I. ОБЩАЯ ХИМИЯ

ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

I. ОБЩАЯ ХИМИЯ

1. Эквивалент. Эквивалентная масса. Эквивалентный объём (привести примеры). Закон эквивалентов.

Эквивалент – (Д.А. Князев) это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону.

Эквивалент – (А.Н. Барышев) это масса равная 1/12 массы атома углерода или 1/2 массы атома водорода.

(!)– это такое его количество, которое присоединяет 1 моль атомов водорода или полмоля атомов кислорода

Эквивалент вещества – (П.М. Саргаев) это условная частица, в целое число раз меньшая (или равная), чем соответствующая ей структурная (или формульная) единица вещества (атом, молекула, ион), участвующая в конкретной реакции.

Эквивалент элемента – (Г.Ц. Хомченко) это такое его количество, которое присоединяет или замещает 1 моль атомов водорода.

Эквивалентная масса – масса одного эквивалента, которая выражается в г/моль

А

Ээ = ––––

В

Ээ – эквивалентная масса

А – атомная масса элемента

В – валентность элементов

Э(О) = 16/2 = 8 г/моль

У элементов с постоянной валентностью эквивалентная масса постоянна.

Эквивалентный объём показывает, какой объем (н.у.) заполняет один эквивалент вещества (используется, если вещество находится в газообразном или жидком состоянии)

Vм * Э

Vэ = –––––––

M

Примеры:

22,4 л/моль * 1

1) Vэ (Н₂) = ––––––––––––– = 11,2 литра Э(Н) = 1/1 = 1 г/моль

2 М (Н₂) = 1*2 = 2 г/моль

22,4 л/моль * 8

2) Vэ (О₂) = –––––––––––– = 5,6 литра Э(О) = 16/2 = 8 г/моль

32 М (О₂) = 16*2 = 32 г/моль

Закон эквивалентов:

· (!) Все вещества реагируют в эквивалентном соотношении. Вещества зависят от параметров окружающей среды (температура, давление, плотность, концентрация). Эквиваленты являются независимыми от данных параметров.

· Массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы эквивалентов

m₁ Э₁

–– = –––

m₂ Э₂

Данный закон действует только для масс!

2. Примеры расчёта эквивалента элемента, оксида, основания, кислоты, соли, окислителя, восстановителя.

1. Элемент

А Ээ – эквивалентная масса

Ээ = ––– А – атомная масса элемента

В В – валентность элементов

Э(О) = 16/2 = 8 г/моль

Э(К) = 39/1 = 39 г/моль

2. Оксид

Эокс = Ээ + Эо

Эокс = Ээ + 8

а. Al₂O₃

Ээл = 27/3 = 9 г/моль

Эокс = 9 + 8 = 17 г/моль

б. SO₃

Ээ = 32/6 = 5,33 г/моль

Эокс = 5,33 + 8 = 13, 33 г/моль

3. Основание

Мосн

Эосн = –––––––––––––––––––

ЧислоЗамещенныхОН

а. NaOH

М(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль

Э(NaOH) = 40/1 = 40 г/моль

б. Ba(OH)₂

М(Ba(OH)₂) = 137 + 16 + 1 = 154 г/моль

Э(Ba(OH)₂) = 154/2 = 77 г/моль

4. Кислота

Мкис

Экис = –––––––––––––––––––––––––––––––––

ЧислоЗамещенныхКатионовВодорода

а. H₂SO₄

М(H₂SO₄) = 1*2 + 32 + 16*4 = 98 г/моль

Э(H₂SO₄) = 98/2 = 49 г/моль

б. HI

М(HI) = 1 + 127 = 128 г/моль

Э(HI) = 128/1 = 128 г/моль

5. Соль

Мсоли n – количество атомов металла

Эсоли = –––––– B – валентность атомов металла

n * B

а. СuSO₄

М(СuSO₄) = 63,5 + 32 + 16*4 = 159,5

159,5

Э(СuSO₄) = –––––– = 79,75 (≈80)

1 * 2

6. Окислитель

Мox z – число принятых электронов одной молекулой окислителя

Эox = –––––

z

7. Восстановитель

Мred z – число отданных электронов одной молекулой восстановителя

Эred = –––––

z

Пример: найти эквивалентную массу препарата КМnО4, если взаимодействию с восстановителем в кислой среде соответствует полуреакция

МnO₄^– + 8H⁺ +5е^– → Мn²⁺ +4H₂О

В одной молекуле КМnО₄ содержится один ион МnО₄^–, который принимает 5 электронов, поэтому по формуле эквивалентной массы окислителя эквивалентная масса препарата КМnО₄ равна частному от деления молярной массы КМnО₄ на 5

Эох = Мох/z = 158/5 = 31,6 г/моль

3. Основные термодинамические характеристики. 1-й, 2-й и 3-й законы химической термодинамики.

· Основные термодинамические характеристики

1. Предмет химической термодинамики

- Термодинамика изучает в основном конечные (равновесные) состояния

- Энергетические процессы, протекающие в живом организме, изучает биохимическая термодинамика. Совокупность превращений веществ и энергии в организме называется метаболизмом.

2. Термодинамические системы

- гомогенные (все вещества находятся в одинаковом агрегатном состоянии)

- гетерогенные (состоит из 2х или более областей (фаз))

- открытые (могут изменяться как масса, так и энергия)

- закрытые (масса постоянна, энергия может изменяться)

- изолированные (не обменивается с окружающим пространством ни энергией, ни массой)

3. Термодинамические параметры

- К основным параметрам состояния, которые можно непосредственно измерить, относятся температура, давление, плотность, молярный (удельный) объем, концентрация.

- Такие параметры, как внутренняя энергия, энтальпия (это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении), энтропия и др, рассматриваются как функция основных свойств.

- экстенсивные (параметры, которые зависят от массы или объема вещества (например: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия и др))

- интенсивные (параметры, которые не зависят от массы или объема вещества (например: температура, давление, плотность, молярный (удельный) объем, концентрация и др молярные или удельные величины)

4. Термодинамические процессы:

- обратимые (после совершения которого система и окружающая среда могут возвратиться в начальное состояние)

- необратимые (при протекании которого в прямом и обратном направлении в окружающей среде или в самой системе остаются какие-либо изменения)

- равновесные (в котором система проходит через последовательный ряд равновесных состояний)

- неравновесные

- изотермические (протекающие при постоянной температуре)

- изобарные (при постоянном давлении) const

- изохорные (при постоянном объеме)

· Первый закон химической термодинамики