Коробейникова Е.Г., Чуприян А.П., Малинин В.Р. Курс химии. Учебник - файл n1.doc

приобрести
Коробейникова Е.Г., Чуприян А.П., Малинин В.Р. Курс химии. Учебник
скачать (4751.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc4752kb.10.06.2012 07:21скачать

n1.doc

1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   113

1.2. Типы химических реакций
Химической реакцией называется явление, при котором одни вещества превращаются в другие.

Возможны различные типы классификации химических реакций: по числу исходных и образующихся веществ, по изменению степени окисления, по тепловому эффекту, по механизму и т.д.

Таблица 1.2.

Классификация химических реакций


По числу исходных и образующихся веществ

По изменению степени окисления

без изменения степени окисления

с изменением степени окисления

Реакции

соединения

А + В  С + D

СаО + СО2  СаСО3

NH3 + HCl  NH4Cl

H2 + Br2  2HBr

H2 + 0,5O2  H2O

Реакции

разложения

А  В + С + D

Cu(OH)2  CuO + H2O

(NH4)2CO32NH3+CO2+H2O

2KClO3  2KCl + 3O2

NH4NO3  N2O + 2H2O

Реакции

замещения

А + ВС  АС + В




СuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu

2KI + Cl2  2KCl + I2

Реакции

обмена

АВ + СDAD +CB

NaOH + HCl  NaCl + H2O

KCN + HOH  KOH + HCN






Химические реакции по тепловому эффекту

экзотермические

эндотермические

Реакции идут с выделением тепла

С2Н2 + 2,5О2  2СО2 + Н2О + Q

Реакции идут с поглощением тепла

2CН4  С2Н2 + 3Н2  Q


В каждой химической реакции участвуют исходные вещества (реагенты) и образуются продукты реакции (конечные вещества).
С2Н5СООСН3 + 5О24СО2 + 4Н2О

исходные вещества конечные вещества

(реагенты) (продукты реакции)
Коэффициенты, стоящие перед веществами в уравнении реакции, называются стехиометрическими коэффициентами.
1.3. Стехиометрические законы химии
Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.
1. Закон сохранения массы вещества

(М.В. Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)
Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон объясняется следующим образом: в результате химической реакции атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реакции и после нее остается неизменным, то их общая масса также не изменяется.

Ломоносов связал закон сохранения массы вещества с законом сохранения энергии и рассматривал их в единстве как всеобщий закон природы. Современная наука подтвердила выводы Ломоносова. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна: Е = mc2.
2. Закон постоянства состава

(Ж. Пруст, 1801 г.)
Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.
Например, оксид углерода (IV) – углекислый газ – можно получить различными способами:

С + О2  СО2

С3Н8 + 5О2  3СО2 + 4Н2О

СаСО3  СО2 + СаО

Na2CO3 + 2HCl  СО2 + 2NaCl + H2O

И во всех случаях углекислый газ будет иметь один и тот же состав:

27,29 % С и 72,71 % Н.
Данный закон справедлив для соединений с молекулярной структурой (такие соединения называются дальтониды). Соединения с немолекулярной структурой – бертоллиды – с атомной, ионной и металлической решеткой имеют переменный состав, который зависит от способа получения. Например, в зависимости от давления и температуры оксиды урана могут иметь различный состав: UO3 – от UO2,5 до UO3; UO – от UO0,9 до UO1,3.
3. Закон кратных отношений

(Д. Дальтон, 1803 г.)

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то количества одного элемента, соединяющееся с одним и тем же количеством другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.
Этот закон справедлив только для соединений молекулярного состава. Хорошей иллюстрацией его являются оксиды азота.

Таблица 1.3.

Состав оксидов азота


Оксид

Состав оксида, %

Части О на 1 часть N

Относитель-ное содержание О

азот

кислород

Оксид азота (I) N2O

63,7

36,3

0,57

1

Оксид азота (II) NO

46,7

53,3

1,14

2

Оксид азота (III) N2O3

36,8

63,2

1,71

3

Оксид азота (IV) NO2

30,4

69,6

2,28

4

Оксид азота (V) N2O5

25,9

74,1

2,85

5


Закон кратных отношений не соблюдается для соединений переменного состава, а также для соединений, которые состоят из большого числа атомов. Например, в углеводородах С18Н38 и С20Н42 массы углерода и водорода соотносятся как целые числа, но их нельзя назвать небольшими числами.
4. Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Например, в реакции получения аммиака

N2 + 3H2  2NH3

объемы азота, водорода и аммиака относятся как 1 : 3 : 2.

Закон этот справедлив в том случае, если все измерения объемов газов проведены при одинаковых температуре и давлении.
5. Закон эквивалентов

( И. Рихтер, 1793 г.)




Массы реагирующих друг с другом веществ

пропорциональны их эквивалентам.


Из закона постоянства состава следует, что элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях.

Химическим эквивалентом элемента или соединения называется такое его количество (в молях), которое взаимодействует с 1 моль атомов водорода или замещает это же количество атомов водорода в химических соединениях.

Единица химического эквивалента – моль.

Например, в соединениях


HBr

Эквивалент Br = 1 моль

H2O

Эквивалент О = 1/2 моль

PH3

Эквивалент Р = 1/3 моль

SiH4

Эквивалент Si = 1/4 моль


Эквивалентная масса - масса 1 эквивалента, выраженная в г/моль или кг/кмоль.

При решении задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов:




Массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).


Вычисление эквивалентных масс
1. Эквивалентная масса элемента

ЭМ (элемента) = , г/моль (кг/кмоль)


HBr

ЭМ (Br) = 80/1 = 80 г/моль

H2O

ЭМ (O) = 16/2 = 8 г/моль

PH3

ЭМ (P) = 31/3=10,3 г/моль

CO2

ЭМ (C) = 12/4 = 3 г/моль

CO

ЭМ (C) = 12/2 = 6 г/моль


2. Эквивалентная масса кислоты
ЭМ (кислоты) = , г/моль (кг/кмоль)

Основность кислоты равна числу атомов водорода в ней.


HNO3

ЭМ (HNO3) = 63/1 = 63 г/моль

H2SO4

ЭМ (H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль

H3PO4

ЭМ (H3PO4) = 98/3 = 32,7 г/моль


3. Эквивалентная масса гидроксида (основания)
ЭМ (гидроксида) = , г/моль (кг/кмоль)

Кислотность гидроксида равна числу ОН-групп в нем.


KOH

ЭМ (KOH) = 56/1 = 56 г/моль

Ba(OH)2

ЭМ (Ba(OH)2) = 171/2 = 85,5 г/моль

Fe(OH)3

ЭМ (Fe(OH)3) = 107/3 = 35,7 г/моль



4. Эквивалентная масса оксида

N(O) – число атомов кислорода в оксиде.

ЭМ (оксида) = , г/моль (кг/кмоль)


NO

ЭМ (NO) = 30/(12) = 15 г/моль

NO2

ЭМ (NO2) = 46/(22) = 11,5 г/моль


5. Эквивалентная масса соли

N(металла) – число атомов металла в соли.
ЭМ (соли) = , г/моль (кг/кмоль)


СаСО3

ЭМ (СаСО3) = 100/(12) = 50 г/моль

Al2(SO4)3

ЭМ (Al2(SO4)3) = 342/(23) = 57 г/моль


6. Закон Авогадро (1811 г.)
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два очень важных следствия.
1 следствие

Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем (молярный объем газа).
Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем

V0 = 22,4 л/моль (м3/кмоль). Точное значение 22,41383  0,0070 л/моль.


Нормальные условия

t0 = 00C; T0 = 273 K;

p0 = 1 ат = 760 мм рт.ст. = 101,3 кПа = 105 Па = 0,1 МПа



В условиях, отличных от нормальных (Т, р), молярный объем газа или пара можно рассчитать по формуле объединенного газового закона:
, л/моль (м3/кмоль)

Расчеты показывают, что при температуре около 10000С (а это температура, которая может развиваться на пожаре) молярный объем газообразных веществ составляет примерно 100 м3/кмоль, что, в свою очередь, обусловливает значительное увеличение давления в замкнутых объемах.

2 следствие

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (при одинаковых условиях Т, р) называется плотностью первого газа по второму.

D2 =

D2 – плотность первого газа по второму.


Расчет плотности газа или пара по

водороду

кислороду

азоту

воздуху

=

=

=

=


Закон Авогадро как и другие газовые законы строго выполняется лишь для идеального газа, в котором молекулы не имеют объема и сталкиваются между собой только упруго. Так как в природе идеального газа нет, то газовые законы имеют приближенный характер.

Тема 2. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

И СТРОЕНИЕ АТОМА
“…Вышеизложенное содержит далеко не все то, что увидели до сих пор через телескоп периодического закона и безграничной области химических эволюций, и тем паче не все то, что можно еще увидеть.”

Д.И. Менделеев
Периодичность изменения свойств химических элементов – это наиболее общий и важный закон химии. Периодический закон и периодическая система дают возможность упорядочить научные данные о строении атома, о химических и физических свойствах элементов и помогает химикам предсказывать химические и физические свойства элементов и их различных соединений.
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   113


1.2. Типы химических реакций
Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации