Общая химия. 
Общая и неорганическая химия для фармацевтов

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

В результате изучения содержания этой главы студент должен: знать

• •основные понятия химии, атомно-молекулярное учение;
• •закон постоянства состава вещества, закон сохранения массы, закон Авогадро и следствия из него;
• • понятия о растворах, способы выражения состава раствора;
• •понятия эквивалента, фактора эквивалентности;

уметь

• •осуществлять расчеты по формулам веществ, стехиометрические расчеты по уравнениям реакций;
• •рассчитывать концентрации растворенных веществ; владеть
• •теоретическими основами атомно-молекулярного учения;
• •методами решения расчетных задач;
• •техникой выполнения химических экспериментов;
• • навыками работы с химическим оборудованием и реактивами.

Предмет изучения (химические определения)

В основе современной химии как науки лежит атомно-молекулярное учение. Его основные положения, формировавшиеся на протяжении нескольких веков, в современной трактовке сводятся к следующим.

• • Все вещества состоят из атомов. Атомы различных видов отличаются массой и свойствами.
• • Атомы могут объединяться в молекулы. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении, скорость которого возрастает с повышением температуры.
• • Существуют вещества молекулярного и немолекулярного строения. У веществ с молекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллической решетки находятся молекулы (Н₂0, С₆Н₁₂О_б идр.). У веществ с немолекулярным строением в твердом состоянии в узлах кристаллической решетки находятся атомы или ионы (алмаз, графит, NaCl и др.).
• • Расстояния между молекулами зависят от агрегатного состояния вещества и от температуры. Наибольшие расстояния существуют между молекулами газов, наименьшие — в твердых веществах.
• • Между молекулами действуют силы взаимного притяжения и отталкивания.
• • При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических, как правило, разрушаются или видоизменяются.

Атом — мельчайшая химически неделимая частица вещества. Атом электрически нейтрален и представляет собой систему, состоящую из элементарных частиц — протонов и нейтронов, входящих в ядро атома (нуклонов), а также электронов, окружающих ядро, связанных сложными электромагнитными и другими взаимодействиями.

Молекула — мельчайшая электронейтральная частица вещества, сохраняющая его состав и химические свойства. Молекула может состоять из одного (инертные газы), двух (например, 0₂) или более (например, С₆Н₁₂0₆) атомов, характеризуется видом и числом входящих в нее атомов, а также определенной структурой.

Формульная единица вещества — это химическая частица (атом, молекула, катион, анион), а также любая совокупность химических частиц, передаваемая ее химической формулой, например: Na, Н₂0, NaCl, CuS0₄-5H₂0 и т. д.

Протон (р), масса 1,67−10^-27 кг (1 а.е.м.), имеет положительный заряд 1,6- КГ¹⁹ Кл (условно +1).

Нейтрон (п), масса 1,67−10 кг (1 а.е.м.).

Электрон (е), масса покоя 9,1 • 10 ‘ кг (1/1836 а.е.м.), имеет отрицательный заряд 1,602-КГ¹⁹ Кл (условно -1).

Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый элемент имеет свое название и свой символ.

Для каждого электронейтрального атома:

Массовое число атома (А) равно сумме протонов (Z) и нейтронов (JV):

Изотопы — разновидности атомов одного химического элемента, имеющие разные массовые числа.

Атомная масса химического элемента равна среднему значению масс всех его изотопов с учетом их распространенности в природе (1,66−10 -т;

— т- 4,5 • 10 ²² г). Для удобства расчетов введена специальная единица измерения атомных масс, а именно 1 а.е.м.

Атомная единица массы (а.е.м.) — это 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С (1,66−10 ²⁴ г). Часто ее называют дальтоном (Да). 1 Да = 1 а.е.м.

Относительная атомная масса элемента (Л,.) — отношение средней массы атома данного элемента для природного изотопного состава к 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С.

Относительная молекулярная масса (МД — отношение средней массы молекулы данного вещества для природного изотопного состава входящих в него элементов к 1/12 массы атома изотопа углерода С. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех входящих в состав молекулы элементов, вычисляется по химической формуле вещества, например:

Ион — заряженная частица, состоящая из одного или нескольких атомов. Положительно заряженные ионы называются катионами (Н⁺, К*, NH| и др.), отрицательно заряженные — анионами (ОН^-, СГ, NO3 и др.).

Простое вещество — вещество, состоящее из атомов одного элемента (0₂, Н₂, С1₂ и др.).

Аллотропия — способность элементов образовывать несколько простых веществ. Аллотропия может быть обусловлена различным числом атомов в молекуле (0₂ и 0₃ и др.) или различием в строении кристаллической решетки, например, алмаз и графит.

Сложное вещество — вещество, состоящее из атомов разных элементов, например, Н₂0, NaCl.

Моль — единица измерения количества вещества. Моль — это такое количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных элементов), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода С, а именно 6,022 • 10"'. Эта оо _-I.

величина называется числом Авогадро (N_A = 6,022 10 моль).

Молярная масса (М) — масса (в граммах) 1 моль-вещества. М численно равна А, или М_г Единица измерения — г/моль.

Закон постоянства состава вещества: всякое химически чистое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа и места его получения.

Для веществ немолекулярного строения возможны небольшие отклонения от этого закона.

Закон сохранения массы: суммарная масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна суммарной массе веществ, образовавшихся в этой реакции.

Количества веществ, вступающих в химическую реакцию, и количества веществ, образующихся в результате этой реакции, соотносятся как коэффициенты в уравнении реакции.

Для записи реакции, протекающей между химическими веществами, используют химические уравнения, или уравнения химической реакции,

под которыми понимают условную запись химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов (рис. 1.1).

Уравнение химической реакции дает качественную и количественную информацию о химической реакции, реагентах и продуктах реакции; его составление основывается на законах стехиометрии, в первую очередь, законе сохранения массы веществ и количеств веществ элементов в химических реакциях. Кроме уравнений используются полные и краткие схемы химических реакций — условные записи, дающие представление о природе реагентов и продуктов, т. е. качественную информацию о химической реакции.

Рис. 1.1. Схема реакции, протекающей между химическими веществами.

Эквивалент — это реальная или условная частица, которая соответствует переносу одного иона Н⁺ в кислотно-основной реакции или одного электрона в окислительно-восстановительной реакции, или единичному заряду иона, участвующего в химической реакции, не сопровождающейся изменением степеней окисления элементов.

Фактор эквивалентности (/_экв) — число, показывающее, какая доля реальной частицы или формульной единицы соответствует одному эквиваленту.

Закон эквивалентов: количества веществ эквивалентов всех веществ, вступивших в химическую реакцию и образовавшихся в результате реакции, численно равны между собой.

Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от реакции, в которую оно вступает. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее масть.

Например, в реакции.

три атома водорода замещаются на атомы натрия; иначе говоря, в реакцию вступают три иона Н⁺. В этом случае эквивалентом Н₃Р0₄ в этой реакции будет являться условная частица 1/3 Н₃Р0₄, так как если одна молекула Н₃Р0₄ предоставляет три иона Н⁺, то один ион соответствует 1/3 молекулы Н₃Р0₄. С другой стороны, в реакцию с одной молекулой ортофосфорной кислотой вступает три моль щелочи, которые отдают три иона ОН", следовательно, один ион ОН^- потребуется на взаимодействие с 1/3 молекулы кислоты. Эквивалент щелочи — одна формульная единица NaOH.

Между Н₃Р0₄ и NaOH также могут происходить реакции с другим соотношением реагирующих веществ. При этом кислота будет иметь другие значения фактора эквивалентности:

Эквивалент фосфорной кислоты — ½ молекулы Н₃Р0₄.

Эквивалент фосфорной кислоты — молекула Н₃Р0₄.

Пример 1.1. Определите фактор эквивалентности перманганата калия, используемого в перманганатометрии для количественного определения восстановителей в кислой среде.

Решение. Перманганат ион восстанавливается в кислой среде по следующему уравнению: Mn0₄ + 8Н⁺ + 5е~ —* Mn²⁺ + 4Н₂0. С учетом переноса пяти электронов в этой полуреакции/_экв(Мп07) = 1/5.

Пример 1.2. Определите фактор эквивалентности сульфата алюминия и фосфата натрия в реакции.

Решение. Так как в составе формульной единицы A1₂(S0₄)₃ содержатся два иона Al³⁺, to/_3KB[A1₂(S0₄)₃] = 1/(23), или 1/6;/_3KB(Na₃P0₄) = 1/(1 3) = 1/3, так как в составе формульной единицы Na₃P0₄ содержится один ион Р0₄

Молярная масса эквивалента (М_экв) — это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

Количество вещества эквивалента (я_экв) — это количество вещества, условной структурной единицей которого является эквивалент:

^экв ^— ^(^О/Уэкв*.

Закон Авогадро (закон точен только для идеальных газов, в которых не учитываются межмолекулярные взаимодействия)', равные объемы различных газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул. Следствия из закона Авогадро

• • Один моль любого газа занимает одинаковый объем при одинаковых условиях. Этот объем называется молярным объемом (V_m). При нормальных условиях (0°С = 273 К; 1 атм = 101,325 кПа) он равен 22,4 л/моль.
• • Молярная масса любого газа может быть рассчитана по формуле М = = р-22,4, где р — плотность газа при нормальных условиях (г/л или г/см³ в системе Си).

• Отношение плотностей двух газов равно отношению их молярных масс. Это отношение называется относительной плотностью (D) первого газа по второму.

• Объемы газов, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате этой реакции, измеренные при одинаковых давлении и температуре, соотносятся как коэффициенты в уравнении реакции.