Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №17/2005

КУРСЫ ПОВЫШЕНИЯ КВАЛИФИКАЦИИ

 

Уважаемые читатели, учителя химии!
В 2005/06 учебном году Педагогический университет «Первое сентября» предлагает
два дистанционных курса повышения квалификации для учителей химии.
Бланк заявки на обучение вы найдете на с. 26. Сегодня мы представляем
вашему вниманию первые лекции курсов.

Фундаментальные понятия
общей химии в школьном курсе

Предисловие

Гузей Леонид Степанович

Гузей
Леонид Степанович

Настоящий курс лекций предназначен учителям 8–11-х классов как основной, так и профильной средней школы. Учителя способны сами разобраться, что они смогут использовать в своей практике.

Мы считаем, что практически ни одно сложное понятие не может быть введено одномоментно, сразу в полном объеме. В наших учебниках1 (указан год первого издания) вы можете увидеть, что новые понятия мы вводим только тогда, когда в них появляется необходимость, так что введенное понятие сразу начинает работать. Оно продолжает работать, постепенно развиваясь. Например, тема «Строение вещества» фигурирует более чем в 30 параграфах от 8-го до 11-го классов. Кроме того, у нас нигде нет неправильных, якобы более простых, формулировок. Наш ученик не должен будет переучивать то, что он узнал раньше и что теперь надо учить иначе.

Предлагаемый курс для учителя не ставит своей целью систематическое изложение материала. Наше изложение проблем будет довольно фрагментарно и будет касаться только принципиальных положений. Мы опускаем те требования Стандарта, которые практически одинаково изложены во всех школьных учебниках и не требуют комментариев.

О литературе

К сожалению, я не могу порекомендовать общедоступный (для учителя) учебник общей химии.

Наилучшим пособием по общей химии, настольной книгой для учителя может служить монография Б.В.Некрасова «Основы общей химии».

Более современен учебник Н.С.Ахметова «Общая и неорганическая химия» для вузов, а также школьные учебники того же автора, в которых на высоком научном уровне и, главное, правильно изложены химические законы.

Могу порекомендовать учебник для нехимических специальностей университетов «Общая химия»2. Он рассчитан на студентов-нехимиков первых курсов и поэтому может быть полезен учителю, т.к. непосредственно опирается на школьные знания и углубляет их.

В практической деятельности учителю поможет «Новый справочник по химии»3, в котором содержатся все необходимые сведения о свойствах и получении веществ, которые могут встретиться в школьном курсе. В справочнике даны характеристики химических элементов, определения понятий и формулировки всех законов.

В любом случае учитель должен систематически читать газету «Химия» ИД «Первое сентября» и другие специализированные издания, которые освещают последние достижения химической и педагогической наук, с которыми должен знакомиться учитель, если он хочет быть Учителем.

Учебный план курса

№ газеты Учебный материал
17 Лекция № 1. Стехиометрия
18 Лекция № 2. Элементы химической кинетики
19 Лекция № 3. Элементы химической термодинамики.
Kонтрольная работа № 1. Стехиометрия. Закономерности протекания химических реакций(срок выполнения – до 15 ноября 2005 г.)
20 Лекция № 4. Химическое равновесие в растворах электролитов
21 Лекция № 5. Окислительно-восстановительные процессы.
Kонтрольная работа № 2. Равновесия в растворах электролитов (срок выполнения – до 15 декабря 2005 г.)
22 Лекция № 6. Строение атома и химическая связь
23 Лекция № 7. Химическая связь и строение молекул
24 Лекция № 8. Строение вещества. Дисперсные системы
Итоговая работа. Разработка урока для основной или старшей профильной школы. Итоговые работы, сопровождаемые справками из учебного заведения, должны быть направлены в Педагогический университет не позднее 28 февраля 2006 г.

Лекция № 1

Стехиометрия

Требования образовательного стандарта, рассмотренные в лекции (основное образование, 8–9-е классы): закон постоянства состава, закон сохранения массы, закон Авогадро; относительная атомная масса, молярный объем.

Стехиометрия (стехио – от греч. – первоначало, элемент и метрия – от греч. — часть сложных слов, соответствующая по значению слову «измерение») – в химии учение о количественных соотношениях между массами и объемами веществ, вступающих в химическую реакцию; включает правила составления химических формул и уравнений реакций.

Измерение количеств (масс, объемов) реагирующих веществ и продуктов их взаимодействия началось в химии с середины XVII в. и связано в первую очередь с трудами М.В.Ломоносова и А.Л.Лавуазье.

Стехиометрические законы химии придали ей рациональный характер и способствовали подведению экспериментального фундамента под атомно-молекулярную гипотезу.

В первой четверти XX в. существование атомов, молекул и других структурных единиц вещества (в частности, ионов) было доказано прямым экспериментом, и атомно-молекулярная концепция из гипотезы превратилась в теорию.

Все стехиометрические законы обусловлены атомно-молекулярным строением вещества. Здесь будут рассмотрены лишь те проявления этих законов, которые еще сохранили практическое значение или получили новое содержание на современном этапе развития химии.

1. Закон сохранения массы

В настоящее время закон сохранения массы формулируется так: «Масса продуктов реакции равна массе исходных веществ».

Этот закон, как и другие законы сохранения (например, энергии, заряда и т.д.), совершенно точен (несмотря на обратные утверждения некоторых современных авторов учебной литературы), но нуждается в некоторых пояснениях.

Может показаться, что закон сохранения массы в химических процессах очевиден для людей, знакомых с атомно-молекулярным учением. Действительно, казалось бы, число атомов в веществах-реагентах равно числу атомов в веществах-продуктах реакции, следовательно, массы реагентов и продуктов равны между собой.

Однако это было бы так, если бы атомы в химических реакциях оставались неизменными. А они изменяются, происходит перестройка их электронного строения, что вызывает выделение (в экзотермических реакциях) или поглощение (в эндотермических реакциях) энергии.

При этом очевидно, что энергия вещества — не константа, а зависит от его состояния и может меняться в широких пределах. Менее очевидно, но столь же справедливо, что и масса данного количества вещества (т.е. числа молей) зависит от его состояния, в частности от энергии, в соответствии с соотношением Эйнштейна:

Е = mc2,

где m – изменения массы (кг) в каком-либо процессе, в том числе в химической реакции, c – скорость света в вакууме (2,997 924 58 ± 0,000 000 12)•108 м/с (достаточно помнить число 3•108 м/с = 300 тыс. км/с) и Е – изменение энергии системы (Дж).

Так, увеличение энергии какой-либо порции вещества на 1 Дж вызывает увеличение ее массы на:

m= 1·10–17 кг = 1•10–17 г.

Можно ли заметить такое изменение массы в химических процессах? Для решения этого вопроса выберем химическую реакцию, в которой выделяется наибольшее количество энергии в расчете на единицу массы, а именно рекомбинацию атомов водорода в молекулу:

H + H = H2 + 435 кДж.

Изменение массы в расчете на 1 моль образовавшегося водорода:

m = = 4,8•10–12 кг = 4,8•10–9 г.

Но масса 1 моль водорода в действительности известна с заметно меньшей точностью – до 10–8 г. Следовательно, современными средствами обнаружить такое изменение массы невозможно даже в приведенном примере самой выгодной в энергетическом отношении химической реакции, тем более это невозможно в других случаях.

В данном рассуждении молчаливо предполагалось, что выделившаяся энергия не принадлежит образовавшемуся молекулярному водороду, а полностью теряется системой. Поэтому и масса последней должна уменьшиться. Но при этом, очевидно, увеличивается масса тех веществ, которые окружают нашу систему и восприняли ее энергию, так что общая масса материи в мире в результате химического процесса не изменяется, несмотря на то, что при измерении в одинаковых условиях масса молекулы H2 меньше удвоенной атомной массы водорода.

Таким образом, при рассмотрении химической реакции в изолированной системе, т.е. в такой системе, которая не обменивается с внешней средой не только веществом, но и энергией, масса продуктов реакции точно равна массе реагентов. Если происходит потеря или поглощение энергии системой в результате обмена с окружающей средой, то масса продуктов не равна массе исходных веществ.

Как было показано выше, для химических превращений на практике изменение массы учитывать не следует. Оно становится заметным в ядерных реакциях, сопровождающихся выделением или поглощением энергии в миллиарды раз больше, чем в химических реакциях (табл. 1). В химии это приходится учитывать при вычислении атомных масс.

Таблица 1

Энергия (теплота) образования из нуклонов
некоторых ядер, млрд кДж/моль

Нуклид Теплота образования
4He 2,7
12С 8,9
16O 12,3
27Al 21,7
39K 19,8
56Fe 47,5
63Cu 53,3

В качестве примера рассмотрим углерод. Согласно определению атомной единицы массы относительная атомная масса нуклида углерода 12C равна точно 12. В то же время сумма масс протонов и нейтронов, входящих в состав ядра этого атома, а также электронов равна:

1,007 3•6 (протоны) + 1,008 7•6 (нейтроны) + 0,000 55•6 (электроны) = 12,099 а. е. м.

Разница в 0,099 а.е.м., или так называемый дефект массы, возникает из-за того, что реакция

6p + 6n + 6e = 12С + 8,9•109 кДж

очень экзотермична.

Здесь следует сказать об атомной единице массы. За эту единицу, как известно, принята 1/12 массы атома нуклида 12С. В этих единицах выражены массы атомов химических элементов, приведенные в таблице Д.И.Менделеева. Но приведены они без указания единицы и названы, по-видимому, поэтому «относительными атомными массами». «Относительными» по отношению к атомной единице массы.

Однако численное значение физической величины не может быть не относительным. Оно относительно по отношению к выбранной величине эталона. Когда мы, например, говорим, что масса ведра воды составляет 12 кг, то мы имеем в виду, что эта масса в 12 раз больше массы эталона килограмма. Понятие «относительная атомная масса» физически некорректно. Но… этот термин принят, и приходится им пользоваться.

2. Закон постоянства состава4

Закон постоянства состава веществ утвердился в полемике работавшего в Испании француза Жозефа Луи Пруста (1754–1826) с французским химиком Клодом Луи Бертолле (1748–1822). Последний считал, что направление химической реакции, т.е. состав ее продуктов, зависит не только от природы взаимодействующих веществ, но и от их относительных количеств.

Абсолютизируя результаты своих экспериментальных исследований химических равновесий, он утверждал, что все вещества имеют переменный состав, который может меняться непрерывно от одного компонента к другому: например, оксиды, как считал Бертолле, получаются постепенным насыщением металлов кислородом.

В то же время Пруст, используя методы количественного анализа, показал, что на самом деле таких непрерывных переходов нет. На примерах карбоната меди, оксидов олова и сурьмы, сульфидов железа в разных степенях окисления, а также других веществ он доказывал определенность составов соединений вне зависимости от способов их получения.

Однако не следует думать, что выводы Пруста были однозначны. Числа, приведенные в табл. 2, свидетельствуют о том, что имеющиеся экспериментальные данные требовали глубокого осмысления и отнюдь не могли служить прямым доказательством.

Таблица 2

Состав осно'вного хлорида меди CuCl2•3Cu(OH)2

Осно'вный хлорид меди
(происхождение)
Продукт разложения
(в терминах Пруста), %:

CuCl2•3Cu(OH)2
4CuO + 2HCl + 2H2O

Черный оксид Муриевая кислота Вода
«Чилийский муриат» 76,6 10,6 12,8
«Перуанский песок» 70,5 11,4 18,1
Синтезированный Прустом 79 12,5 8,5
Расчет по формуле 74,24 17,24 8,51

И большинство химиков согласились с Прустом, закон которого послужил одним из оснований складывавшегося в то время представления об атомно-молекулярном строении вещества5.

«Состав любого сложного вещества один и тот же независимо от способа его получения... Химические элементы содержатся в нем в строго определенных, постоянных массовых отношениях» – это формулировка закона, известная по школьному учебнику химии. В вузовском учебнике Б.В.Некрасова закон звучит так: «Каждое химическое соединение имеет вполне определенный и постоянный состав. Как следствие, отсюда вытекает, что состав химического соединения не зависит от способа его получения».

Приведенные формулировки идентичны и одновременно типичны. При этом под «способами получения» подразумевают и разные исходные вещества, и разные их относительные количества, и разные условия проведения реакций, в частности температуру и давление.

Прежде чем обсуждать существующие формулировки, следовало бы привести определение употребляемых понятий и в первую очередь «вещество», «химическое соединение». Здесь-то и возникает главная трудность, т.к. эти понятия в химии не определены! Поэтому попробуем классифицировать вещества путем их выделения из существующего бесконечного, как и все в природе, многообразия с помощью примеров. Затем рассмотрим, насколько применим закон постоянства состава в приложении к каждому типу.

Начнем с растворов. Рассмотрим раствор, образованный водой и хлоридом натрия. Является ли он новым химическим веществом, качественно отличным от его компонентов (H2O и NаCl)? Очевидно, да. Отрицательный ответ на поставленный вопрос означал бы, что этот раствор представляет собой просто смесь Н2О и NaCl, свойства которой складываются из свойств воды и поваренной соли, что, конечно, не так. Столь же очевидно, что состав и свойства данного вещества — раствора — зависят от относительных количеств взятых веществ. То же справедливо и в отношении твердых растворов. Например, свойства стали отнюдь не сумма свойств образующих ее химических элементов — железа и углерода, содержание последнего может меняться от 0 до 1,7%. В этом интервале концентраций свойства стали меняются непрерывно. Так, с увеличением содержания углерода повышается ее прочность, понижается температура плавления и т.д., в то же время сталь остается сталью.

Вывод: закон постоянства состава неприменим к жидким и твердым растворам6.

Теперь рассмотрим твердые вещества с атомными кристаллическими решетками, т.е. такими, в узлах которых находятся атомы, связанные так называемыми «коллективизированными» электронами. Атомы могут быть как неметаллическими (например, карбид кремния SiC), так и металлическими (например, V2Ta). Пусть мы имеем, скажем, 10–7 моль подобного вещества в виде очень маленького монокристалла. Значит ли это, что в таком кристаллике SiC (массой всего 4 мкг) находится точно по 10–7 моль атомов кремния и углерода? Или что в кристалле V2Ta массой 30 мкг на 2•10–7 моль атомов ванадия приходится точно 1•10–7 моль атомов тантала? Чтобы ответить на этот вопрос, вспомним, что 10–7 моль — это примерно 6•1016 атомов. Утвердительный ответ потребовал бы, чтобы числа разных атомов в кристалле совпали с точностью до 16-го знака, что невероятно в реальных условиях образования кристалла.

Таким образом, очевидно, что в зависимости от условий получения подобных веществ они неизбежно будут содержать избыток того или другого компонента. Это отклонение от стехиометрии может быть существенным, как в случае соединения V2Ta, в котором содержание тантала может изменяться от 31 до 37 ат. %, или оно может быть так мало, что не устанавливается современными средствами и практически не сказывается на свойствах и с ним надо считаться только в теоретическом плане, как в случае SiC. Впрочем, для кристаллов полупроводников и некоторых других веществ необнаруживаемые химически изменения состава сильно изменяют те или иные (например, электрические) свойства материала, с чем как раз и связана основная трудность технологии получения таких материалов с заданными и воспроизводимыми свойствами.

Итак, вещества с атомными кристаллическими решетками теоретически также не подчиняются закону постоянства состава, хотя на практике этот закон может выполняться с очень высокой степенью приближения.

То же относится и к ионным кристаллам. Своеобразие вносит только требование обязательной электронейтральности вещества. На двух примерах рассмотрим, каким образом в ионных кристаллах может появляться избыток в одном случае катионов (NaCl) и в другом — анионов (NiO).

Первый пример. Кристалл хлорида натрия, нагретый в парах металлического натрия, поглощает последний, так что отношение Na/Cl становится больше 1 (избыток натрия по отношению к стехиометрическому составу соответствует 1016–1019 дополнительных атомов натрия в 1 см3, что отвечает формуле Na1,000001Cl – Na1,001Cl), при этом кристалл синеет и становится электронным полупроводником, а его плотность уменьшается.

Наблюдаемые явления можно объяснить следующим механизмом. Атом натрия из газа, адсорбируясь на поверхности кристалла, ионизируется и занимает один из нормальных узлов решетки. Одновременно образуется анионная вакансия, т.е. свободный узел кристаллической решетки, в котором в идеальном кристалле должен был бы находиться ион хлора, а электрон, освобождающийся при ионизации натрия, захватывается этой вакансией. Именно он ответственен за электропроводность и изменяющуюся окраску кристалла (рис. 1).

Рис. 1. Модель кристаллической решетки хлорида натрия с избытком ионов натрия

Рис. 1.
Модель кристаллической решетки
хлорида натрия с избытком ионов натрия

Второй пример. Оксид никеля(II), близкий по составу к стехиометрическому, имеет светло-зеленую окраску и является хорошим изолятором. После нагревания в атмосфере кислорода он приобретает окраску от серой до черной и становится полупроводником. Это явление объясняется следующим образом (рис. 2).

Рис. 2. Модель кристалла оксида никеля(II) с избытком ионов кислорода

Рис. 2.
Модель кристалла оксида никеля(II)
с избытком ионов кислорода

Введение избыточного кислорода сопровождается его ионизацией; образующийся ион О2– встраивается в решетку, в результате чего возникает теперь уже катионная вакансия. А для выполнения условия электронейтральности, требующего появления в решетке двух положительных зарядов, два иона никеля переходят из состояния Ni2+ в состояние Ni3+, что подтверждается химическим анализом. Такого же рода отклонения от стехиометрии характерны для соединений большинства неметаллов с переходными металлами, имеющими несколько степеней окисления, в частности оксидов, сульфидов и т.п.

Интервал составов, в котором существует данное химическое соединение, называется его областью гомогенности. Так, область гомогенности упоминавшегося соединения TaV2 составляет 31–37 ат. % Та, оксида титана(III) Ti2O3 – 59–61 ат. % О и т.д. В обоих этих случаях стехиометрический состав находится внутри области гомогенности. такие соединения называются дальтонидами в честь Дж.Дальтона.

Существуют и соединения, стехиометрический состав которых находится вне области гомогенности, иными словами, при стехиометрическом составе они вообще не существуют. Такие соединения называются бертоллидами в честь Бертолле. Примерами бертоллидов могут служить выше упоминавшийся хлорид натрия NaCl – 50,000 025–50,025 ат. % Na и оксид железа(II), область гомогенности которого составляет 46–48 ат. % Fe7, что отвечает формуле Fe0,82O– Fe0,96O, т.е. составы NaCl и FeO к их области гомогенности не принадлежат.

Однако в учебной литературе часто дальтонидами называют только вещества постоянного состава, а бертоллидами — все вещества переменного состава.

Итак, даже кристаллические вещества атомного и ионного строения не подчиняются закону постоянства состава. Здесь только следует отметить, что нестехиометрический состав таких соединений обеспечивается неизбежным (при их получении) образованием дефектов — катионных или анионных вакансий в ионных кристаллах или нейтральных вакансий в атомных решетках.

Перейдем к веществам, построенным из молекул. В качестве примера возьмем воду. В табл. 3 приведена плотность дистиллированной воды из различных источников при 4 °С. (Единица массы
1 г была первоначально установлена как масса 1 см3 дистиллированной речной8 воды при 4 °С.)

Таблица 3

Плотность дистиллированной воды при 4 °С,
полученной из разных источников

Источник Плотность, г/см3
Снег 0,999 997 7
Дождь 0,999 999 0
Реки 1
Океан 1,000 001 5
Животные 1,000 001 2
Растения 1,000 001 7
Kристаллизационная
вода минералов
1,000 002 4

Чем же объясняются разные свойства (в данном случае плотность, но различаются и другие свойства) воды в зависимости от ее происхождения?

Вода различных источников имеет разный изотопный состав, в основном по содержанию дейтерия (в среднем обычная вода содержит 0,14% D2O). Можно, конечно, считать тяжелую воду D2O примесью к обычной воде и предположить, что в отсутствие этой примеси свойства воды станут независимыми от способа и источника получения.

Однако вода может содержать и другие примеси. Полностью очистить одно вещество от другого принципиально невозможно, т.к. такой процесс потребовал бы бесконечной затраты энергии (об этом мы расскажем в лекции по термодинамике). Веществ без примесей не существует.

Когда употребляют понятие «чистое вещество», имеют в виду, конечно, не абсолютно чистое вещество, а вещество определенной степени очистки. Последняя же зависит от способа использования данного вещества или от технических возможностей.

В нашей стране существует следующая градация веществ по чистоте: «технической чистоты», «чистый», «чистый для анализа» (ЧДА), «химически чистый» (ХЧ), «спектрально чистый», «особой чистоты». В специальных случаях употребляются и иные марки, например «полупроводниковой чистоты», «фармакопейный» и др. Для каждого вещества и для каждой категории чистоты допускаемые количества примесей устанавливаются отдельно. Наиболее чистым веществом, производимым в настоящее время в промышленных масштабах, является, по всей видимости, полупроводниковый кремний чистотой 99,999 999 – 99,999 999 999%.

Химическая природа и количество примесей, очевидно, зависят от способа получения веществ, в частности от исходного состава.

Следовательно, вещество вода, как и любое другое вещество, имеет переменный состав и в этом смысле не подчиняется закону постоянства состава. В то же время очевидно, что состав молекул воды H2O не зависит от способа получения. Для молекул (а не веществ!) закон постоянства состава совершенно строг, но… тривиален и не нуждается в обсуждении9.

Итак, закон постоянства состава либо не выполняется, либо тривиален. В чем же тогда его смысл? Ответ на этот вопрос таков: в начале XIX в. наблюдение, что большинство веществ образуют соединения не в любых, а только в определенных (приблизительно, как мы знаем сейчас) соотношениях, оказалось основным экспериментальным обоснованием атомно-молекулярного учения, которое до этого было лишь умозрительной гипотезой. В настоящее время имеется много более прямых доказательств атомного строения вещества, и закон постоянства состава перестал быть одним из фундаментальных законов химии, сохраняя практически только исторический интерес.

3. Закон Авогадро

В современном образовательном стандарте отсутствует тема «Закон Авогадро». Однако присутствует понятие «мольный объем», что вынуждает учителя обращаться к этому закону.

Современная формулировка закона Авогадро звучит так: «В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул». Закон был получен как результат сопоставления плотностей и молярных масс газов, а также изучения объемных соотношений газообразных веществ в химических реакциях.

Следствием закона является утверждение, что при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который, как показывает эксперимент, приблизительно равен 22,4 л при нормальных условиях10, которыми, как известно, называются температура 0 °С (273,15 К) и давление 1 атмосфера (101 325 Па).

В табл. 4 приведены молярные объемы некоторых часто встречающихся газов.

Таблица 4

Мольный объем газов при н. у.

Газ VМ, л Газ VM, л
H2 22,428 O2 22,392
He 22,424 Ar 22,394
NH3 22,089 CO2 22,261
N2 22,400 HCl 22,253
CO 22,408 Идеальный газ 22,414

Из табл. 4 видно, что закон Авогадро действительно выполняется, хотя и приближенно: молярный объем некоторых газов довольно заметно отличается от числа 22,4 л. В общем, это должно быть понятно: равные количества (числа молекул) разных газов, естественно, и должны занимать разный объем. Пояснения требует тот факт, что эти объемы все-таки близки.

Сосчитаем, какой объем в газе приходится собственно на объем молекул. В качестве примера возьмем воду (именно для воды все необходимые данные известны каждому).

Объем 1 моль воды (18 г) равен 18 см3. Моль водяного пара при н.у. (т.е. в пересчете на нормальные условия; при нормальных условиях водяной пар не существует) как всякого газа близок к 22,4 л. Таким образом, объем газообразной воды в 22 400/18 = 1200 раз больше объема жидкой воды, где молекулы находятся в контакте. Объем молекул составляет лишь ~1/1000 объема, занимаемого данной порцией газа, так что разница в объемах разных молекул на объеме газа не может сказаться.

Поскольку линейные размеры тела пропорциональны кубическому корню из объема, то оказывается, что расстояния между молекулами газа в 10 раз больше диаметра самих молекул. Это соотношение сохраняется (приближенно!) для любых газообразных веществ. Объем порции газа поэтому зависит не от размера молекул, а от расстояний между ними. На рис. 3 это показано схематически, но в масштабе. Пусть ваши ученики сами нарисуют подобные рисунки для N2 (молекула длиной 0,400 нм и диаметром 0,330 нм), Ar (диаметр 0,384 нм), СН4 (диаметр 0,400 нм) и сравнят их между собой.

Рис. 3. Распределение в пространстве молекул газообразных веществ: a – водорода (длина – 0,30 нм, диаметр – 0,24 нм);

Рис. 3. Распределение в пространстве молекул газообразных веществ: б – кислорода (длина – 0,38 нм, диаметр – 0,28 нм)

Рис. 3.
Распределение в пространстве молекул газообразных веществ:
a – водорода (длина – 0,30 нм, диаметр – 0,24 нм);
б – кислорода (длина – 0,38 нм, диаметр – 0,28 нм)

Закон Авогадро, как и его следствия, точно выполняется для так называемого идеального газа. Идеальным называется газ, образованный молекулами, являющимися материальными точками (т.е. имеющие нулевой объем), которые взаимодействуют между собой (при столкновениях) только упруго (т.е. без потери энергии).

4. Молярный объем вещества

Закон Авогадро определяет молярный объем газообразного вещества при н.у. — 22,4 л/моль. Реже это понятие используется для конденсированного состояния. Однако оно с пользой может быть использовано в школьном курсе химии для решения некоторых задач.

Итак, молярный объем вещества VM — отношение объема порции вещества V к его количеству (моль) в этой порции: VM = V/.

Можно сказать, что молярный объем — это объем 1 моль вещества.

Для твердых или жидких веществ молярный объем выражается обычно в см3/моль. Например, молярный объем железа:

VM(Fe) = .

Вы видите, как вычисляется молярный объем по молярной массе и плотности вещества.

Поскольку моль любого атомного вещества содержит одинаковое число атомов, то очевидно, что молярный объем простого вещества, образованного атомами, пропорционален объему этих атомов. Чем больше молярный объем, тем больший объем занимает каждый его атом, тем больше по размеру его атомы.

В табл. 5 приведены данные, которые вы можете использовать для составления и решения задач.

Таблица 5

Плотность некоторых простых веществ

Вещество , г/см3

Li

0,50

Na 0,97
K 0,86
Mg 1,74
Ca 1,54
Al 2,70
Os 22,5
Be 1,85

Вопросы и задания

1. Приведите по одному примеру открытой, закрытой и изолированной химической системы.

Ответ. Химическая система — это совокупность химических веществ, выделенная нами физическими или мысленными границами из окружающего мира. Некоторое вещество, раствор, смесь веществ в открытом сосуде представляет собой открытую систему. Если сосуд будет герметически закрыт, то это будет закрытая система. Закрытый сосуд, не обменивающийся с внешней средой не только веществом, но и энергией, представляет собой изолированную систему. Приближенно это условие изолированности выполняется, если закрытый сосуд является термосом. Точно можно смоделировать изолированную систему, если температуру внешней стенки закрытого сосуда поддерживать равной температуре в сосуде (так называемые адиабатические условия; существуют калориметры такого типа).

2. 1 л воды нагрели на 1°. Насколько возросла масса воды?

Ответ. Желательно помнить, что теплоемкость воды равна 1 кал/(г•град) = 4,18 Дж/(г•град). Следовательно, для нагревания 1 л (1000 г) воды на 1° необходимо затратить 4180 Дж.

m = = 4,6•10–14 кг.

3*. Выберите формулировку закона сохранения массы так, чтобы он был точен в отношении к химическим процессам.

а) В химических реакциях суммарные массы веществ реагентов и продуктов реакции равны между собой;

б) то же, но в изолированных системах;

в) то же, но при одинаковых условиях;

г) то же, но в закрытых системах.

Ответ. б.

4*. В ядерной реакции образования ядер 16О выделяется 12,3•109 кДж/моль энергии. Чему равна молярная масса нуклида 16О?

а) >16; б) 16; в) < 16; г) надо считать.

Ответ. г.

Решение и ответ

Дефект массы:

m = = 1,4 • 10-4 кг.

Масса 1 моль нуклида кислорода 16О (8p + 8n = 16O) (не учитывая массы электронов):

8•1,0073 (г) + 8•1,0087 (г) – 0,14 (г) = 15,99 г.

Отсюда M(16O) = 15,99 г/моль.

5*. У урана-238 число 238 означает:

а) атомную массу; б) атомный номер; в) массовое число; г) число нейтронов.

Ответ. в. Массовое число не масса атома, а суммарное число протонов и нейтронов, т.е. нуклонов, в ядре.

6. Классифицируйте следующие вещества на вещества постоянного и переменного состава (возможные примеси не учитывать): хлорид натрия, гидроксид натрия, вода, углекислый газ, оксид углерода(II), карбид железа (Fe3C), оксид железа(III), карбид кремния.

Ответ. Постоянен состав молекулярных веществ: H2O, CO2, CO. Переменным составом обладают вещества ионного или атомного строения: NaCl, NaOH, Fe3C, Fe2O3, SiC.

7. Классифицируйте вещества, состав которых приведен в таблице, на дальтониды и бертоллиды, укажите их стехиометрические формулы.

Валентность оксидов титана II III IV
Область гомогенности TiO0,7– TiO1,3 TiO1,46– TiO1,56 TiO1,7– TiO1,8

Ответ. Дальтониды – TiO и Ti2O3. Бертоллид – TiO2.

8. Как изменяются размеры атомов при движении по группе периодической таблицы Д.И.Менделееева сверху вниз? Почему?

Ответ. Увеличиваются, т.к. возрастает число электронных уровней.

9. Как изменяются размеры атомов при движении по периоду периодической таблицы Д.И.Менделееева слева направо? Почему?

Ответ. Уменьшаются, т.к. при сохранении числа электронных уровней увеличивается заряд ядра.


1 Гузей Л.С., Сорокин В.В., Суровцева Р.П. Химия-8. М.: Дрофа, 1995; Гузей Л.С., Суровцева Р.П.,
Сорокин В.В. Химия-9. М.: Дрофа, 1996; Гузей Л.С., Суровцева Р.П. Химия-10. М.: Дрофа, 1998; Гузей Л.С., Суровцева Р.П., Лысова Г.Г. Химия-11. М.: Дрофа, 1999.

2 Гузей Л.С., Кузнецов В Н., Гузей А.С. Общая химия. М.: МГУ, 1999.1Гузей Л.С., Сорокин В.В., Суровцева Р.П. Химия-8. М.: Дрофа, 1995; Гузей Л.С., Суровцева Р.П., Сорокин В.В. Химия-9. М.: Дрофа, 1996; Гузей Л.С., Суровцева Р.П. Химия-10. М.: Дрофа, 1998; Гузей Л.С., Суровцева Р.П., Лысова Г.Г. Химия-11. М.: Дрофа, 1999.

3 Гузей Л.С., Кузнецов В.Н. Новый справочник по химии. М.: Большая медведица, 1999.

4 См. также: Гузей Л.С., Кузнецов В.Н. Дальтониды или бертоллиды? (Закон постоянства состава). Химия в школе, 1992, № 1–2, с. 5–9.

5 Здесь интересно отметить, что теория Бертолле экспериментально была основана на очень грубом химическом анализе; применение более точных методов принесло успех теории Пруста. Однако при использовании еще более точного химического анализа в настоящее время было доказано, что все без исключения вещества, изученные Прустом, имеют переменный состав.

6 Газовый раствор, по-видимому, нельзя назвать новым веществом, т.к. в обычных условиях (по крайней мере, при не очень высоких давлениях) взаимодействие молекул — составных частей системы — столь мало, что им можно пренебречь, так что свойства газового раствора складываются из свойств компонентов.

7 Этот интервал составов зависит от температуры, сужаясь при ее понижении. Приведены данные для 1300 °С.

8 Точнее говоря, воды из реки Сена в Париже (разумеется, соответственно очищенной).

9 Впрочем, если речь идет о таких молекулах, как полиэтилен, где добавление в цепочку одного, сотен, а может быть, и многих тысяч звеньев CH2 уже практически незаметно, это может быть и не совсем так.

10 Нормальные условия часто сокращенно обозначаются как н.у. Это обозначает, что объем газа не измерен при нормальных условиях, а пересчитан на них.

* Задания, отмеченные звездочкой, – с выбором ответа.