Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
 Скачать 0.51 Mb.
|
|
Тема 1. Основные понятия и законы химии Зачатки химии возникли, как только появился разумный человек. Дубление шкур животных, приготовление пищи, эксперименты с огнём положили начало практической химии. С развитием цивилизации знания накапливались: люди научились готовить краски, лекарственные средства, стекло, косметику, применять процессы горения, спекания. В III – XVII веках развивалась наука, называемая алхимией. Её цель – поиск философского камня для трансмута́ции металлов. Алхимия тесно переплеталась с мистикой и астрологией. Как самостоятельная наука химия выделилась в XVII – XVIII веках после ряда научных открытий в области химии и развития промышленности. Её основоположником считается Ро́берт Бойль – анго-ирландский химик, физик, богослов. Бойль доказал несостоятельность алхимических представлений об элементах как носителях неких качеств и поставил перед химией задачу поиска реальных химических элементов. Главной задачей химии Бойль считал изучение состава веществ и зависимости свойств вещества от его состава. Химия в современной системе знаний представляет собой одну из фундаментальных естественно-научных дисциплин. Её освоение необходимо для формирования мировоззрения и кругозора современного специалиста. Все наше материальное окружение является продуктом промышленного химического синтеза. Но химия не только вокруг, она и внутри нас. Биохимические процессы – это основа существования всех живых организмов. Так что же такое химия? Химия – это наука о веществах, их свойствах, строении, а также об их превращениях и явлениях, которые сопровождают эти превращения. В этой лекции мы познакомим вас с основными понятиями и законами современной общей химии. Слайд 4 Объектом изучения химии является вещество. Под веществом понимают вид материи, состоящей из элементарных частиц, имеющих массу покоя. К таким частицам относятся электроны, протоны, нейтроны, бозоны и некоторые другие. Известна ещё одна форма существования материи – поле. отличие от вещества поле представляет собой материальную среду, в которой осуществляется взаимодействие частиц. Такая форма материи проявляется энергетическими характеристиками и не является объектом изучения химии. Индивидуальные вещества могут превращаться в другие соединения, состоящие из тех же частиц. Такие превращения происходят посредством химических реакций. Для их осуществления часто требуются определенные условия. Химические реакции могут сопровождаться выделением или поглощением теплоты, изменением агрегатного состояния веществ или световыми эффектами. Химическая активность веществ зависит от природы соединений и условий протекания реакции. Вещество организовано в атомы, молекулы, ионы или радикалы. Слайд 5 Атом –это наименьшая химически неделимая частица вещества. Он представляет собой электронейтральную систему, которая состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра называют химическим элементом. Каждый такой элемент имеет в периодической системе химических элементов Менделе́ева свой символ и порядковый номер, равный заряду его ядра. В свободном состоянии химические элементы находятся в виде простых веществ. Молекула – это наименьшая частица индивидуального вещества, которая является носителем его свойств и способна к самостоятельному существованию. Молекулы состоят из атомов. Ион – это электрически заряженная неэлементарная частица. Такой частицей может быть атом, молекула или свободный радикал. Заряд иона может быть положительный или отрицательный, кратный заряду электрона. Положительно заряженный ион называют катионом, отрицательно заряженный ион – анионом. Как самостоятельные частицы, ионы встречаются во всех агрегатных состояниях вещества: газовом, жидком, твердом и в виде плазмы. аллотро́пными Радикалом называют атом или группу атомов с неспаренным электроном. В органической химии радикалом называют также остаток молекулы углеводорода после удаления из него атомов водорода. Итак, мы сказали, что химия имеет дело с организованными веществами. Такие вещества могут быть простыми и сложными. Слайд 6 Простыми называют вещества, состоящие из атомов одного элемента. Их обозначают химической формулой Аn , где А – символ химического элемента, n – число атомов в молекуле. Среди простых веществ выделяют металлы, составляющие большинство известных элементов, и неметаллы. Примеры таких веществ приведены на слайде. Химические элементы могут существовать в виде нескольких простых веществ, различающихся по количественному составу или кристаллическому строению. Например, кислород существует в виде дикислорода О2 , обычно называемого кислородом, и трикислорода О3 , называемого озоном. Такое явление называют аллотро́пией, а различные виды одного и того же элемента – модификациями. Известны, например, аллотропные модификации углерода, такие как алмаз, графит, карбин и фуллерен. Сложные вещества, или химические соединения, состоят из атомов двух и более элементов. Их химические формулы, записанные с помощью символов соответствующих элементов и числовых индексов, несут информацию о качественном и количественном составе соединения. Например, Н2О – формула воды, молекулы которой состоят из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Соединения могут иметь постоянный состав. Такие соединения называются стехиометри́ческими, или дальтони́дами. У некоторых сложных веществ состав может меняться в некоторых пределах. Это нестехиометри́ческие соединения, или бертолли́ды. Слайд 7 Химические формулы сложных веществ можно составить различными способами. Эмпирическая формула рассчитывается на основании данных о массовых соотношениях элементов в соединении и отражает количественный состав молекулы. Например, для этилового спирта она может быть записана как С2Н6О . Однако такая же эмпирическая формула может принадлежать и другому веществу – диметиловому эфиру. Поэтому на основании дополнительных сведений эмпирические формулы уточняют.Для этого выделяют реально существующие фрагменты молекулы и составляют молекулярные формулы. Для этилового спирта молекулярная формула записывается как С2Н5ОН , а для диметилового эфира – СН3ОСН3. Чтобы показать взаимное расположение атомов в молекуле, используют графические формулы, в которых черточкой обозначают связь между атомами. На слайде приведены графические формулы для этилового спирта и диметилового эфира. С помощью химических формул в компактной форме можно описать и химические реакции. Вещества, которые подвергаются превращению, то есть изменению химического состава, называют реагентами, или исходными веществами, а образующиеся вещества – продуктами реакции. В органической химии реагентом принято называть самое активное исходное соединение. Слайд 8 Условная запись с использованием символов элементов и формул соединений – это схема химической реакции. Схему реакции, в которой указано относительное количество реагентов и продуктов реакции, называют уравнением химической реакции. Коэффициенты перед формулами веществ в химических реакциях называют стехиометри́ческими коэффициентами. Например, взаимодействие кальция с водой приводит к образованию гидроксида кальция и выделению водорода. Этот процесс можно записать в виде схемы химической реакции или химического уравнения, что показано на слайде. При этом часто буквенными индексами указывают агрегатные состояния реагентов и продуктов: т – твердое, ж – жидкое, г – газообразное, р – раство-ренное, а вертикальными стрелками – выпадение осадков и выделение газов. В настоящее время известно более 10 миллионов различных веществ. Классификация их, то есть объединение в группы или классы, обладающие сходными свойствами, позволяет систематизировать знания о веществах и облегчает их изучение. Знание того, к какому классу принадлежит то или иное вещество, позволяет прогнозировать его физические и химические свойства. Об основных классах соединений мы поговорим в следующей лекции. Слайд 9 Рассмотрим основные законы химии, а точнее, ее стехиометри́ческие законы. Стехиоме́трия – это раздел химии, в котором рассматривают количественные соотношения между реагентами и продуктами реакций, а также количественный состав веществ. Она базируется на законах, обусловленных строением вещества. Именно определение массовых соотношений элементов в соединениях и веществ в химических реакциях привело к открытию в 1869 году Периодического закона химических элементов Дмитрием Ивановичем Менделе́евым. Количественные законы химии также способствовали созданию атомно-молекулярной теории строения вещества. Стехиоме́трия имеет фундаментальное значение, так как является основой количественного анализа, позволяет вычислить расход реагентов, выход продуктов и эффективность химических процессов. Далее поговорим об основных понятиях стехиоме́трии. Одно из них – фо́рмульные единицы вещества. Это реально существующие частицы, как атомы, молекулы, ионы и другие. Слайд 10 Важными являются понятия а́томной и молекулярной масс. Их обозначения и размерности приведены на слайде. Под атомными и молекулярными массами понимают отношение абсолютной, или действительной, массы атома или молекулы к одной двенадцатой части массы атома изотопа углерода-12 . Величина, точно равная одной двенадцатой части массы атома изотопа углерода-12, называется а́томной единицей массы. Она составляет 1,66·10–24 граммов. Молекулярная масса – это масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Она равна сумме атомных масс всех атомов, из которых состоит молекула, с учетом количества атомов. Моль – это количество вещества, содержащее столько формульных единиц, сколько атомов углерода содержится в 12 граммах изотопа углерода-12 . Масса одного мо́ля, выраженная в граммах на моль, называется моля́рной массой. Моля́рная масса численно совпадает с массами атомов и молекул, выраженными в а́томных единицах массы. Число мо́лей вещества в определенной массе определяют из соотношений, которые приведены на слайде в формулах 1.1, 1.2 и 1.3. Объем одного мо́ля газа называется моля́рным объемом. Его обозначение и размерность указаны на слайде. Установлено, что объем одного мо́ля любого газа при нормальных условиях составляет 22,414 л/моль . Нормальные условия – это давление 1 атм. , или 101,3 кПа , или 760 мм рт. ст. , и температура 273 К. Количество частиц в одном мо́ле любого вещества также является величиной постоянной. Она так и называется – постоянная Авога́дро. Ее обозначение и численное значение приведены на слайде. Слайд 11 Следующим важным для химических расчетов понятием является понятие «химический эквивале́нт». Это количество вещества, которое может замещать, присоединять, высвобождать, то есть быть эквивалентно одному молю одновалентных ионов в кислотно-основных, ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Величину, которая показывает, какая часть реальной молекулы является химическим эквивале́нтом, называют фактором эквивале́нтности. Фактор эквивале́нтности равен единице, если эквивале́нтом является целая молекула, и некой дробной величине, если эквивалент – это часть молекулы. Формулы и примеры расчетов факторов эквивале́нтности различных веществ приведены на слайде в формулах 1.4, 1.5 и 1.6. Масса 1 моль химического эквивалента вещества – это моля́рная масса химического эквивале́нта. Она связана с молярной массой вещества через фактор эквивале́нтности и рассчитывается как их произведение. Слайд 12 Следует помнить, что в конкретных реакциях молярные массы эквивале́нтов одного и того же вещества могут быть различными. Обратите внимание: на слайде показано, как будет рассчитываться фактор эквивале́нтности и молярная масса эквивале́нта серной кислоты в зависимости от протекания реакции. случае образования гидросульфатов и участия в реакции одного протона фактор эквивале́нтности равен единице, а значит, молярная масса эквивале́нта совпадает с молярной массой серной кислоты. При замещении двух атомов водорода фактор эквивале́нтности равен ½ , и эквивале́нт в два раза легче молекулы. Таким образом, молярная масса эквивале́нта вещества не является постоянной величиной, а определяется в конкретной химической реакции. некоторых расчетах может понадобиться моля́рный объем химического эквивале́нта вещества – это объем одного моля химического эквивале́нта газа. Он связан с молярным объемом через фактор эквивале́нтности и равен произведению указанных величин – формула 1.7. Слайд 13 Теоретической базой количественных расчетов химических реакций являются стехиометри́ческие законы. Они были открыты ведущими учеными-химиками еще в XVIII и IX веках. На их основе можно рассчитать значения масс всех участников реакции по известному количеству одного из веществ. Одним из первых был открыт закон сохранения массы. Авторство этого закона одновременно принадлежит великому русскому ученому Михаилу Васильевичу Ломоно́сову и французскому естествоиспытателю Антуа́ну Лора́ну Лавуазье́. Ломоно́совым закон был сформулирован в 1756 году, а Лавуазье́ – в 1777 году. Что интересно, ни один из авторов не объявил открытие новым законом. И Ломоно́сов, и Лавуазье́ упоминали его формулировку в своих научных трудах мимоходом как ранее известный и достоверно установленный факт. В современной трактовке закон сохранения массы звучит так: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе продуктов реакции. Еще один закон – это закон постоянства состава. В конце XVIII века в 1797 году его сформулировал французский химик Жо́зеф Луи́ Пруст. Закон гласит: всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Этот же закон, известный также как закон постоянных соотношений, может быть сформулирован следующим образом: каждое чистое вещество всегда состоит из одних и тех же элементов, связанных между собой в постоянном массовом отношении. Следует обратить внимание, что относится этот закон к дальтони́дам, то есть веществам стехиометри́ческого строения. Именно состав дальтони́дов постоянен и не зависит от способа их получения. Слайд 14 Дальтони́ды получили свое название по фамилии английского химика, которому принадлежит еще один закон. Это закон кратных отношений, открытый Дальто́ном в 1803 году и истолкованный им с позиций атомизма. Его формулировка такова: если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одно и то же количество другого, соотносятся между собой как небольшие целые числа. На слайде приведена иллюстрация этого закона на примере оксидов азота. Как видно, на одно и тоже количество кислорода приходятся разные количества азота, но массы азота относятся между собой как целые числа. Еще одним количественным законом химии является закон эквивале́нтных отношений или закон эквивале́нтов, сформулированный немецким химиком Ри́хтером в 1803 году. Закон звучит так: массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивале́нтов. Если в реакции принимают участие газообразные вещества, то можно в законе эквивале́нтов массы веществ заменить на объемы, а моля́рные массы эквивале́нтов – на моля́рные объемы эквивале́нтов. Математическая запись этого закона приведена на слайде в формуле 1.8. Следующей важной группой химических законов являются газовые законы. Слайд 15 Один из них – это закон объемных отношений французского химика Жо́зефа Луи́Гей-Люсса́ка, открытый им в 1808 году. В соответствии с этим законом, объемы вступающих в химическую реакцию газов и газообразных продуктов реакции относятся друг к другу как небольшие целые числа. Закон объемных отношений может быть сформулирован и более конкретно: объемы газов относятся не просто как небольшие целые числа, а как соответствующие стехиометри́ческие коэффициенты. Иллюстрация этого закона на слайде в формуле 1.9 и на примере соотношения объемов газов в реакции образования воды в газообразном состоянии. Газовый закон Авога́дро назван так в честь итальянского ученого Амаде́о Авога́дро. В 1811 году он установил, что в равных объемах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул. Согласно именно этому закону, 1 моль идеального газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 литра. Уравнением состояния идеального газа является уравнение Менделе́ева – Клапейро́на. Бенуа́Поль Эми́ль Клапейро́н в 1834 году, объединив законы Бо́йля-Марио́тта и Гей-Люсса́ка, вывел уравнение состояния идеального газа, показывающее зависимость между давлением, температурой и объемом газа. Дмитрий Иванович Менделе́ев в 1874 году на основе уравнения Клапейро́на вывел уравнение для 1 мо́ля идеального газа, которое получило название уравнения Менделее́ва – Клапейро́на. Оно показано на слайде формулой 1.10. Расшифровка всех параметров, входящих в уравнение Менделее́ва – Клапейро́на, и их единиц измерения также приведены на слайде. В этом уравнении появляется еще одна константа – универсальная газовая постоянная, R . Эта величина впервые была введена Дмитрием Ивановичем Менделе́евым. Она численно равна работе расширения 1 моль идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1К . В зависимости от единицы измерения давления универсальная газовая постоянная принимает разные численные значения. Слайд 16 Труды ученых Бо́йля, Марио́тта и Гей-Люсса́ка нашли отражение в объединенном газовом законе, математическая форма записи которого представлена на слайде формулой 1.11. Эта формула позволяет, зная исходное газовое состояние, рассчитать его новое состояние при изменении давления, объема или температуры. Чаще всего объединенный газовый закон используют в химии для определения объема газа, который бы он мог занимать, находясь в нормальных условиях. Еще один закон – закон парциа́льных давлений, или закон Дальто́на: общее давление смеси газов, химически не взаимодействующих между собой, равно сумме их парциальных давлений. Год открытия этого закона – 1801-й. На слайде закон Дальтона представлен формулой 1.12. Новое понятие, которое возникает в этом законе – понятие парциального давления. Парциа́льное давление, pi , – это давление i-го газа, входящего в состав смеси, которое создал бы этот газ, если бы он один при той же температуре занял объем, равный объему всей смеси. Все вышеперечисленные уравнения описывают поведение идеальных газов. Реальные газы хорошо подчиняются им при низких давлениях и высоких температурах. С учетом собственного объема молекул и взаимодействия между ними было получено уравнение Ван-дер-Ваа́льса. Уравнение приведено на слайде. Оно описывает поведение реальных газов и является корректировкой уравнения Менделе́ева – Клапейро́на, формула 1.13. Поправка а учитывает силы притяжения между молекулами и является характерной для каждого газа положительной постоянной. Поправка b учитывает объем молекул газа, представляет собой постоянную положительную величину для каждого газообразного вещества. Слайд 17 заключение разговора о газовых законах введем понятие «плотность газа по веществу». Эта величина обозначается прописной латинской буквой D . Плотность первого газа относительно второго показывает, во сколько раз масса одного газа больше массы другого газа такого же объема, формула 1.14. На слайде приведены примеры расчета плотности кислорода по водороду и плотности кислорода по воздуху. Стоит также запомнить молярную массу воздуха. Она равна 29 г/моль . Воздух является смесью газов, и его молярная масса вычисляется по молярным массам составляющих его компонентов с учетом среднего состава воздуха. Все газы с плотностью по воздуху больше единицы будут тяжелее воздуха и будут скапливаться внизу. Газы легче воздуха, то есть газы с молярной массой меньше 29 г/моль, будут располагаться в верхних слоях. На этом рассмотрение темы закончено. С целью закрепления пройденного материала предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля. Слайд 18 |