один их моль. Знак равенства между реагентами и продуктами отражает закон сохранения массы вещества в химических реакциях и, как следствие, тот факт, что число атомов каждого элемента среди реагентов равно числу таких же атомов среди продуктов. Например, химическое уравнение реакции


2 + О2 = 2Н2О

реагенты продукты


означает, что 2 молекулы водорода Н2 (4 атома Н) взаимодействуют с одной молекулой О2 (2 атома О) и при этом получается 2 молекулы воды, в которых столько же атомов Н (4) и О (2), сколько их было в реагентах. Для практических расчётов важнее то, что уравнение показывает количества взаимодействующих и образующихся веществ: два моля водорода Н2 взаимодействуют с одним молем кислорода О2 и при этом получается два моля воды.

Коэффициенты перед формулами в уравнении реакции называются стехиометрическими; они относятся ко всем атомам формулы (коэффициент 1 не пишется, т.к. сама формула означает один моль вещества). Кроме того, в химических уравнениях сохраняется заряд; это важно при написании уравнений ионных и окислительно-восстановительных реакций (см. разд. 6 и 7).

При написании химического уравнения сначала записывают его схему без стехиометрических коэффициентов, например


Н2 + N2  NH3,


а затем уравнивают его. Общий метод уравнивания заключается в составлении уравнений баланса всех атомов. Для этого записывают химическое уравнение с неизвестными коэффициентами:


х1Н2 + х2N2 = x3NH3,


а затем  алгебраическую систему уравнений баланса по атомам:


1) 2х1 = 3х3 (по атомам Н)

2) 2х2 = х3 (по атомам N)


Система не имеет определенного решения, так как не хватает одного уравнения. Решая эту систему, находим:


и


Принимая далее один из коэффициентов равным 1, например х2 = 1 (это и будет третье уравнение системы), находим, что х3 = 2 и х1 = 3.

Таким образом, получим уравнение:


2 + N2 = 2NH3


Если получаются дробные коэффициенты, то их обычно приводят к наименьшему целому.

Другие способы уравнивания будут рассмотрены в разделе 7.1.1.

Уравнение химической реакции замечательно тем, что по нему можно найти количества и массы всех реагирующих и получающихся веществ, если известно количество или масса хотя бы одного из них и если реакция протекает нацело.


Пример 21. Рассчитать массу 30%-й соляной кислоты, необходимой для разложения одного кг СаСО3. Определить объем СО2(н.у.), выделяющегося при этом.

Решение. Записываем уравнение реакции и молярные массы реагентов:


СаСО3 + 2НСl = CaCl2 + CO2 + H2O; М(СаСО3) = 100 г/моль, М(НCl) = 36,5 г/моль.


Из уравнения делаем вывод, что 1 моль СаСО3 взаимодействует с 2 моль кислоты и при этом выделяется 1 моль СО2. На этом основании можно составить пропорции:


1) 100 г СаСО3 взаимодействуют с 2·36,5 г НСl

1000 г СаСО3 взаимодействует с Х г НСl


Отсюда Х = 720 г HCl – это масса хлороводорода в чистом виде, а масса 30%-й соляной кислоты m равна:

m =


2) При взаимодействии 100 г CaCO3 выделяется 22,4 л (1 моль) СО2

При взаимодействии 1000 г CaCO3 выделяется Х л СО2.


Отсюда объём выделяющегося углекислого газа СО2 равен 224 л.


1.12. Классификация химических реакций


Из определения химии как науки ясно, что под химической реакцией понимают превращения одних веществ в другие. При этом выполняются фундаментальные законы сохранения:

 общий атомный состав продуктов и реагентов одинаковы (атомы сохраняются);

 в реакции сохраняется суммарный заряд;

 энергия, выделяющееся в ходе прямой реакции, равна энергии, поглощающейся в обратной ей реакции.

Химические реакции классифицируются по различным признакам.

  1. По составу реагентов и продуктов реакции делятся на реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакции соединения это такие реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество, например:


2H2 + O2 = 2H2O или SO3 + H2O = H2SO4


Реакции разложения это такие реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ – простых или сложных, например:


(CuOH)2CO3 = 2CuO + H2O + CO2


Реакции замещения это реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества или молекулы одного вещества замещают некоторые атомы (молекулы) в составе другого вещества. Например:


Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu


[Cu(H2O)4]Cl2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]Cl2 + 4H2O


Реакции обмена это такие реакции, в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества. Например:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O


  1. По признаку выделения или поглощения тепла реакции делят на экзотермические и эндотермические.

Экзотермические это реакции, протекающие с выделением тепла, например:

H2 + Cl2 = 2HCl + 184,6 кДж (Н0 = 184,6 кДж),


где Н0 – тепловой эффект при постоянном давлении в стандартных условиях (см. в разделе 4).

Эндотермические это реакции, протекающие с поглощением тепла из окружающей среды, например:


N2 + O2 = 2NO  180,8 кДж (Н0 = +180,8 кДж)


  1. По признаку обратимости реакции подразделяются на обратимые и необратимые.

Обратимые  это такие реакции, которые могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях при небольшом изменении условий (концентраций, температуры, давления), например:


3H2 + N2  2NH3


В уравнениях обратимых реакций знак равенства заменяется двумя стрелками, направленными в противоположные стороны.

Необратимые это реакции, протекающие до конца, т.е. до полного превращения реагентов в конечные продукты; причём обратная реакция не может быть проведена ни при каких условиях. Примером такой принципиально необратимой реакции может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2KClO3 = 2KCl + 3O2.


Реакция прекратится тогда, когда вся соль превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций немного. Большинство реакций являются обратимыми.

По признаку природы реагентов и продуктов реакци и подразделяются на основно-кислотные, окислительно-восстановительные, комплексообразования и др.за солей, например:

Основно-кислотно реакции протекают без изменения степеней окисления. К ним относятся реакции между кислотами и основаниями, солями и кислотами, солями и основаниями, а также реакции гидролиза солей, например:


НCl + NaOH = NaCl + Н2О;


BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl



Окислительно-восстановительные реакции (они подробно рассматриваются в разделе 4) протекают с изменением степени окисления всех или части элементов, например:

+4 1 +2 0

MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O


Реакции комплексообразования изучаются в разделе 2, а здесь мы приводим пример одной из таких реакций:


2KI + HgI2 = K2[HgI4]


Одна и та же реакция может быть классифицирована по нескольким признакам. Так, кислотно-основные реакции одновременно часто являются обменными и т. д.


Скачать

Рекомендуем курсы ПК и ППК для учителей