Хімія_Тексти лекцій з розділу _Основи загальної хімії

1.1 Хімія як наука та її задачі. Хімія і народне господарство

Хімія, як і будь-яка природнича наука, вивчає матерію і рух. Загальнонаукове поняття матерії охоплює весь навколишній світ, всі предмети і явища в їхньому взаємозв’язку. Відомі дві основні форми існування матерії: речовина і поле.

Під речовиною розуміють об’єднання матеріальних частинок (молекул, атомів, електронів, тощо), що мають власну масу спокою. Хімічна речовина як форма існування матерії характеризується за даних умов певними фізичними властивостями. Розрізняють чотири стани речовини: твердий, рідкий газоподібний та стан плазми.

Поле – це вид матерії, яка не має власної маси спокою.

Між полем і речовиною існує тісний взаємозв’язок. За певних умов елементарні частинки, наприклад електрон плюс позитрон, можуть переходити в кванти електромагнітного поля і навпаки. Згідно із теорією відносності, кожній зміні маси речовини Δm відповідає певне значення енергії Е = Δmс2, де с – швидкість світла.

Основною властивістю матерії є її здатність рухатись. Існують декілька форм руху матерії: механічна, фізична, хімічна, біологічна, геологічна і т.п. Предметом хімії є хімічна форма руху матерії. Характерною особливістю хімічної форми руху є те, що при хімічних процесах речовини, молекули, йони не зберігають свого початкового стану і структури, а зазнають перетворень.

Хімія – це наука про склад, властивості і будову речовин, про їхні перетворення, про залежність складу і будови речовин, про взаємодію, добування і використання речовин.

Головні завдання хімії в наш час полягають у пошуку та добуванні нових речовин із заданими властивостями, без яких неможливий науково-технічний прогрес.

Хімія відіграє велику роль у житті і особливо виробничій діяльності людини. Без хімічних процесів неможливе добування металів, переробка сировини, виробництво продуктів харчування і побуту. Набуло особливого значення виробництво надчистих матеріалів, кольорових і рідкісних металів. Найважливіші технічні досягнення сьогодення неможливі без використання нових видів неорганічних і полімерних матеріалів, здатних витримувати надвисокі і наднизькі температури, підвищений тиск, високі механічні навантаження і працювати в агресивних середовищах.

Зростання обсягів виробництва хімічної продукції різноманітного призначення супроводжується поліпшенням їх якості, вдосконаленням технологічних процесів на основі модернізації технологічного обладнання, а також впровадженням досягнень сучасної науки у виробництво.

Проте слід відмітити, що розвиток хімічної науки і промисловості неможливий без урахування екологічних чинників, тобто без збереження в чистоті і незайманості навколишнього середовища. Саме тому подальше збільшення виробництва хімічної продукції пов’язують із розвитком безвідходних виробництв, підприємств із замкнутим циклом водозабезпечення, екологічно чистих технологій.

У 1860 році в м. Карлсруе відбувся перший міжнародний з'їзд хіміків, на якому були вперше прийняті визначення таких понять, як атом, молекула і елемент:

- атом – найменша частинка хімічного елемента, що зберігає його типові властивості (атом є хімічно неподільний);

- хімічний елемент – це сукупність атомів, що мають однаковий заряд ядра і характеризуються певною атомною масою (сукупність ізотопів );

- молекула – найменша частинка речовини, яка здатна самостійно існувати і має всі хімічні властивості речовини.

а) шляхом сполучення атомів одного й того ж елементу утворюються молекули простих речовин, наприклад, H2, Cl2, Br2 , N2, O2 та ін.;

б) взаємодія між атомами різних елементів приводить до утворення молекул складної речовини, наприклад КСl, НСl, Na2CO3 та ін.;

в) різниця між простою речовиною і хімічним елементом полягає в тому, що один і той же хімічний елемент може утворювати декілька простих речовини. Наприклад: Фосфор – білий, червоний, чорний фосфор; Карбон – алмаз і графіт; Оксиген – кисень і озон.

Явище існування елемента у вигляді кількох простих речовин називається алотропією, а різні прості речовини одного й того ж елемента – алотропними видозмінами (модифікаціями) цього елементу.

У хімічних розрахунках поряд із такими фізичними величинами як маса і об'єм, використовують кількість речовини – величина, яка пропорційна числу структурних одиниць, що містяться у речовині. У кожному випадку вказується, які це структурні одиниці: молекули, атоми, йони та ін. Одиницею кількості речовини є моль.

Моль – кількість речовини, яка містить стільки структурних одиниць (атомів, молекул, йонів, електронів та ін.) скільки атомів міститься у 12г ізотопу вуглецю І2С, а саме: 6,023·1023 (число Авогадро).

За атомну одиницю маси (а.о.м.) прийнята 1/12 маси атома (ma) ізотопу вуглецю 12С: 1 а.о.м. = 1,66·10-24 г.

Відносна атомна маса Аr хімічного елементу – маса атома (ma), виражена в атомних одиницях маси тобто: Ar = ma/1,66·10-24

Маса 1 моля даної речовини в грамах має назву молярної маси (М). Молярну масу вимірюють в г/моль (кг/моль).

Кількість молей простої чи складної речовини ν знаходять із відношення маси цієї речовини до його молярної маси:

Відносна молекулярна маса Мr – це маса молекули, виражена в атомних одиницях маси. Молекулярна маса речовини дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули.

Обидві величини є безрозмірними і виражаються в безрозмірних одиницях. Наприклад: відносна молекулярна маса вільного хлору Мr (Сl2) = 70,9 а.о.м., а його молярна маса складає М = 70,90 г/моль. Однак, молярна маса атома Хлору вдвічі менша – 35,45 г/моль, оскільки один моль молекули хлору Сl2 містить два моля атомів Хлору Сl2 = 2Сl.

Абсолютні маси атомів і молекул надзвичайно малі. Наприклад, маса однієї молекули СО2: m(СО2)= 44/ (6,023·1023) = 7,31·10-23 г.

Хімічним еквівалентом елементу називається така його кількість, яка сполучається з одним молем атомів Гідрогену або заміщує таку саму кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.

Еквівалентною масою називається маса одного еквівалента елементу (речовини). Таким чином, еквіваленти виражають у молях, а еквівалентні маси – у г/моль.

де М – молярна маса простої речовини, г/моль; В – валентність елементу, який складає просту речовину, n – число атомів елементу у простій речовині. Наприклад: mе(О2) = 32/(2·2)=8г/моль.

де Мокс – молярна маса оксиду, г/моль; В – валентність металу або неметалу, який утворює оксид, n – кількість атомів металу або неметалу, який утворює оксид. Наприклад, mе(СаО) = М/(2·1) = 56/2=28 г/моль.

де М – молярна маса кислоти або основи, г/моль; n – основність кислоти (кількість атомів водню) або кислотність основи (кількість гідроксильних груп). Наприклад, mе (H2SO4) = М/2 = 98/2=49 г/моль; me(Ca(OH)2) = М/2 = 74/2 = 37 г/моль.

де Мсолі – молярна маса солі, г/моль; В – валентність металу, який входить до складу солі, n – кількість атомів металу. Наприклад, me(Al2(SO4)3) = M/(2·3) = 342/6 = 57 г/моль.

де Мйону – молярна маса йону, г/моль; z – заряд йону. Наприклад: me(SO42–) = M/2 = 98/2 = 48 г/моль.

Масу еквівалентну речовини можна розрахувати, як суму еквівалентних мас йонів. Наприклад: me(Al2(SO4)3) = me(Al3+) + me(SO42–) = 27/3 + 98/2 = 57 г/моль.

Еквівалент речовини можна розрахувати з виразу Е=me/М, а число еквівалентів – з виразу ne = М/me.

Наприклад, еквівалент сполуки (Е) Al2(SO4)3 = me(Al2(SO4)3)/М(Al2(SO4)3) =1/6, а число еквівалентів (ne) = me(Al2(SO4)3)/М(Al2(SO4)3) = 6.

Еквівалент і еквівалентна маса – величини змінні, вони залежать від характеру реакції:

а) H2SO4 + КОН = KHSO4 + H2O оскільки в молекулі кислоти заміщується лише один атом Гідрогену, то me (кислоти) = М/1 = 98 г/моль,

б) H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2H2O оскільки атоми Калію заміщується два атоми Гідрогену сульфатної кислоти, то me (кислоти) = М/2= 49г/моль;

Еквівалентним об'ємом називається об'єм, який займає за даних умов один еквівалент газоподібної речовини. Обчислити еквівалентний об'єм газоподібної речовини можна за формулою:

де Vm – молярний об'єм газу, л/моль; В – валентність елементу, який складає газоподібну просту речовину, або неметалу, в складі газоподібного кислотного оксиду, n – число атомів елементу у простій речовині або неметалу у складі кислотного оксиду. Наприклад: Vе(О2) = 22,4/(2·2) =5,6л/моль; Vе(N2O) = 22,4/(1·2) = 11,2 л/моль.

За допомогою кількісних методів у кінці XVII – на початку XVIII ст. були встановлені основні закони хімії, що зумовило подальший розвиток хімії як точної природничої науки.

Закон збереження маси речовин. Відкритий і експериментально підтверджений великим російським вченим М.В. Ломоносовим у 1748 році: «Маса речовин, які вступають у реакцію, дорівнює масі речовин, що утворюються в результаті реакції».

Ломоносов Михайло Васильович, (1711-1765 р.р.). Народився у селянській родині. У 1745 р. став професором хімії. Він створив першу хімічну лабораторію в Росії. Наукові інтереси Ломоносова М.В. енциклопедичні: він займався хімією, фізикою, астрономією, мінералогією, геологією та ґрунтознавством , географією, картографією, збагатив їх своїми відкриттями і став засновником нових наук (фізичної хімії та ін.); створив нові прилади для геодезії, мінералогії та ін. Поряд з природничими науками займався літературою, стилістикою російської мови, історією. М.В. Ломоносов відомий як художник. Він створив мозаїчне панно "Полтавська битва"

Незалежно від М.В. Ломоносова цей закон був відкритий французьким хіміком А. Лавуазьє. Він показав, що сталою залишається не лише загальна маса речовини, але й маса окремих елементів речовин, що реагують.

Закон збереження маси речовин є одним із основних законів природи. Більш загальним законом є закон збереження матерії й енергії. Німецький фізик А. Ейнштейн довів, що між масою і енергією існує взаємозв'язок:

де Е – енергія, m – маса, с – швидкість світла (3∙108 м/с ). Це закон еквівалентності маси і енергії.

Його неможливо трактувати так, що маса перетворюється в енергію, чи навпаки, енергія у масу. Маса і енергія – властивості матерії: маса – міра інертності, енергія – міра руху матерії. Згідно з цим законом зміні маси на величину Δm відповідає певна зміна енергії.

Сучасне формулювання закону збереження маси речовин математично виражається таким чином:

, де

– маса всіх вихідних речовин;

– маса продуктів реакції;

– маса всіх видів випромінювання.

Антуан Лоран Лавуазьє, (1743-1794 р.р.), французький хімік, народився у родині юристів, один із засновників сучасної хімії. Застосовував методи кількісного аналізу в хімії, дослідив роль кисню в процесах горіння, окиснення, дихання. А. Лавуазьє був ініціатором і одним з розробників нової хімічної номенклатури. Автор класичного курсу "Начальний підручник хімії". Під час Французької революції за рішенням суду революційного трибуналу як генеральний відкупщик був гільйотинований у числі інших відкупщиків.

Закон сталості складу речовин відкритий у кінці XVIII століття французьким хіміком Ж. Прустом: «Кожна індивідуальна молекулярна хімічна сполука має сталий якісний і кількісний склад, незалежно від способу її добування».

Пруст Жозеф Луї, (1754-1826 р.р.), французький хімік, народився у родині аптекаря. Отримав хімічну освіту у Парижському університеті. На запрошення іспанського короля Карла ІІІ працював професором кафедри хімії у Сеговії, а потім Мадриді. Самим видатним науковим досягненням Ж. Пруста стало відкриття закону постійності складу. Завдяки тому, що дослідження Ж.Пруста відзначались винятковою точністю для свого часу, цей закон отримав визнання більшості хіміків, зайняв важливе місце в хімічній теорії періоду класичної хімії.

Наприклад, СО2 можна одержати різними способами:

Хоча закон постійності складу речовини відіграв дуже важливу роль в розвитку хімічної науки, він не є всезагальним і має істотні обмеження: поряд із сполуками зі сталим складом – дальтонідами, існують сполуки з немолекулярною структурою, зі змінним складом – бертоліди: ТіН1-2, ТіС0,6-1 і ін. Багато таких сполук серед оксидів, сульфідів, нітридів.

Віднесення тієї чи іншої речовини до сполук із сталим чи змінним складом залежить від чутливості методів їх дослідження, особливо важливе значення у цьому випадку набуває дослідження речовин (електропровідність, забарвлення, магнітні та інші властивості), які вказують на наявність змінного складу (найбільш характерно для сполук d-елементів).

Закон сталості складу речовин знаходиться у повній відповідності до атомно-молекулярного вчення: будь-яка речовина складається із молекул, а молекули – із певної кількості атомів; атоми мають постійну масу, завдяки цьому масовий склад речовини залишається завжди постійним.

Закон простих вагових (кратних) відношень відкритий Д. Дальтоном: "Якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то масові кількості одного з них, що припадають у цих сполуках на одну й ту ж масову частину другого елементу, повинні відноситися між собою як прості цілі числа".

Масові кількості кисню у цих сполуках відносяться до найменшого із них (1,3 ) як невеликі цілі числа: 1,3 : 2,6 = 1 : 2

З розглянутого вище прикладу можна констатувати: якщо одні й ті ж елементи утворюють декілька сполук, то кількісні співвідношення елементів від сполуки до сполуки змінюються стрибкоподібно. Сполуки, утворені одними і тими ж елементами, але з різними кількісними співвідношеннями, різко відрізняються своїми фізичними, хімічними і, навіть, біологічними властивостями (показати на прикладах N2O, NO, N2O3, NO2 і N2O5).

Закон простих об'ємних відношень або газовий закон Гей-Люссака або газовий закон Гей-Люссака (1808 р.) – «За однакових умов об'єми газів, що вступають в реакцію, відносяться між собою та до об'ємів газів, утворених в результаті реакції, як прості цілі числа». Наприклад:

На підставі рівняння можна робити різні розрахунки.

Закон еквівалентів був експериментально встановлений німецьким вченим В. Ріхтером (1792 р.), а остаточно сформульований Дж. Дальтоном у 1803 р.: хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам (еквівалентним масам):

де

– маси елементів або речовин (г), а

– еквівалентні маси (г/моль)

де n – валентність елементу (металу), Xe – кількість атомів елементу; XMe – кількість атомів металу; у – основність кислоти (кількість атомів водню); z – кислотність основи (кількість гідроксильних груп).

Закон Авогадро: в однакових об'ємах різних газів за однакових умов (тиск, температура) міститься однакова кількість молекул.

Отже, однакова кількість молекул будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об'єм. Цей об'єм називається молярним об'ємом газу і за нормальних умов (0°С, Р=103,325 кПа) дорівнює 22,4л. Отже: 1 моль будь-якого газу за нормальних умов займає 22,4 л/моль або 0,0224 м3/моль.

Величину молярного об'єму можна обчислити, знаючи молекулярну масу газу і масу одного літру цього газу за нормальних умов. Так, маса 1л водню за нормальних умов дорівнює 0,09 г. Об'єм, який займає 1 моль водню (2,016 г) за нормальних умов, обчислюють за пропорцією:

Уява, про молярний об'єм газу дозволяє легко обчислити масу газу в певному об'ємі і, навпаки, об'єм, який займає дана маса газу за нормальних умов.

Наприклад, об'єм, що займає 8 г SO2 за нормальних умов, можна обчислити із пропорції:

Масу SO2, що займає за нормальних умов 7л, обчислюють із пропорції:

Еквівалентним об'ємом називається об'єм, який займає за даних умов один еквівалент газоподібної речовини. Так, еквівалентний об'єм Гідрогену за нормальних умов обчислюють із пропорції:

Таким же чином можна обчислити еквівалентні об'єми й інших газоподібних речовин. Наприклад, для Оксигену:

Якщо газ знаходиться за умов, які відрізняються від нормальних, використовують універсальне рівняння стану газу для приведення його до нормальних умов:

де Р0, V0, Т0 – нормальні умови, P, V, T – звичайні, при цьому Т0 = 273 К; Р0 = 101325 Па або 101,325 кПа

Молярну масу газу можна визначити за рівнянням Клапейрона -Менделєєва:

, де m – маса, г; М – молекулярна маса, г/моль; R – універсальна газова стала, що дорівнює 8,31 Дж/(моль∙К); Р – тиск, Па; V – об'єм, м3; Т – абсолютна температура, К. Інші значення R – 62360 [мм рт. ст.∙мл/(моль∙К)] або R = 0,082 [атм∙л/(моль∙К)].