Москва 2014

Учебное пособие

Редактор доц. Удальцов А.Н.

Корректор Шкитина Д.С.

Лицензия №020475, январь 1998 г. Подписано в печать

Формат бумаги 62 х 84 1/16

Бумага писчая №1. Уч. изд. л. Тираж экз.

Заказ №

СибГУТИ, 630102, г. Новосибирск, ул. Кирова, 86.

[нет1]

[нет2]

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ

МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Им. Н.И.Пирогова

Министерство здравоохранения и социального развития

Российской федерации

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Часть 1

Общая химия

Москва 2014

Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего

профессионального образования

РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ

МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

Им. Н.И.Пирогова

Министерство здравоохранения и социального развития

Российской федерации

Под редакцией профессора В.В.Негребецкого

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Учебно-методическое пособие для студентов медико-биологического

факультета

Часть 1

Общая химия

Москва 2014

Учебно-методическое пособие "Неорганическая химия» для студентов медико-биологического Часть 1. Общая химия". РНИМУ. 2014. 115c.

В основу пособия легли лекции и методические материалы по курсу неорганической химии, подготовленные на кафедре Химии Российского национального исследовательского медицинского университета им. Н. И. Пирогова для студентов, обучающихся по специальностям «медицинская биохимия», «медицинская биофизика», «медицинская кибернетика».

Пособие подготовлено сотрудниками кафедры Химии РНИМУ

профессором Тепловым В.В. и ст. преподавателем Овчаренко С.В.

Список литературы

Основная:

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия.

Учебник.-М.: Высш. шк.,2009.

Дополнительная:

1. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. Учебное пособие для вузов.-М.:Химия 2000.

2. Глинка Н. Л. Общая химия. М.: Юрайт. Высш. образ., 2010.

3. Гельфман М.И. Юстратов В.П. Неорганическая химия.

Учебное пособие.Из-во «Лань», 2009.

4. Ленский А. С., Белавин И. Ю., Быликин С. Ю.

Биофизическая и бионеорганичес­кая химия. М.: МИА, 2008.

5. Теплов В.В. Координационные (комплексные соединения).

Учебное пособие.РНИМУ.2012.

6. Мануйлов А.В., Родионов В.И. Основы химии.

Интернет-учебник.НГУ. 1998.

7. Зацепина Г.Н. Физические свойства и структура воды.– М.:МГУ, 1998.

8. Аликберова Л.Ю., Савинкина Е.В.,Давыдова М.И.

Основы строения вещества. Методическое пособие. МИТХТ. 2004.

9. Р.Досон, Д.Эллиот, У.Эллиот, К.Джонс.

Справочник биохимика. М. Издательство «Мир» 1991.
1. НЕКОТОРЫЕ ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Атом — наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Каждому элементу соответствует определённый вид атомов.

Молекула — наименьшая частица данного вещества, обладающая его основными химическими свойствами, способная к самостоятельному существованию и состоящая из одинаковых или различных атомов, соединённых в одно целое химическими связями.

Простое вещество состоит из атомов одного элемента, например О₂,Н₂.

Сложное вещество состоит из атомов разных элементов, например Н₂О, H₂SO₄.

Моль — количество вещества, содержащее столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Структурными элементами могут быть атомы молекулы ионы электроны и другие частицы.

Число атомов в 0,012кг углерода равно 6,023∙10²³ . Это число называется постоянной Авогадро N_A. Такое же число молекул содержится в 1 моль любого вещества с молекулярной структурой.

Молярная масса — масса 1 моль вещества. Например, молярная масса воды

М(H₂O) = 18г/моль.

Молярная масса равна частному от деления массы вещества на его количество.

M(X) = m(X) / n(X).

Химическая формула соединения указывает на его качественный и количественный состав.

Химические уравнения — это способ описания процесса химического превращения веществ, отражающий качественные и количественные изменения, происходящие в результате реакции.

Закон сохранения массы — общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции. В соответствии с теорией относительности А. Эйнштейна общая масса веществ в ходе реакции должна изменяться в результате выделения или поглощения энергии согласно уравнению

∆E = ∆mc². но в химических реакциях изменение массы вследствие энергетических эффектов неощутимо мало.

Химический эквивалент — это реальная или условная частица вещества «В», которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону Н⁺ или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону. В одной формульной единице вещества «В» может содержаться z (в) химических эквивалентов этого вещества. Эквивалентное число z (в) показывает, сколько химических эквивалентов содержится в одной формульной единице; всегда z(в) ≥1.

Например, 0,1н H₂SO₄ — это раствор, содержащий 0,1 моль/л эквивалента серной кислоты, т.е. (1/2 H₂SO₄). При указании нормальной концентрации обязательно следует указывать конкретную реакцию, в которой данный раствор применяется.

Так как в реакциях нейтрализации ион Н⁺ всегда реагирует с одним ионом ОН ^-, то можно определять эквивалент вещества и по гидроксид-ионам.

Эквивалент не является жестко зафиксированным для какого-либо вещества. В зависимости от конкретной реакции меняется и величина эквивалента. Например, для реакции нейтрализации гидроксида алюминия соляной кислотой до средней соли

Al(OH)₃+ 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O одной частице гидроксида алюминия соответствуют 3 иона Н⁺ . Значит, в этой реакции эквивалент равен 1/3 Al(OH)₃. В реакции же неполной нейтрализации до основной соли Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + H₂0 на одну частицу гидроксида алюминия приходится один Н⁺. В таком случае, эквивалент и формульная единица совпадают.

Для количественного описания вводятся две величины: эквивалентное число z и фактор эквивалентности f. Эквивалентное число показывает, сколько эквивалентов содержит формульная единица данного вещества. Величина z всегда целая: 1, 2, 3 и т.д. Расчет удобно проводить по уравнению реакции: z равно числу ионов Н⁺ (или ОН ^-), приходящихся на одну формульную единицу определяемого вещества. Фактор эквивалентности — величина, обратная эквивалентному числу f = 1 / z. Фактор эквивалентности показывает, какая часть молекулы (или формульной единицы) вещества соответствует его эквиваленту и принимает значения: 1, 1/2, 1/3 и т.д.

Если эквивалент представляет собой часть молекулы (или формульной единицы), то целесообразно ввести следующие понятия:

Молярная масса эквивалента — масса 1 моль эквивалента

М(1/z X) = M/z =M∙f (г/моль).

Например, M(1/2H₂SO₄) = 98/2 = 98 ∙ 1/2 = 49 г/моль.

Эквивалентное количество n(1/X) = m(X)/M(1/z X) моль.

Например, n(1/2H₂SO₄) = m(H₂SO₄) / M(1/2H₂SO₄) = 24,5г / 49 г/моль = 0,5 моль.

Закон эквивалентов — массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов. Другая формулировка закона эквивалентов — эквивалентные количества реагирующих и образующихся веществ равны.

Дляреакции: aA + bB = cC + dD, где a,b,c,d — коэффициенты в реакции, а A,B.C D — реагенты и продукты, существует закономерность:

n_eq(A) = n_eq(B) = n_eq(C) = n_eq(D).

Закон Авогадро – в равных объёмах различных газов при одинаковой температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро следует:

- 1 моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объём.