Краткие теоретические сведения. Факультет общематематических и естественнонаучных дисциплин
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: Учеб.-метод. пособие. Часть 1. Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. с.37.
Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол № 9 от 10.06.2005 г.
Одобрено редакционно-издательской комиссией факультета общематематических и естественнонаучных дисциплин ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 5 от 14.06.2005 г.
Составители: О.А. Калько – канд. техн. наук, доцент
Н.В. Кунина – ст.преподаватель
Рецензенты: Г.В. Козлова, канд. хим. наук, доцент (ЧГУ)
Т.А. Окунева, доцент (ЧГУ);
Научный редактор: Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент
© ГОУ ВПО Череповецкий государст-
венный университет, 2005
ВВЕДЕНИЕ
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, а 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 Аr – 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 Mr находится как сумма Аr 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 NА, которая равна NА = (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 Mr вещества или Аr элемента.
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 вытекает два важных следствия:
Следствие 1: при одинаковых физических условиях (то есть Р,Т = const) 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который называют молярным объемом VM. 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 
- 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 Рi 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:
Рi = 
, (7)
Pi = xi × P, (8)
где ni – 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 понятие 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 МЭ(Х)(г/моль). Ее можно рассчитать по формуле:
МЭ(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
МЭ(Элемент) = 
. (9)
Для простого одноатомного вещества (например: Mg, P, S и т.д.) z* равно наиболее характерной валентности В элемента простого вещества. Тогда:
МЭ(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 МЭ, а молярным эквивалентным объемом вещества VЭ, то есть объемом, который занимает 1 моль эквивалентов газа. Расчет VЭ 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.
Таблица 1