Химия (стр. 4 )

Существует и малая химия, когда объемы выпускаемой продукции невелики, но ассортимент ее очень широк. К такой продукции относятся вспомогательные вещества для производства полимерных материалов (катализаторы, стабилизаторы, пластификаторы, антипирены), красители, лекарственные препараты, дезинфицирующие средства и другие препараты санитарии и гигиены, средства химизации сельского хозяйства: гербициды, инсектициды, фунгициды, дефолианты и др.

Главными направлениями развития современной химической промышленности являются: производство новых соединений и материалов и повышение эффективности существующих производств.

2.5.2 Химия как основа научно-технического прогресса

Соединения, составы и материалы, создаваемые химией, играют важнейшую роль для повышения производительности труда, снижения энергетических затрат на производство необходимой продукции, освоения новых технологий и техники. Примеров «успешного» влияния химии на методы машиностроительной технологии, приемы эксплуатации машин и аппаратов, развитие электронной промышленности, космической техники и реактивной авиации и многих других направлений научно-технического прогресса множество. Например, внедрение химических и электрохимических методов обработки металлов резко снижает количество отходов, неизбежных при обработке металлов резанием.

При этом снимаются ограничения по прочности и твердости металлов и сплавов, форме детали, достигаются высокая чистота поверхности и точность размеров деталей. Такие материалы, как синтетический графит (который при высоких температурах более прочен, чем металлы), корундовая (на основе оксида алюминия) и кварцевая (на основе диоксида кремния) керамики, синтетические полимерные материалы, стекла, могут проявлять уникальные свойства. Например, закристаллизованные стекла (ситаллы) получают введением в расплавленное стекло веществ, способствующих возникновению центров кристаллизации и последующему росту кристаллов. Такой ситалл как «пирокерам» в девять раз прочнее прокатанного стекла, тверже высокоуглеродистой стали, легче алюминия и по термостойкости близок к кварцу. Современные смазочные материалы позволяют существенно снизить коэффициент трения и повысить износостойкость материалов. Применение масел и смазок, содержащих дисульфид молибдена, увеличивает срок эксплуатации узлов и деталей автомобиля в 1,5 раза, отдельных частей − до двух раз, а коэффициент трения при этом удается снизить более, чем в 5 раз. Элементоорганические вещества − полиорганосилоксаны отличаются гибкостью и спиралеобразной структурой молекул, образующих клубки по мере понижения температуры. Таким образом, они сохраняют незначительно меняющуюся вязкость в широком диапазоне температур. Это позволяет их использовать в качестве гидравлической жидкости в самых разнообразных условиях. Защита металлов от коррозии приобрела целенаправленность действия после создания электрохимической теории коррозии и позволяет избежать значительных экономических затрат на возобновление изделий из металлов. В настоящее время перед химией совместно с другими науками, техникой и промышленностью стоит много актуальных и сложных задач. Синтез и практическое применение подходящих высокотемпературных и, далее, горячих сверхпроводников позволит существенно изменить способы хранения и передачи энергии. Необходимы новые материалы, среди которых выделяются материалы на основе металлов, полимеры, керамика и композиты. Так, проблема создания экологически чистого двигателя, в основе которого лежит реакция сгорания водорода в кислороде, заключается в создании материалов или процессов, препятствующих проникновению водорода через стенки резервуаров-аккумуляторов водорода. Создание новых химических технологий − также важное направление научно-технического прогресса. Так, стоит задача обеспечения новыми видами жидкого и газообразного топлива, получаемого при переработке угля, сланцев, торфа, древесины. Это возможно на основе новых каталитических процессов.

2.5.3 Роль химии в познании окружающего мира

Еще более интересна роль химии в познании окружающего мира. Здесь до сих пор много неясного, даже загадочного. Не нужно думать, что современная наука уже знает все. Например, нашу планету можно сравнить с могучей химической машиной. На поверхности Земли и в ее недрах постоянно происходят сложнейшие химические превращения. Как работает эта машина? Каким образом поддерживаются условия для ее бесперебойной работы? Как на протяжении миллиардов лет Земле удается сохранить примерно постоянную (и наилучшую!) температуру для протекания сложных химических реакций? Почему содержание газа кислорода в атмосфере Земли сохраняется неизменным (причем с точностью до процента!) последние полмиллиарда лет?

Принято считать, что кислород продуцируют зеленые растения, но ведь в разные эпохи существования планеты растительный мир Земли менялся разительно! Кстати, ученым удалось выяснить, что при повышении доли кислорода в атмосфере всего на 3 % лесные пожары опустошили бы сушу (в этом случае горит даже мокрая трава и лед под дождем!). Таких катастроф на Земле пока не происходило. Но где он – этот таинственный регулятор состава атмосферы? Будет ли повышаться содержание в атмосфере углекислого газа или тот же регулятор справится с ним? Не может ли человек своими неосторожными действиями поломать этот регулятор? Это лишь малая часть вопросов, на которые современная химия в содружестве с физикой и биологией упорно ищет ответы. О других мы расскажем позже, когда познакомимся с атомами, молекулами, простыми и сложными веществами и другими важнейшими понятиями химии.

2.6 Вопросы для самоконтроля

1. Дайте определение химии как науки.

2. Какие задачи решает химия?

3. Каковы основные исторические этапы в развитии химии?

4. Дайте характеристику натурфилософского периода в развитии химии.

5. Приведите основные достижения химии в XIX веке.

6. В чем заключается учение о химических процессах? С именами каких ученых связано это учение?

7. Каковы основные положения эволюционной химии?

8. Какова роль химии в изучении природы и развитии техники?

Глава третья. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

3.1 Цели изучения главы

Успешное изучение учебного материала позволит:

– освоить основные понятия химии; стехиометрические законы химии;

– овладеть ключевыми понятиями: атом, молекула, химический элемент, ионы, радикалы, простые вещества и сложные вещества, относительная атомная и молекулярная масса вещества, валентность, степень окисления, закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений и объемных отношений, закон Авогадро и следствия из него, уравнение Клайперона – Менделеева, закон эквивалентов.

3.2 Методические рекомендации по изучению материала

Структурно-логическая схема изучения главы «Основные понятия и законы химии» представлена на рисунке 3.1.

При изучении главы обратите внимание на определения основных терминов и понятий химии. Постарайтесь выделить существенные стороны каждого термина. Запомните формулировки и математические записи основных стехиометрических законов химии; подумайте, в каких случаях их применяют.

Рисунок 3.1 − Структурно-логическая схема изучения главы

«Основные законы и определения химии»

3.3 Основные понятия химии

Вещество – вид материи, которая обладает массой покоя, состоит из элементарных частиц: электронов, протонов, нейтронов, мезонов и др. Химия изучает главным образом вещество, организованное в атомы, молекулы, ионы и радикалы. Такие вещества принято подразделять на простые и сложные (хим. соединения).

Атом (от греч. atomos – неделимый) – наименьшая частица химического элемента, неделимая химическим путем, сохраняющая все его свойства, определенные зарядом ядра и электронной оболочкой. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые движутся вокруг него, образуя электронейтральную систему, подчиняющуюся законам, характерным для микросистем.

Атом − система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов. Тип атома определяется составом его ядра.

Химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. Каждому химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов.

Атомное ядро − центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов. В состав протонов и нейтронов входят элементарные частицы кварки.

Заряд ядра − положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом:

, (3.1)

где Z – число протонов;

N – число нейтронов.

Элемент обозначается установленным одно - или двухбуквенным символом. Левые индексы указывают массовое число A (верхний) и число протонов Z (нижний). Например: .

Нуклоны – общее название протона и нейтрона (частиц, из которых состоят ядра атомов).

Нуклиды – конкретное ядро с заданным массовым числом А и данным зарядом Z.

Изотопы – химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре. Примеры изотопов: 3He, 4He, 6He, 8He.

Изобары – атомы с одинаковым массовым числом A, но разными числами протонов Z и нейтронов N (таблица 3.1).

Таблица 3.1 – Изобары

Атом	Число протонов	Число нейтронов	Число электронов	Элемент
21081Tl	81	129	81	Таллий
21082Pb	82	128	82	Свинец
21083Bi	83	127	83	Висмут
21084Po	84	126	84	Полоний

Изотоны – атомы различных химических элементов с одинаковым числом нейтронов N в ядрах. Пример изотоны – атомы 52Не, 63Li, 74Be, 85В, ядра которых содержат 3 нейтрона.

Изомеры – такие ядра, которые имеют равные числа и нейтронов и протонов, но неравные энергии связи ядер.

Молекула (новолат. molecula, уменьшительное от лат. moles – масса, рисунок 3.2) − микрочастица, образованная из двух или большего числа атомов и способная к самостоятельному существованию (наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами, делимая химическим путем). Имеет постоянный состав (качественный и количественный) входящих в нее атомных ядер и фиксированное число электронов и обладает совокупностью свойств, позволяющих отличать одну молекулу от других.

Рисунок 3.2 – Молекула карбамида

Химическая формула − это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (1814 г., Й. Берцелиус, рисунок 3.3) и индексов. (Индекс – цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, в каком соотношении соединены между собой атомы в молекуле.

Рисунок 3.3 – Йёнс-Якоб Берцелиус

Простые вещества образованы атомами одного химического элемента, потому являются формой его существования в свободном состоянии (He, O2, O3, H2, S8).

Аллотропия – явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам (алмаз, графит; кислород, азон).

Сложные вещества образованы разными элементами и могут иметь состав постоянный (стехиометрические соединения или дальтониды) или меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения или бертоллиды) (H2O, H2O2, NH3, CCl4, C2H5OH).

Атомы, как любые частицы, имеют массу. Она ничтожно мала. Например, масса атома водорода Н равна 1,67 · 10-24 г. Использовать в расчётах такое маленькое число очень неудобно. Поэтому в химии пользуются не реальными массами атомов, измеренными в граммах, а их относительными атомными массами − массами, измеренными относительно массы эталона. За эталон была взята международная единица атомных масс, равная 1/12 массы изотопа 12C − основного изотопа природного углерода.

г. (3.2)

Относительная атомная масса (Ar) − безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C (это число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса атома данного элемента больше 1/12 части абсолютной массы атома углерода, т. е. атомной единицы массы).

, (3.3)

где mатома – масса атома данного вещества;

m(12C) – масса атома углерода 12C.

Абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а. е.м.:

(3.4)

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 ∙ 1,66057 ∙ 10-24 = 4,037 ∙ 10-23 г.

Относительная молекулярная масса (Mr) − безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

, (3.5)

где mr - масса молекулы данного вещества;

m(12C) - масса атома углерода 12C.

Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а. е.м.:

. (3.6)

Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения моль.

Моль – количество вещества, содержащего столько реальных частиц, сколько атомов содержится в 12 граммах углерода – 12.

Молярная масса M(x) – масса одного моля вещества. По абсолютному значению она равна для простых веществ относительной атомной массе Ar (x), для сложных веществ – относительной молекулярной массе Mr (x), но выражена в г/моль или кг/моль.

Примеры записи: Mr (HCl) = 36,52 и M(HCL) = 36,52 г/моль.

Ar (Br) = 79,91 и М (Вr) = 79,91 г/моль.

Реальные частицы – это атомы, молекулы, ионы, электроны, радикалы и т. д.

Условные частицы – это какая-то часть реальной частицы, например, 1/5 молекулы.

Ионы – одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд. Положительные ионы называются катионами, отрицательные – анионами. В свободном состоянии существуют в газовой форме (в плазме).

,

.

Валентность (от лат. valentia – сила) – способность атомов присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи.

Мерой валентности считают число атомов водорода или кислорода, присоединенных к элементу (ЭHn, ЭOm), при условии, что водород одно - , а кислород двухвалентен.

Степень окисления – условный заряд атома элемента, полученный в предположении, что соединение состоит из ионов. Она может быть положительной, отрицательной, нулевой, дробной и обозначается арабской цифрой со знаком «+» или «–» в виде верхнего правого индекса символа элемента: Cl–, Cl7+, O2–, H+, Mg2+, N3–, N5+, Cr6+.

Радикалы – частицы, образующиеся при разрыве химической связи и (или) содержащие нескомпенсированную валентность:

Эмпирическая формула составляется из атомных символов элементов, записываемых в определенном порядке друг за другом.

Молекулярная формула соответствует истинному молекулярному составу соединения: S2Cl2, C6H6, а не SCl, CH.

В структурной формуле указываются последовательность соединения атомов в молекуле (плоская структурная формула) и пространственное расположение атомов в соединении (проекционная структурная формула).

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты – электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+.)

Кислоты рассматриваются как соли протона H+: HCl, H2SO4, H3PO4.

Основания – сложные вещества, состоящие из одной или нескольких гидроксил-ионов OH– и атомов металла: KOH, Al(OH)3 (основанием называют электролит, диссоциирующий в воде с образованием гидроксид-ионов ОН ).

Соли – сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений: Na2SO4, KCl, NaNO3.

Оксиды – сложные вещества, состоящее из атомов двух элементов, один из которых – кислород: N2O5, CuO, Na2O.

Важнейшие классы неорганических соединений представлены на рисунке 3.4.

Рисунок 3.4 – Важнейшие классы неорганических соединений

Реакции химические – превращение одних веществ (исходных соединений) в другие (продукты реакции) при неизменяемости ядер атомов.

Исходные вещества иногда называются реагентами, однако чаще (особенно в органической химии) термин «реагент» используют по отношению к одному, наиболее активному исходному соединению, определяющему направление химической реакции.

3.4 Основные стехиометрические законы химии

Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы А. Авогадро, постоянства состава (Ж. Пруст), кратных отношений (Д. Дальтон), закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак), закон эквивалентов (И. Рихтер) и закон сохранения массы и энергии (, А. Эйнштейн).

3.4.1 Закон сохранения массы и энергии

В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы.

Новые вещества не получаются из ничего и не могут обратиться в ничто. Масса (вес) реагентов всегда в точности равна массе (весу) продуктов химической реакции. Этот фундаментальный закон впервые открыл русский ученый в 1748 г. Немного позже французский химик А. Лавуазье в 1789 г пришел к тем же выводам и независимо от сформулировал тот же закон.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т. е. химическое превращение – это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции:

.

Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.

Закон сохранения массы вещества подтверждает, что материя вечна, не исчезает и не возникнет из ничего, а только переходит из одного вида в другой.

При химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего. Общее число атомов при химической реакции не изменяется. Масса каждого атома при химической реакции остается постоянной, поэтому и общая масса веществ не изменяется.

В начале XX века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия ΔE связана с увеличением его массы Δm соотношением:

, (3.7)

где с – скорость света в вакууме, равная 3·108м/c

Альберт Эйнштейн доказал, что это уравнение справедливо для любых форм материи.

Это соотношение не используется в химических реакциях, т. к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10-11 г и это изменение массы Δm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где изменение энергии ΔЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, изменение массы Δm следует учитывать.

Закон сохранения энергии:

При любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы из одного вида энергии в другой.

Современная формулировка закона сохранения массы и энергии гласит: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.

Закон постоянства состава

Закон постоянства состава был открыт в 1801–1808 гг. Ж. Прустом ( рисунок 3.5) и (рисунок 3.6).

.

Рисунок 3.5 – Жозеф Луи ПРУСТ

Рисунок 3.6 – Клод Луи Бертолле

Каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способов его получения.

Это значит, что соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения, постоянны.

На основании этого закона состав веществ выражается химической формулой с помощью химических знаков и индексов. Например, Н2О, СН4, С2Н5ОН и т. п.

В 1912–1913 гг. Николай Семенович Курнаков (рисунок 3.7) установил, что существуют соединения переменного состава, которые называют бертоллидами. Соединения постоянного состава называют дальтонидами.

Рисунок 3.7 – Николай Семенович Курнаков

Закон постоянства состава всегда выполняется для газообразных и жидких веществ. Для вещества, находящегося в твердом состоянии, строго говоря, закон не справедлив. Это связано с тем, что в кристаллической структуре любого твердого вещества всегда, в той или иной мере, имеются пустоты, не заполненные атомами, примесные атомы других элементов и другие отклонения от идеальной структуры. На все это, наряду с температурой, давлением, концентрациями веществ, влияет очень большое число других факторов, связанных уже с технологией получения, выделения и очистки вещества. Так, в соединении висмута с таллием на единицу массы таллия может приходиться от 1,24 до 1,82 единиц массы висмута. В диоксиде титана TiO2 на единицу массы титана может приходиться от 0,65 до 0,67 единиц массы кислорода, что соответствует формуле TiO1,9-2,0. Такая формула отражает границы состава вещества. Пределы, в которых может изменяться их состав, установлены для многих соединений. При изменении изотопного состава элемента меняется и массовый состав соединения. Например, обычная вода содержит 11 % (масс.) водорода, а тяжелая – почти в два раза больше, 20 %.

В связи с наличием соединений переменного состава современная формулировка закона постоянства состава содержит уточнения:

Состав соединений молекулярного строения, то есть состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения.

Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

3.4.3 Закон эквивалентов

Согласно закону постоянства состава различные элементы соединяются друг с другом в определенных отношениях масс. Термин эквивалент в химии означает равнозначное, равноценное количество.

В результате работ И. Рихтера (рисунок 3.10) был открыт закон эквивалентов (1793 г.): все вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Рисунок 3.8 – Рихтер Иеремия Виниамин

Смысл этого закона заключается в том, что моль эквивалентов одного вещества реагирует точно с молем эквивалентов другого вещества, а n молей эквивалентов одного вещества – с n молями эквивалентов другого вещества.

Эквивалент является важной количественной характеристикой элемента или вещества. Закон эквивалентов раскрывает связи между качественной и количественной характеристиками вещества.

Эквивалентом, Э(х), называют реальную или условную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом равнозначна одному иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Фактор эквивалентности fЭ(х) – число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалента одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Эквивалент безразмерен, состав его выражают с помощью знаков и формул. Для определения состава эквивалента вещества и его химической формулы необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Рассмотрим пример определения формулы эквивалента:

.

В данной окислительно-восстановительной реакции участвует два

электрона. На один электрон приходится:

.

т. е. одному электрону соответствует 1/2 атома Fe, одна молекула HCl, 1/2 молекул FeCl2 и Н2.

Отсюда ; ; ;

.

Молярная масса эквивалента вещества х (МЭ (х)) – масса одного моля эквивалента этого вещества. Она равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества:

. (3.8)

Эквивалентный объем или объем моля эквивалентов Vэ(х) – это объём, который занимает один моль эквивалентов газообразного вещества при нормальных условиях (н. у.).

Математический закон эквивалентов можно записать следующим образом:

, (3.9)

где ma – масса вещества А;

mв – масса вещества В;

Мэ(А) – молярная масса эквивалента вещества А;

Мэ(В) – молярная масса эквивалента вещества В.

В химической практике встречаются случаи, когда одно из реагирующих веществ находится в твёрдом состоянии, а второе – в газообразном. В этом случае закон эквивалентов можно выразить формулой:

, (3.10)

где − объем газообразного вещества В при нормальных условиях;

(В) − эквивалентный объем газообразного вещества В.

Если все реагирующие вещества в газообразном состоянии, то математическая запись закона эквивалентов выглядит так:

, (3.11)

где – объём газа А при нормальных условиях;

– объём газа В при нормальных условиях;

(А) – эквивалентный объём газа А при нормальных условиях;

(В) – эквивалентный объём газа В при нормальных условиях.

Для того чтобы определить величину эквивалента какого-либо вещества, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество. В этой связи целесообразно рассмотреть нахождение эквивалента применительно к основным типам химических реакций.

Кислотно-основные и ионно-обменные реакции. Для кислот и оснований фактор эквивалентности можно рассчитать по числу ионов водорода Н+ или гидроксильных групп ОН- , которыми обмениваются каждая из молекул со своими партнёрами, т. е.

, (3.12)

; (3.13)

отсюда эквиваленты кислот и оснований:

, (3.14)

. (3.15)

Для солей фактор эквивалентности может быть найден как число, обратное числу замещаемых, присоединяемых катионов (Кat) или анионов (An), умноженных на их заряд:

, (3.16)

, (3.17)