ОТВЕТЫНА ВОПРОСЫК 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
Количество теплоты переданное системе, идет на изменение внутренней энергии системы и на совершаемую системой работу против внешних сил
Q – теплота
Q = ∆U + W ∆U – внутренняя энергия системы
W – работа
Первый закон термодинамики является экспериментальным, представляет собой частный случай закона сохранения и превращения энергии в применении к процессам, протекающим с выделением, поглощением или преобразованием теплоты.
· Второй закон химической термодинамики
Энтропия (термодинамический параметр) – это функция S, полный дифференциал которой равен отношению элементарного количества теплоты равновесного процесса к абсолютной температуре:
dS = σQ/T σQ – теплота равновесного процесса
Т – абсолютная температура
Энтропия измеряется в Дж/К, а в расчете на 1 моль
В равновесных адиабатических процессах энтропия системы не изменяется, σQ = 0; dS = σQ/T = 0; S = соnst. Такие процессы называются изоэнтропийными
В равновесных изотермических процессах изменение энтропии системы ∆S равно отношению теплоты процесса Q к температуре Т:
∆S = Q/T