|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
|
|
Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии |
Следствия из закона Авогадро ⇐ ПредыдущаяСтр 6 из 6
1. Молекулы простых газообразных веществ состоят из двух атомов. Например, Н2, О2, Сl2 (исключение озон О3, инертные газы Не, Nе, Аr, Кr, Хе).
2. При нормальных условиях 1 моль любого идеального газа занимает объём, равный 22,4 л, и содержит 6,02 ∙1023 молекул (постоянная Авогадро):
VM = 22,4 л/моль. 3. Плотностью одного газа по другому (относительной плотностью газа) называется отношение масс равных объёмов этих газов: D =
что равнозначно отношению их плотностей:
D = а также отношению их молярных масс:
D =
Последнее выражение позволяет легко вычислять молярную массу газа: Молярная масса газа равна произведению его плотности по отношению к любому другому газу на молярную массу этого газа:
М1 = D · М2
Если известна плотность газа по водороду или по воздуху, то молярную массу можно определить по формулам:
М1 = 2 D и М1 = 29 D,
где 2 и 29 – значения, соответствующие молярным массам водорода и воздуха73.
Относительная плотность (D) – безразмерная величина.
Плотность вещества – величина, равная массе единицы объёма вещества: ρ =
Единицы измерения плотности твёрдых и жидких веществ – кг/м3, г/см3 (для жидкостей также г/мл); газов – г/м3, г/л. Плотность воды при 4 0С (точно при 3,8 0С) и 101,3 кПа равна 1,0000 г/мл. Плотность (сухого атмосферного) воздуха при нормальных условиях равна 1,2928 г/л (кг/м3). Плотность газа при н.у. можно определить по его молярной массе. Если количество вещества равно 1 моль, то m = Мгаза, а V = VМ газа, следовательно ρ = Физическая суть данного закона заключается в одинаковой способности всех газов занимать предоставляемый объём пространства. 2.4.7. Закон Дальтóна (закон парциальных давлений)
(Дж. Дальтóн, 1801 г.)
Давление смеси газов равно сумме их парциальных давлений: Рсмеси = Р1 + Р2 + … + Рn.
Парциальное давление газа – это давление, которое производил бы газ, занимая при той же температуре объём всей газовой смеси.
Средняя молярная масса смеси газов равна сумме произведений их объёмных долей (
Мср. =
Объёмная доля газа равна отношению его объёма к общему объёму газовой смеси, взятых при одинаковых условиях (температуре и давлении):
При этом
Если газ собран над жидкостью, то его парциальное давление равно разности давления газо-паровой смеси и парциального давления пара жидкости.
Пример 1. Определите давление смеси 3 л СО2, 4 л О2 и 6 л N2 в 10-ти литровом сосуде, если до смешения давление СО2, О2 и N2 составляло 96, 108 и 90,6 кПа соответственно.
Решение. Находим парциальные давления газов:
Давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газов:
Рсмеси = 28,8 + 43,2 + 54,4 = 126,4 кПа.
Пример 2. Какой объём займут при нормальных условиях 120 мл азота, собранного над водой при температуре 20 0С и давлении 100 кПа, если давление насыщенного водяного пара при температуре 20 0С равно 2,3 кПа ? Решение. Парциальное давление азота равно разности общего давления газо-паровой смеси и парциального давления водяного пара:
Обозначив искомый объём через V0 и используя уравнение состояния идеального газа находим:
V0 =
Закон эквивалентов
(И.В. Рихтер, 1791 г.; У. Волластон74, 1807 г.)
Химические элементы соединяются между собой в определённых массовых количествах, соответствующих их эквивалентам, или: в реакциях участвуют равные количества вещества химических эквивалентов
Массы (объёмы) реагирующих и образующихся в результате реакций веществ пропорциональны молярным массам (объёмам) их эквивалентов. Для реакции, в которой взаимодействуют вещества А(1) и В(2), справедливы равенства:
nЭ (А) = nЭ (В)
или
кроме того, для газообразных веществ: Например, для реакции
2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2↑
или nЭ (Nа) = nЭ (Н2О) = nЭ (NаОН) = nЭ (Н2О)
где nЭ – количество вещества эквивалента.
Таким образом, вещества реагируют и образуются в строго определённых (эквивалентных) количествах. Пример 1. При взаимодействии 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Определите эквивалентную массу и фактор эквивалентности железа, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль.
Решение. Из условия задачи следует, что в сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8 – 5,6 = 3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов, массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам. Следовательно:
Поскольку молярная масса железа, численно совпадающая с его относительной молекулярной массой, равна 56 г/моль, то эквивалентная масса железа (28 г/моль) в два раза меньше его молярной массы и, следовательно, в 1 моле железа содержится 2 моля его эквивалента. Следовательно, фактор эквивалентности железа равен ½.
Пример 2. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 28 г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определите массу металла.
Решение. Поскольку эквивалентный объём водорода равен 11,2 л/моль, и учитывая, что
находим массу металла х =
Из закона эквивалентов следует, что количество вещества химического эквивалента (молярная масса эквивалента) химического соединения равно сумме количества веществ эквивалентов (молярных масс эквивалентов) составляющих их частей. Например, если известно, что из 3,85 г нитрата металла (Х) получено 1,60 г его гидроксида, то молярную массу эквивалента данного металла МЭ (Х) вычисляют из соотношения:
МЭ (Х) = 15 г/моль
Для определения молярной массы химического эквивалента сложного вещества следует разделить его молярную массу (М) на сумму валентностей замещённых радикалов (Н+, ОН–, Каtn+, Аnn–). Например:
NаНSО4 + NаСl = Nа2SО4 + НСl (1)
ZnОНNО3 + НNО3 = Zn(NО3)2 + Н2О (2)
Н2SО4 + NаСl = NаНSО4 + НСl (3)
NаНСО3 + СаSО4 = СаСО3↓ + NаНSО4 (4)
Fе(ОН)2Сl + 2НСl = FеСl3 + 2Н2О (5)
Н2SО4 + 2КОН = К2SО4 + 2Н2О (6)
АlОНSО4 + 3НСl = АlСl3 + Н2SО4 (7)
Аl(ОН)3 + 3НNО3 = Аl(NО3)3 +3Н2О (8)
КАl(SО4)2 + 2ВаСl2 = КСl + АlСl3 + 2ВаSО4↓ (9)
В реакциях (1-3) количества вещества эквивалентов NаНSО4, ZnОНNО3 и Н2SО4 равны 1 моль, а молярные массы химических эквивалентов – молярной массе (М) этих веществ, умноженной на единицу (fэкв. = 1), так как в процессе обмена в каждом из них замещается по одному одновалентному радикалу. В реакциях 4-6 количества веществ эквивалентов NаНСО3, Fе(ОН)2Сl и Н2SО4 равны 1/2 моль, а молярные массы эквивалентов – молярной массе (М) этих веществ, умноженной на 1/2, так как в каждом из них замещается по два одновалентных радикала. В реакциях 7, 8 количества веществ эквивалентов АlОНSО4 и Аl(ОН)3 равны 1/3 моль, а молярные массы эквивалентов – 1/3 М. Реакции 9 количество вещества эквивалента КАl(SО4)2 равно 1/4 моль, а молярная масса эквивалента - 1/4 М, так как сумма валентностей замещённых радикалов равна четырём.
Задачи 1. Вычислите массу и плотность по воздуху смеси газов, состоящей из 1 л азота и 1 л оксида углерода(II), измеренных при н. у.
2. При взаимодействии аммиака с хлором образуются хлороводород и азот. Определите, в каких объёмных отношениях находятся реагирующие и образующиеся газы.
3. Рассчитайте массу 1 л газовой смеси, состоящей из 40 % (об.) оксида углерода(II) и 60 % (об.) оксида углерода(IV), которая находится при температуре 27 0С и давлении 2 атм.
4. Определите число молекул и массу кислорода в 5 л сухого воздуха, если содержание в нём кислорода по объёму составляет 21 %.
5. При прокаливании МnО2 образуется Мn3О4 и кислород. Определите объём кислорода, который выделится при температуре 32 0С и давлении 111,4 кПа из 0,5 кг диоксида марганца.
6. Определите объёмные доли неона и аргона в смеси, если их парциальные давления соответственно равны 203,4 и 24,6 кПа.
7. Смесь состоит из 25 % (об.) водорода и 75 % (об.) азота. Каково отношение парциальных давлений этих газов ?
8. В закрытом сосуде вместимостью 0,6 м3 находится при температуре 0 0С газовая смесь, состоящая из 0,2 кг СО2, 0,4 кг О2 и 0,15 кг СН4. Вычислите общее давление смеси и парциальное давление каждого газа, а также состав смеси в объёмных долях.
9. Из какого количества атомов состоит пар ртути, если его плотность по воздуху равна 6,92 ?
10. Рассчитайте эквивалентную массу серы, на окисление 4 г которой потребовалось 2,8 л кислорода (н. у.).
11. Определите фактор эквивалентности и эквивалентную массу дигидроксохлорида железа(III) в реакциях:
а) Fе(ОН)2Сl + NаОН = Fе(ОН)3 + NаСl;
б) Fе(ОН)2Сl + НСl = FеОНСl2 + Н2О;
в) Fе(ОН)2Сl + 2НСl = FеСl3 + 2Н2О.
12. При взаимодействии 0,376 г алюминия с кислотой получено 0,468 л водорода (н. у.). Определите эквивалентный объём водорода.
13. При нейтрализации 0,943 г фосфористой кислоты израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите фактор эквивалентности и эквивалент-ную массу Н3РО3. Напишите уравнение реакции нейтрализации.
14. Определите валентность атома золота в хлориде состава: 64,9 % Аu и 35,1 % Сl.
15. Определите, сколько литров водорода (н. у.) выделилось при взаимодействии с кислотой 0,45 г металла, эквивалентная масса которого равна 20 г/моль.
16. Определите массовую долю металла в хлориде, где его эквивалентная масса равна 27,45 г/моль.
17. Из хлороводородной кислоты при температуре 20 0С и давлении 100 кПа 0,943 г некоторого металла вытеснили 348 мл водорода. Определите эквивалентную массу этого металла.
18. Определите эквивалентную массу металла, 0,350 г которого вытеснили из кислоты 209 мл водорода, собранного над водой при температуре 20 0С и давлении 104,3 кПа, если давление насыщенного водяного пара при этой температуре составляет 2,3 кПа.
19. Какова эмпирическая формула хлорида меди, если эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль, молярная масса меди равна 63,5 г/моль, а эквивалентная масса хлорида меди равна 99,5 г/моль ?
20. Почему нельзя отождествлять понятия "химический элемент", "простое вещество" и "атом"?
21. Каких атомов – азота или меди – больше в земной коре, если их массовые доли примерно равны между собой (0,01%).
22. При нагревании 27 г алюминия с 60 г серы образовалось 75 г продукта реакции. Противоречит ли этот факт закону сохранения массы ?
23. Проиллюстрируйте справедливость закона кратных отношений на примерах двух пар оксидов: SO2 и SO3; CO и CO2.
24. Один сосуд заполнен водородом и хлором, а другой водородом и кислородом. Как изменятся объём и давление смесей газов при пропускании через них электрической искры ? 25. При нагревании НВr полностью разложился, но объём газа не изменился. Каковы продукты реакции разложения: а) атомы Н и Вr; б) молекулы Н2 и Вr2; в) молекулы Н2 и атомы Вr ?
26. Какие измерения нужно произвести, чтобы рассчитать молярную массу вещества по формулам законов газового состояния ?
27. Каким закономерностям подчиняются газообразные вещества в химических реакциях ?
28. Как следует изменить условия, чтобы увеличение массы данного газа не привело к возрастанию его объёма: а) понизить температуру; б) увеличить давление; в) нельзя подобрать условия ?
29. При каком соотношении парциальных давлений массы кислорода и азота одинаковы ?
30. На вопрос, какой объём займёт 1 моль воды при нормальных условиях, получен ответ – 22,4 л. Правильный ли это ответ ?
31. В одном из однолитровых сосудов находится кислород, а в другом – углекислый газ (при одинаковых условиях). В каком сосуде: а) больше молекул; б) больше масса газа ?
32. Почему молярный объём различных веществ одинаков, если они находятся в газообразном, но не в конденсированном (жидком или твёрдом) состоянии ? Как зависит число молекул, содержа-щихся в 1 моле, от агрегатного состояния вещества ?
33. Масса атома серы в 2 раза больше массы атома кислорода. Можно ли на этом основании считать, что плотность пара серы по кислороду равна двум ?
34. Молекула оксида NОх содержит 30,4 % азота. Чему равна плотность данного газообразного оксида по кислороду ?
35. От чего зависит химический эквивалент элемента ?
36. Почему молярная масса постоянна, а молярная масса эквивалента вещества может быть разной ? Может ли эквива-лентная масса вещества быть больше его молярной массы и почему ?
37. Значение МЭ серной кислоты будет наименьшим при её превращении: а) в кислую соль; б) в среднюю соль; в) в SO2; г) в молекулярную серу; д) в H2S.
38. Какой из химических элементов имеет постоянный эквивалент в хлоридах фосфора ?
39. Во сколько раз масса оксида больше массы металла, если эквивалентная масса металла в 2 раза больше эквивалентной массы кислорода ?
Ответы 1. m = 2,5 г; D = 0,965. 3. m = 3,357 г. 4. N = 2,82 ∙ 1022 молекул; m = 1,5 г. 5. V = 43,58 л. 6. φNe = 0,892; φAr = 0,108. 7. 8. Pсмеси = 100 кПа; 9. Из одного. 10. MЭ, S = 8 г/моль. 11. а) fэкв = 1; МЭ = 125,5 г/моль; б) fэкв = 1; МЭ = 125,5 г/моль; в) fэкв = ½; МЭ = 62,75 г/моль. 12. 13. fэкв = ½; МЭ = 41; 2 г/моль. 14. III 15. V = 0,252 л. 16. ω = 0,436. 17. МЭ = 33 г/моль. 18. МЭ = 20 г/моль. 21. Атомов азота больше. 22. Нет. 24. Не изменятся; в первом сосуде объём уменьшится в 0,66 раз, давление увеличится. 25. б. 28. а, б. 29. 30. Нет. 31. а) число молекул одинаково в обоих сосудах; б) во втором. 33. Нельзя. 34. D = 1,44. 37. д. 38. Хлор. 39. В 1,5 раза.
Предметный указатель
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. Химия: Справочник школьника и студента / К. Зоммер, К.Х. Вюнш, М. Цеттлер; Пер. с нем. под ред. проф. Р.А. Лидина. – М.: Дрофа, 2003. – 384 с. 2. Химическая энциклопедия: В 5 т. – М.: Сов. энцикл., Большая Российская энцикл., 1988-1999. 3. Гаршин А.П. Толковый словарь по химии для школьника, абитуриента, студента. – СПб.: Издательство ДЕАН, 2004. – 336 с. 4. Жохова О.К., Романова М.Ю. Основные понятия и законы химии. – Волгоград: Волгоград. гос. техн. ун-т, 2001. – 24 с. 5. Большой Российский энциклопедический словарь. – М.: Большая Российская энциклопедия, 2006. – 1887 с. 6. Физика: Энциклопедия / Под ред. Ю.В. Прохорова. – М.: Большая Российская энциклопедия, 2003. – 994 с. 7. Фундаментальные понятия и законы химии. Определение молекулярной массы и химического эквивалента: Учеб.-метод. пособие / Старкова Н.Н., Рябухин Ю.И. / Астрахан. гос. техн. ун-т. – Астрахань, 2003. – 32 с.
ОГЛАВЛЕНИЕ
1. Основные понятия химии 3 1.1. Химия и её разделы 3 1.2. Химические элементы и химические соединения 11 1.3. Классификация веществ 15 1.4. Символы, формулы, уравнения 24 1.5. Важнейшие величины и единицы в химии 31 2. Стехиометрические законы 40 2.1. Закон сохранения массы и энергии 40 2.2. Закон постоянства состава 43 2.3. Закон кратных отношений 44 2.4. Законы газового состояния 45 2.4.1. Закон Бойля-Мариотта 45 2.4.2. Закон Шарля 45 2.4.3. Закон Гей-Люссака 45 2.4.4. Объединённый газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака 46 2.4.5. Закон объёмных отношений 47 2.4.6. Закон Авогадро 48 2.4.7. Закон Дальтóна (закон парциальных давлений) 50 2.5. Закон эквивалентов 51 Задачи 54 Ответы 57 Приложение 58 Предметный указатель 60 Список литературы 61
Рябухин Юрий Иванович – доктор химических наук, Соросовский профессор, профессор кафедры "Общая, неорганическая и аналитическая химия" Астраханского государственного технического университета.
Старкова Наталья Николаевна – кандидат химических наук, доцент кафедры "Общая, неорганическая и аналитическая химия" Астраханского государственного технического университета.
Огородникова Надежда Петровна – старший преподаватель кафедры "Общая, неорганическая и аналитическая химия" Астраханского государственного технического университета.
АГТУ. Заказ № . Тираж 100 экз.
1 Михаил Васильевич Ломоносов (1711-1765) – первый русский учёный-естествоиспытатель мирового значения, поэт, заложивший основы современного русского литературного языка, художник, историк, поборник отечественного просвещения, развития русской науки и экономики. Ломоносов является создателем химии как науки; ввёл понятие о молекулах (корпускулах – тельцах) и атомах (элементах), ввёл взвешивание, обосновал теорию горения, разработал способ изготовления цветного стекла, внёс вклад в развитие физики, геологии, географии, астрономии, металлургии и др. 2 Понятие – мысль, фиксирующая существенные свойства, связи и отношения предметов и явлений; представление о чём-либо; уровень понимания чего-либо. Основнóй – наиболее важный, существенный, главный. 3 О том, какова этимология (происхождение) слова «химия», каково его истинное, исходное значение, единого мнения нет. Многие считают, что это слово пришло в современный язык из Древнего Египта – колыбели мировой цивилизации. Когда-то Египет имел название «Хемия» (по-древнеегипетски "хем" или "хаме" – чёрный) – очевидно, по цвету почвы в долине реки Нил, и слово "химия" можно перевести как "чёрные земли" или "наука о чёрной земле (Египта)", смысл же названия – "египетская наука"). Вполне возможно, что название страны "Хемия" (то есть Египет) просто указывало на то место, где по господствующему тогда мнению, достигли наибольшего прогресса в литье изделий из металлов. Может быть, слово «химия» происходит от древнегреческого chēméia (хемейа) – отливаю, лью, – искусство выплавки металлов, и отражает то обстоятельство, что первоначально одна из главнейших задач тех, кто занимался химией, состояла в получении металлов. Современное название «химия» производится от позднелат. chimia и является интернациональным, например нем. сhemie, франц. chimie, англ. сhemistry. Как бы то ни было, слово «химия» стало означать получение одних веществ из других в результате тех или иных превращений. Термин «химия» впервые употребил в своих сочинениях в V веке греческий алхимик Зосима Панополитанский, родившийся и работавший в Египте. 4 Мир – совокупность всех форм материи в земном и космическом пространстве. 5 Материя – от. лат. mater rerum – мать вещей и materia – вещество; субстрат, субстанция; содержание. В лат. философский язык термин введён Цицероном как перевод греч. hỳlē (собственно – древесина). Понятие материи как субстрата вещественного мира было выработано в греч. философии в учениях Платона и Аристотеля, при этом материя понималась как неоформленное небытиё (теон), чистая потенция. Сформулированное Декартом понятие материи как телесной субстанции (в противоположность "мыслящей" субстанции), обладающей пространственной протяжённостью и делимостью, легло в основу материализма 17-18 веков. Материя – центральная категория диалектического материализма. 6 Реакция – от. лат. re – противо и actio – действие. 7 См. с. 14. 8 Ион-радикалы – ионы, являющиеся радикалами. 9 Карбены (от лат. саrbо – уголь) – нестабильные соединения углерода(II), содержащие два неспаренных электрона на одном атоме углерода и имеющие брутто-формулу CRR', где R и R' – органические радикалы или галогены; промежуточно образуются во многих органических реакциях; простейший из них – метилен :СН2. 10 Ассоциáты (от ср.-век. лат. аssосiаtiо – соединение) – группы молекул или ионов в жидкой или газовой фазах, связанные водородными связями, ван-дер-ваальсовыми или электростатическими взаимодействиями. 11 Кластеры (англ. сlustеr – гроздь, скопление) – комплексные соединения, в основе молекулярной структуры которых лежит объёмная ячейка из непосредственно связанных между собой атомов металла, которая играет роль центрального атома (комплексообразователя). 12 Сольваты (от лат sоlvо - растворяю) – продукты сольватации, представляющие собой молекулы или ионы растворённого вещества, окружённые оболочкой из молекул растворителя, которая удерживается электростатическими и ван-дер-ваальсовыми силами, а также координационными и водородными связями. 13 Клатраты (от лат. сlаtrаtus – защищённый решёткой) – соединения включения, образованные за счёт оптимального сочетания геометрических характеристик "гостей" и "хозяев" без образования химической связи между ними. Вещества, в которых молекулы соединения – "хозяина" образуют пространственный каркас, а молекулы соединения – "гостя" располагаются в полостях каркаса, например, в клатрате Сl2 · 6Н2О молекулы Сl2 занимают полости каркаса, образован-ного молекулами Н2О. 14 Материал (от лат. mātеriālis – вещественный) – вещество, предмет, сырьё, применяемое для какой-либо цели. 15 Поле физическое – особый вид материи; система с бесконечным числом степеней свободы. К нему относятся электромагнитные и гравитационное поля, поле ядерных сил, а также волновые (квантованные) поля, соответствующие различным частицам (например, электрон-позитронное поле). Источниками физического поля являются частицы (например, для электромагнитного поля – заряженные частицы). Создаваемые частицами физические поля переносят (с конечной скоростью) взаимодействие между соответствующими частицами. 16 Атом – от греч. átоmоs – неделимый. Термин ввёл Демокрит (V в до н. э.) – древнегреческий философ, один из основателей античной атомистики. 17 Плазма (от греч. plásma – вылепленное, оформленное) – ионизи-рованный газ. В состоянии плазмы находится подавляющая часть вещества Вселенной: звёзды, галактические туманности и межзвёздная среда. 18 1 пм (пикометр – от исп. рiсо – малая величина) = 10–12 м. 19 Нуклид – вид атомов, характеризующихся определёнными значениями заряда ядра Z (числом протонов в ядрах) и массового числа А (суммой чисел протонов Z и нейтронов N в ядрах). Обозначают символом соответствующего химического элемента с индексами А – слева вверху и Z – слева внизу, например, 20 Изотоп – от греч. isos – равный и tóроs – место. 21 Элемент – от лат. еlementum – простейший, первоначальное вещество, составная часть сложного целого. У греческих философов-материалистов – одно из первоначал, одна из составных частей природы, лежащих в основе всех вещей, явлений. Нет точных сведений, откуда произошло слово ″элемент″. Согласно одной из версий, оно образовалось при последовательном произношении букв латинского алфавита – l, m, n, t. Прочтя их, вы получите ″эль″, ″эм″, ″эн″, ″тэ″. Древние мыслители якобы хотели подчеркнуть, что как слова состоят из букв, так и ″тела″ сложены из элементов. 22 Совокупность – сочетание, общая сумма, общее количество чего-либо. 23 Молекула – латинское слово "mōlēs" означает массу, а суффикс "–cula" имеет уменьшительное значение, поэтому слово molecula дословно переводится как маленькая масса, буквально – "массочка". Термин введён французским философом-материалистом, математиком и астрономом Пьером Гассенди в 1647 г. 24 Ион – от греч. iốn – идущий. Термин ввёл в 1830 г. английский учёный (физик и химик) Майкл Фарадей, назвав "путешествующие" части молекул электролитов при электролизе от одного электрода к другому ионами. 25 Анион – от греч. ánоdуs – движение вверх, восхождение и anion, буквально – идущий вверх. Катион – от греч. kаthоdуs – спуск, схождение и katión, буквально – идущий вниз. Термины "анион" и "катион" введены М. Фарадеем. 26 Радикал (фр. rаdiсаl от лат. rādiсālis – коренной и rādiх – корень): 1. Неустойчивая частица с избыточной энергией. 2. Устойчивая группа атомов в молекуле, переходящая без изменений из одного химического соединения в другое. 27 Классификация (от лат. classis – разряд, группа и facio – делаю) – система распределения каких–либо однородных предметов или понятий по классам, отделам и т. п. по определённым общим признакам. 28 Металлы – от греч. mếtallon – первоначально шахта, копи. 29 Амальгама (от ср.-лат. amalgama – сплав, через араб, от греч. málagma – мягкая подкладка) – сплавы металлов с ртутью. 30 Амфиген (от греч. amphi – с обеих сторон и génos – род, происхождение). 31 Термины "дальтониды" и "бертоллиды" (см. раздел 2.2) введены российским физико-химиком, академиком АН СССР Николаем Семёновичем Курнаковым в 1912-1914 гг. в честь Дж. Дальтóна и К.Л. Бертолле для обозначения химических соединений соответственно постоянного и переменного состава. Джон Дальтóн (Дóлтон) (1766-1844) – английский химик и физик, создатель химического атомизма. Установил закон кратных отношений, ввёл понятие ″атомный вес″, первым определил атомные веса (массы) ряда элементов. Открыл газовые законы, названные его именем. Первым описал дефект зрения, которым страдал сам, позже названный дальтонизмом. Клод Луи Бертоллé (1748-1822) – французский химик, основатель учения о химическом равновесии. Разработал (совместно с А. Лавуазье и др.) новую химическую номенклатуру. Считал состав химических соединений переменным. Установил состав аммиака, природного газа, синильной кислоты, сероводорода. Открыл хлорат калия, названный позднее бертоллетовой солью. 32 Валентность (от лат. valentia – сила) – способность атомов элементов к образованию химических связей; количественно характеризуется числом. В случае ионной связи валентность – это число отданных или присоединённых данным атомом электронов; в случае ковалентной связи валентность равна числу обобществлённых электронных пар. Атомы многих элементов имеют различную валентность в зависимости от того, в какие соединения они входят. В этом случае часто пользуются термином «степень окисления» атома.
33 Оксид – нем. охуdеn, фр. охуdеs, от греч. охуs – кислый. 34 Сванте Аррениус (1859-1927) – шведский физикохимик. 35 Иоханнес Николаус Брёнстед (1879-1947) – датский физикохимик. 36 Донор от лат. dōnārе – дарить, жертвовать. 37 Гилберт Льюис (1875-1946) – американский физикохимик. 38 Водный раствор аммиака по традиции обозначают формулой NН4ОН и называют гидроксидом аммония, но поскольку такое вещество не существует, вопреки традиции его можно изображать как гидрат NН3 · Н2О или просто NH3. 39 От "выщелачивание" – по-славянски "растворение". 40 Амфотерность – от греч. amphóteros – и тот и другой. 41 Гидроксид – гидрат оксида. 42 Структура (от лат. structura – строение, расположение, порядок) – взаимосвязь элементов (атомов, молекул, ионов, радикалов) в химических соединениях. 43 Формула (от лат. formula – форма, правило, предписание). 44 Стехиометрия – от греч. stoichéion – основа, элемент (составная часть) и metréō – измеряю. Термин ввёл немецкий химик Иеремия Вениамин Рихтер в 1793 г. 45 Единица – нормативно-метрологическое количество чего-либо. 46 Масса (от лат. massa – глыба, ком, кусок) – фундаментальная физическая величина, определяющая инертные и гравитационные свойства всех тел – от макроскопических до атомов и элементарных частиц. В Международной системе единиц (СИ) масса измеряется в кг. 47 Подстрочный индекс "r" – от лат. relаtivus – относительный. Понятие "атомный вес" ввёл Дж. Дальтóн (см. сноску 31 на с. 17), который и первым определил атомные веса (массы) элементов: Н, N, S, P. 48 Моль – единица количества вещества – введена решением ХIV Генеральной конференции по мерам и весам в 1971 г. в качестве седьмой основной единицы Международной системы единиц (франц. Sisté me International d’ Unité s, сокращённо SI, в русской транскрипции – СИ), – системы единиц физических величин. Слово "моль" происходит от лат. moles, означающего "количество, масса или счётное множество". Моль служит для образования производных единиц, так называемых молярных величин: молярной массы (кг/моль), молярного объёма (м3/моль), молярной внутренней энергии (Дж/моль), молярной концентрации (моль/м3) и др. 49 Названа по имени Амедео Авогадро (1776–1856) – итальянского физика и химика. 50 Эквивалент (лат. aequivalens, aequivalentis) – нечто равноценное, равнозначное, равносильное другому, полностью замещающее его. Термин ввёл И. Рихтер в 1793 г. (см. сноску 44 на с. 25). 51 В – обозначение данного вещества. 52 Модуль – от лат. modulus – мера. 53 Иммануил Кант (1724–1804) – родоначальник немецкой классической философии. 54 Закон (философское, научное значение) – необходимое, существенное, устойчивое, повторяющееся отношение между явлениями в природе и обществе. Понятие закон родственно понятию сущности. Познание законов составляет задачу науки. 55 Энергия (от греч. – еnеrgеiа – действие, деятельность) – общая количественная мера различных форм движения материи. 56 Антуан Лавуазье (1743–1794) – французский химик.
57 Система – устройство, структура, представляющие собой единство взаимно связанных частей; материальный объект, обособленный от окружающей среды физическими или воображаемыми границами. 58 Закон сохранения механической энергии впервые сформулировал немецкий философ и математик Готтфрид Лейбниц в 1686 г.; затем немецкий врач Юлиус Роберт Майер в 1841 г., английский физик Джеймс Джоуль в 1843 г. и немецкий учёный Герман Гельмгольц в 1847 г. экспериментально открыли закон сохранения энергии в немеханических явлениях. 59 Соотношение Эйнштейна доказывает, что закон сохранения массы не абсолютен. Общая масса веществ в процессе химической реакции должна изменяться в результате выделения или поглощения энергии. Однако энергетические эффекты реакций находятся в пределах 10–1000 кДж на единицу количества вещества, и, следовательно, при этом изменение массы составляет величину порядка 10–8 – 10–10 г, которую невозможно измерить весами. Поэтому в химии принято считать, что закон сохранения массы выполняется строго. В противоположность этому в процессе ядерных реакций, сопровождающихся выделением или поглощением значительного количества энергии, происходит резкое изменение массы, которое и определяется по уравнению Эйнштейна. Альберт Эйнштейн (1879-1955) – физик-теоретик, один из основателей современной физики. 60 Состав – совокупность каких-либо элементов, входящих в качест-ве образующих частей в какое-либо химическое соединение. 61 Жозеф Пруст (1754–1826) – французский химик. 62 См. сноску 31, с. 17. 63 Бинарные соединения (от лат. binarus – двойной) – химические соединения, состоящие из атомов двух элементов, например HCl, H2O, Al2O3. 64 Кратный – целое число, делящееся на данное без остатка. 65 Установлен независимо английским физиком и химиком Робертом Бойлем (1627–1691) в 1662 г. и французским физиком Эдмом Мариóттом (1622–1684) в 1676 г. 66 Давление – физическая величина, характеризующая интенсивность нормальных (перпендикулярных к поверхности) сил, с которыми одно тело действует на поверхность другого. Единица давления в СИ – паскаль (Па): 1 Па равен давлению, вызываемому силой в 1 Н (ньютон), равномерно распределённой по нормальной к ней поверхности площадью 1 м2; 1 Па = 1 Н/м2. 67 Открыт французским учёным Ж. Шарлем в 1787 г, уточнён Ж. Гей-Люссаком в 1802 г. 68 Жозеф Луи Гей-Люссак (1778–1850) – французский химик и физик. Закон сформулирован в 1802 г. 69 Идеальный газ – теоретическая модель газообразного состояния, при котором частицы газа (атомы, молекулы) практически не взаимодействуют друг с другом – энергия взаимодействия между частицами пренебрежимо мала по сравнению с кинетической энергией их хаотического (теплового) движения. 70 Нормальные условия (н. у.): Р0 = 101 325 Па (760 мм рт. ст., 1 физическая атмосфера) (нормальное давление); Т0 = 273,15 К, или 273 К (0 0С) (нормальная температура). Кельвин (англ. Кеlvin – по имени английского физика У. Кельвина (1824-1907). Единица термодинамической температуры, равна 1 0С. 71 Уравнение установил опытным путём французский физик и инженер Бенуа Поль Эмиль Клапейрон в 1834 г. В современном виде уравнение получено в 1874 г. великим русским учёным Дмитрием Ивановичем Менделеевым. 72 1 м3 = 103 л = 106 мл. Метр (фр. mеtrе, от греч. mеtrоn – мера) – основная единица длины в десятичной системе мер. Литр (от греч. litrа – единица веса, равна 327,45 г) – мера ёмкости, равна 1000 см3, а также количество жидкости такого объёма. Миллилитр от лат. mīllе – тысяча и литр. 73 Среднюю молярную массу воздуха легко вычислить, если учесть, что воздух состоит приблизительно из 4 объёмов азота (молярная масса 28 г/моль) и 1 объёма кислорода (молярная масса 32 г/моль). Тогда, 74 Уильям Волластон (1766–1828) – английский химик. |
Последнее изменение этой страницы: 2019-03-21; Просмотров: 126; Нарушение авторского права страницы
(при условии V1 = V2).
.
.
) и молярных масс:
· М1 + 
· М2 + … + 
· Мn .
= 
, 
= 
, …, 
.
+ … + 
= 1.
= 96 ∙ 3/10 = 28,8 кПа;
= 108 ∙ 4/10 = 43,2 кПа;
= 90,6 ∙ 6/10 = 126,4 кПа.
= 
– 
= 100 – 2,3 = 97,7 кПа.
= 
= 108 мл.
,
= 
= 
, 
МЭ, Fe = 
= 
= 28 г/моль.
= 1,75 г.
= 
= 
;
: 
= 1 : 3
= 0,172; 
= 0,473; 
= 0,355.
= 11,2 л/моль.
: 
Нуклиды одного элемента называются изотопами; нуклиды, претерпевающие радиоактивный распад, – радионуклидами.
(округлённо 29 г/моль).