Учебно-методическое пособие для практических работ студентов 1 курса биологического факультета специальностей «биология», «биохимия», «биоэкология»



страница1/10
Дата28.06.2015
Размер2,19 Mb.
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10
ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

КРАСНОЯРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

А.С. Казаченко, М.В. Пантелеева, Л.В. Макеева

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ ДЛЯ ПРАКТИЧЕСКИХ РАБОТ СТУДЕНТОВ 1 КУРСА БИОЛОГИЧЕСКОГО ФАКУЛЬТЕТА СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ «БИОЛОГИЯ», «БИОХИМИЯ», «БИОЭКОЛОГИЯ»

Красноярск 2006


  1. УДК 546


К 14

Казаченко А.С.

К14

Неорганическая химия: учеб.- метод. пособие / А.С. Казаченко, Л.В. Макеева, М.В. Пантелеева; Краснояр. гос. ун-т. – Красноярск, 2006. – 76 с.



Предназначается для студентов биологического факультета специальности “биология”, “биохимия”, “биоэкология”. Пособие включает изложение отдельных положений неорганической химии, знание которых необходимо при выполнении практических заданий, способы решения ряда расчетных задач, а также методические указания к лабораторным работам .

 А.С. Казаченко,

Л.В. Макеева,

М.В. Пантелеева, 2006

 Красноярский

государственный

университет, 2006


ВВЕДЕНИЕ

Химия - это наука, которая изучает процессы превращения ве­ществ, сопровождающиеся изменением их состава и структуры. Эти превращения веществ, являющиеся химической формой движения материи, характеризуются следующими параметрами: осуществляются в температурном интервале от 70 до 3000 К; сопровождаются погло­щением или выделением тепла порядка 30 – 3000 кДж/моль; силы химического взаимодействия проявляются на расстоянии 10-8 – 10-6 см.

При всем многообразии химические превращения имеют единую электростатическую природу: одна система ядер, связанных элек­тронами, за счет сил электростатического взаимодействия сменяет­ся другой. При этом образуются новые химические связи за счет разрыва или ослабления прежних. Если это имеет место, то процес­сы относятся к химическим. Даже агрегатные переходы или раство­рение одного вещества в другом могут быть не только физическими явлениями (возгонка "сухого льда", растворение углекислого газа в воздухе), но и химическими (кипение хлорида натрия, растворение безводного сульфата меди в воде), так как в последних случаях происходит изменение химических связей.

Носителем химических свойств вещества служит молекула или фаза (последнее в случае веществ немолекулярной структуры). Мо­лекула - это совокупность атомов, связанных химической связью. Фаза - однородная по составу часть системы, ограниченная по­верхностью раздела.

Для веществ молекулярной структуры характерно постоянство химического состава (дальтониды), а в случае немолекулярных со­единений состав может меняться в довольно широких пределах (бертолиды). Например, оксид титана (II) может иметь состав от TiО0.58 до TiО1.33 при сохранении одинакового типа решетки. Таким образом, индивидуальное химическое соединение – это однородное вещество, образованное из атомов одного или нескольких элемен­тов, постоянного или переменного состава с качественно своеоб­разным типом кристаллической решетки (элемент - это вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра).

Качественный и количественный состав вещества передается его молекулярной формулой (например, СО2, Н2О), а для веществ не­молекулярной структуры - простейшей формулой (NaCl, СаНРО4). Графическое изображение формулы вещества показывает, в каком порядке атомы связаны друг с другом, например, для воды Н-О-Н, для хлорида натрия Na-Cl. Оно не совпадает со структурной фор­мулой вещества, которая отражает структурное строение его моле­кул или фазы.

Формулу соединения рассчитывают, исходя из результатов его химического состава, определенного экспериментально. Например, пусть установлено, что массовая доля водорода в соединении – 0.0159, азота – 0.2221, а кислорода - 0.7620. Очевидно, в атомных единицах массы вещества будет содержаться водорода – 1.59, азота – 22.21, а кисло­рода – 76.2. Деля эти массы на относительные атомные массы элементов, получим, что количество атомов водорода равно 1.59, азота - 1.58, а кислорода - 4.76. Делением на минимальное из полу­ченных чисел находим отношение атомов элементов в молекуле вещества 1:1:3, следовательно, его формула HNO3. В случае доста­точно сложных веществ, кроме данных по составу, необходимо и знание относительной молекулярной массы соединения Мr. Ее оп­ределяют, переводя точную навеску вещества m в газовую фазу при определенной температуре Т; затем, измерив давление газа р и объем V, рассчитывают М, по формуле Клапейрона-Менделеева: pV=mRT/M, где R-газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·К).
I. Основные понятия неорганической химии
Единицы количества вещества

В международной системе СИ количество вещества есть физическая величина, определяемая числом структурных элементов. Основной единицей количества вещества служит моль (используют также его кратные - киломоль и дольные единицы - миллимоль, микромоль). Под молем понимают количество простого или сложного вещества, содержащее число структурных элементов (частиц), равное числу атомов в 0.012 кг изотопа атома углерода 12С, а именно 6.022·1023 структурных элементов – число Авогадро. Масса изотопа атома углерода 12С, равная 0.012 кг или 12 г, выбрана не случайно. В качестве стандартной единицы количества вещества решено взять такую совокупность его частиц, масса которой, будучи выраженной в граммах, численно равнялась бы относительной атомной, молекулярной или формульной массе данного вещества. Эту совокупность и назвали молем. Отметим, что, например, в моле нитрата натрия содержится по молю ионов и , в то же время можно говорить, что моль данной соли содержит моль нат­рия, моль азота и три моля кислорода (в этом случае речь идет о молях атомов элементов в соединении).


Эквивалент

В химии различают несколько типов структурных элементов: молекулы, электроны, изолированные атомы и ионы, а также атомы и ионы в составе молекулы или фазы вещества. Кроме того, в химии широко применяется и такое понятие структурного элемента, как эквивалент.

В международной системе СИ эквивалентом вещества считают некую реальную или условную частицу, которая в данной обменной реакции соединяется с одним ионом водорода, вытесняет его из соединения либо каким-то опосредованным образом стехиометрически равноценна ему.

Так, в реакции



ион Сl- или (или молекула НСl, или условная молекула ) представляют собой эквиваленты, поскольку, например, один ион хлора соединяется с одним ионом водорода, а один ион вытесняет один ион водорода из молекулы кислоты и т.д. Все указанные эквиваленты являются реальными структурными элементами, в то время как эквивалентом серной кислоты будет не реальная, а условная частица – половина молекулы этой кислоты, ведь именно она содержит один ион водорода, а молекула представляет собой два эквивалента серной кислоты. По аналогии получается, что эквивалентом сульфат-иона (или условной молекулы ) будет половина данного структурного элемента.

В окислительно-восстановительных реакциях эквивалентом считается реальная или условная частица вещества, которая участвует в процессе передачи одного электрона. Так, в реакции

одна молекула сульфата железа или один ион железа (II) участвует в передаче одного электрона и поэтому они являются эквивалентами, причем реальными частицами. (Молекула перманганата калия или перманганат-ион участвует в передаче (принимает) пяти электронов, а один электрон принимает одна пятая данной структурной единицы, т.е. эквивалентами выступают условные 1/5 или 1/5 .)

Фактор эквивалентности показывает, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна при кислотно-основном взаимодействии одному иону Н+, а в окислительно-восстановительных реакциях – одному электрону, фактор эквивалентности определяется по стехиометрии данной реакции.

Например, в реакции



принимает участие два протона, поэтому для определения значения фактора эквивалентности каждого вещества нужно их стехиометрические коэффициенты разделить на два. Таким образом,



f(NaOH) =2/2 = 1; f(H2SO4) =1/2;

f(Na2SO4) =1/2; f(H2O) =2/2 = 1.

В случае окислительно-восстановительной реакции



сначала определяют число электронов, участвующих в процессе, для чего составляют электронно-ионные полуреакции



,

.

Отсюда видно, что в реакции участвует шесть электронов, поэтому



f(FeSO4)=6/6=1; f(K2Cr2O7)=1/6; f(H2SO4)=7/6.

Следует принять во внимание, что в приведенном примере кислотно-основного взаимодействия f(H2SO4)=1/2, т.е. фактор эквивалентности вещества не является постоянной величиной, а определяется типом реакции, в которой оно участвует. Кроме того, фактор эквивалентности зависит и от глубины протекания процесса.

Например, в реакции

; f()=1,

а в реакции





f()=1/2, хотя f(HCl)=1 в обоих случаях.
Молярная масса

Подчеркнем, что количество вещества не есть синоним массы. Так, 2 кг различных веществ, например меди и железа, – это равные массы, а 2 моль тех же веществ представляют разные массы. Связь между количеством вещества в молях и его массой в граммах устанавливает понятие молярной массы.

Молярная масса вещества есть величина, полученная отнесением массы вещества (m) в граммах к количеству вещества в молях (n), т.е. рассчитываемая по формуле

(1)

поэтому ее размерность – г/моль. Благодаря указанному определению моля молярная масса вещества численно совпадает с относительной молекулярной, атомной и т.д. его массой.

При расчете молярной массы эквивалента вещества (Мf) массу относят к числу молей эквивалентов вещества (умножают на фактор эквивалентности):

Мf = М·f, (2)

например:



;

;

.

При экспериментальном определении молярной массы эквивалентов на основе опытных данных используют закон эквивалентов: все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах. Допустим, установлено: 3.24 г металла образуют 3.48 г оксида. Очевидно, 3.48 г оксида содержат 3.48–3.24 = 0.24 г кислорода. Рассчитаем число молей эквивалентов кислорода . С этим количеством кислорода прореагирует (в соответствии с законом эквивалентов) такое же число молей эквивалентов металла, поэтому молярную массу эквивалента металла можем определить как



.

Эквивалентный объем (Vf) – это объем, который занимает 1 моль эквивалентов данного вещества, находящегося в газообразном состоянии при нормальных условиях. Так как 1 моль газообразного вещества занимает объем 22.4 л, то очевидно Vf = f · 22.4, например, Vf2) = 0.25 · 22.4 = 5.6 л. Знание эквивалентного объема позволяет определять молярную массу эквивалентов в тех случаях, ког­да в реакции участвуют газообразные вещества. Так, если установлено, что на восстановление 1.8 г оксида металла требуется 833 мл водорода, взятого при нормальных условиях, то, зная эквивалентный объем водорода (Vf2) = 0.5 · 22.4 = 11.2 л), легко найти число молей эквивалентов водорода, а следовательно и оксида металла, вступивших в реакцию:



.

Молярная масса эквивалента оксида металла будет равна:



.
Номенклатура неорганических веществ

  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10


База данных защищена авторским правом ©zubstom.ru 2015
обратиться к администрации

    Главная страница