Теоретическая часть. Курс общей химии является одним из фундаментальных в системе подготовки инженеров любой специальности

ВВЕДЕНИЕ

Курс общей химии является одним из фундаментальных в системе подготовки инженеров любой специальности. Химия вооружает инженера знаниями основных законов природы, определяющих строение вещества и управляющих взаимодействием веществ между собой и с окружающей средой.

Неотъемлемой частью курса общей химии является проведение лабораторно-практических занятий. На этих занятиях студенты получают навыки экспериментальной работы, используя различные методы и средства химического исследования. Происходит закрепление теоретических сведений о закономерностях, управляющих химическими превращениями, возникает возможность убедиться в их действенности. Эксперимент не только обогащает студентов новыми понятиями, умениями, навыками, но и способствует более глубокому пониманию материала, усвоению знаний.

Лабораторная работа № 1

ОПРЕДЕЛЕНИЕ МОЛЕКУЛЯРНОЙ МАССЫ КИСЛОРОДА

Теоретическая часть

Молекулярная масса вещества показывает, во сколько раз молекула простого или сложного вещества тяжелее 1/12 части изотопа углерода 12, т.е.

М= ,

где М - молекулярная масса вещества;

m_в - масса одной молекулы вещества;

m_o - масса одного атома углерода.

Молекулярная масса является важной характеристикой вещества.

Количество вещества в граммах, численно равное его молекулярной массе называется молярной массой. В определении молекулярных и атомных масс большую роль сыграли газовые законы:

1 Закон Бойля-Мариотта, который устанавливает зависимость объёма газа от давления при постоянной температуре:

РV = P₁V₁,

где V и V₁ - объёмы газов данной массы при давлениях Р и P₁.

2 Закон Гей-Люссака, устанавливающий зависимость объёма газа данной массы от температуры при постоянном давлении:

VТ₁ = V₁Т,

где V₁ и V - объёмы газов при температуре Т и Т₁.

3 Закон Шарля,который устанавливает зависимость давления газов данной массы от температуры, при постоянном объеме:

РТ₁ = Р₁Т,

где Р и Р₁ – давления газов при температуре Т и Т₁.

4 Закон объёмных отношений, устанавливающий, что при одинаковых условиях, объёмы реагирующих между собой газов, а также объёмы газообразных продуктов реакции, относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

5 Закон Авогадро, устанавливающий, что при нормальных условиях (t=0°C, Р=101,31 кПа), молекула любого вещества содержит одно и то же число структурных единиц, равных 6,02×10²³ моль¹, а молекула газообразного вещества занимает объём, равный 22,4 л.

Отношение массы определённого объёма газа к массе такого же объёма водорода представляет собой плотность этого газа по водороду, т.е.

Mr = 2D(H₂).

Молярную массу газа иногда вычисляют исходя из его плотности по воздуху по формуле

Mr = 29D_возд,

где 29 - средняя молярная масса газов воздуха, определяемая из плотности воздуха по водороду.

В соответствии с законом Авогадро, лишь газообразные вещества при н.у. занимают объём, равный 22,4 л, его называют молярным объёмом Vm.

Вышеуказанные методы расчёта молекулярных масс производят при н.у., т.е. t=0°C и Р=101,3 кПа. Если же условия отличаются от нормальных, то расчёт относительных молекулярных масс, производят по уравнению Клапейрона-Менделеева.