Химичка дура. 3. Физические величины, характеризующие вещество. Законы химии (. Лекция Физические величины, характеризующие вещество. Законы химии

• Название: Лекция Физические величины, характеризующие вещество. Законы химии
• Анкор: Химичка дура
• Дата: 07.04.2022
• Размер: 220 Kb.
• Имя файла: 3. Физические величины, характеризующие вещество. Законы химии (.doc
• Тип: Лекция; #449505

ЛЕКЦИЯ

«Физические величины, характеризующие вещество. Законы химии»

План:

1. 
   Физические величины, характеризующие вещество.
   
2. 
   Основные законы химии:
   

– закон сохранения массы вещества

– закон сохранение энергии

– закон постоянства свойства

– закон Авогадро

– закон эквивалентов

1. Физические величины, характеризующие вещество

• 
  Размеры атомов
  

Атомы различных элементов имеют разные размеры и разные массы. Массы атомов очень малы, но современные методы исследования позволяют определять их с большой точностью.

Так: m_ат.(Н) = 1,674∙10^-27 кг

m_ат.(О) = 2,667∙10^-26 кг

m_ат.(С) = 1,993∙10^-26 кг

Массы атомов, которые выражены в обычных единицах массы (кг или г), называют – абсолютными атомными массами (m_a).

Использовать такие малые величины неудобно. Поэтому в химии обычно используются относительные атомные массы.

За единицу атомных масс принимается 1/12 часть абсолютной массы атома изотопа углерода ¹²С.

1 а.е.м. = = 1,66·10^-24 г

• 
  Относительная атомная масса элемента Ar – это величина, равная отношению массы атома элемента к массы атома углерода ¹²С (величина безразмерная). Значения Ar элементов приводятся в периодической системе элементов Д. И. Менделеева
  

• 
  Относительная молекулярная масса Mr – это отношение массы молекулы вещества к массы атома ¹²С (величина безразмерная)
  

– равна сумме относительных атомных масс элементов, входящих в состав молекулы с учетом количества атомов каждого элемента.

Mr(H₂O) = 2Ar(H) + Ar(O) = 2∙1 +16 = 18

• 
  В международной системе единиц за единицу измерения количества вещества принят моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов и т. д.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С.
  

Определим число атомов ¹²С в 12 г:



N_A – число Авогадро => 1 моль любого вещества содержит 6,02∙10²³ частиц

N_A-показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

• 
  Количество вещества (ню) – т. е. число молей, равно отношению данного числа частиц (атомов, молекул, ионов) N к N_А
  

Задача: Определить, сколько молей составляет 12,04∙10²³ молекул CO_2.

1. 
   1 моль CO₂ – 6,02∙10²³ молекул СО₂
   

х моль CO₂ – 12,04∙10²³ молекул СO₂



или:

2) ;

Ответ: 2 моль.

• 
  Молярная масса – масса 1 моля вещества, численно равна относительной атомной массе элемента (если вещество состоит из атомов) или относительной молекулярной массе вещества (если вещество простое или сложное).
  

M(H₂SO₄) = 2∙1+ 32+ 4∙16 = 98

M – величина, связывающая массу и количество вещества



Задача: Какое количество вещества и сколько атомов содержится в 14 г железа?

Д ано: Решение:

m(Fe) = 14 г





; N(Fe) = 0,25 моль∙ 6,02∙10²³ моль^-1 = 1,5∙10²³ атомов

Ответ: 14 г железа содержит 0,25 моль железа и 1,5∙10²³ атомов железа.

• 
  Молярный объем газа V_m ( ) – это объем 1 моля газа при данных условиях (Т, Р).
  

При нормальных условиях 1 моль газа занимает объем, равный 22,4 л.

• 
  Молярный объем любого газа при н.у. равен 22,4
  

Нормальные условия: T = 0^oC или 273 К

P = 1 атм. = 760 мм.рт.ст. = 101,3 кПа

– зная молярный объем газа (V_m), можно рассчитать объем (V) любого количества () и любой массы (m) газа:



Задача: Вычислить массу 56 л водорода (н.у.).

Д ано: Решение:

V (H₂)= 56 л

m(H₂) – ? M(H₂) = 2 ; V_m = 22,4

m(H₂) =

Ответ: 5 г.

• 
  Относительная плотность газа
  

Д = – относительная плотность одного газа по другому газу равна отношению их молярных масс.

– величина безразмерная, показывает во сколько раз один газ тяжелее другого.

Часто плотности различных газов определяют по отношению к водороду (самый легкий из газов) и по отношению к воздуху:

– относительная плотность любого газа по водороду:



– относительная плотность по воздуху:



Задача: Плотность этилена по кислороду равна 0,875. Определить молярную массу этилена.

Дано: Решение:

=0,875 ;

М(этилена)-?



Ответ:

• 
  Массовая доля элемента в соединении
  

Задача: Рассчитать массовую долю (%) алюминия в оксиде алюминия.

Al₂O₃ – оксид алюминия







Ответ:

• 
  Основное уравнение газового состояния
  

В расчетах, связанных с газами, часто приходится переходить от данных условий к нормальным или наоборот. При этом пользуются уравнением объединенного закона (Клапейрон):



P, V, T – при данных условиях

P₀, V₀, T₀ – при нормальных условиях

• 
  Уравнение Клапейрона-Менделеева
  

Для 1 моля газообразного вещества – величина постоянная = R – универсальная газовая постоянная

(если P в Па, а V в м³)



Уравнение Клапейрона будет иметь вид для 1 моля газа

Менделеев предложил уравнение для  молей газа

; ; уравнение Клапейрона-Менделеева

Задача: Определить массу 1 м³ азота при температуре 20⁰С и давлении 3 атм.

Д ано: Решение:

= mRT

m(N₂)-? M(N₂) = 28 г ∕ моль; R = 0,082л·атм/моль·К

Т = 20⁰ + 273 = 293 К



Ответ: m(N₂) ≈ 3,5 кг.

• 
  Химические элементы взаимодействуют друг с другом в строго определяют количествах отношениях.
  

Химический эквивалент – это реальная или условная частица, которая в реакциях кислотно-основного обмена соответствует 1 катиону водорода, а в ОВР 1 принятому или отданному е.

1. 
   Эквивалентная масса элемента – это масса одного эквивалента элемента.
   

2. 
   Эквивалентная масса кислоты:
   

е
сли по реакции:

Задача: Определить эквивалентную массу фосфорной кислоты в реакции:

H₃PO₄ + NaOH → NaH₂PO₄ + H₂O;

3. 
   Эквивалентная масса основания:
   

если по реакции:



Al(OH)₃ + HCl → Al(OH)₂Cl + H₂O

4. 
   Эквивалентная масса соли:
   

если по реакции:


Na₂CO₃ + HCl → NaHCO₃ + NaCl

5. 
   Эквивалентная масса оксида:
   

если по реакции

CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O;

6. 
   Эквивалентная масса окислителя:
   

7. 
   Эквивалентная масса восстановителя:
   

3. 
   Основные законы химии
   

• 
  Закон сохранения массы веществ – масса веществ вступивших в реакцию равна массе веществ образовавшихся в результате реакции.
  

На основании этого закона при написании уравнений химической реакции с помощью коэффициентов перед молекулярными формулами необходимо слева и справа уравнять число атомов каждого элемента.

Пример: 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

Слева: 2 атома калия, 2 хлора, 6 кислорода.

Справа: 2 атома калия, 2 хлора, 6 кислорода.

В 1748г. М.В.Ломоносов и в 1789г. А.Лавуазье независимо друг от друга открыли закон.

– закон не является абсолютным, что подтверждается уравнением Энштейна: Е = mс² (с – V света в вакууме)

– из уравнения следует, что если реакция идет с выделением энергии (тепла), то масса после реакции будет меньше, а если с поглощением энергии, то больше. Но разница очень мала и при расчетах не учитывается.

• 
  Закон сохранения энергии (М.В. Ломоносов) – энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, она переходит из одного вида в другой в строго эквивалентных количествах.
  

• 
  Закон постоянства состава (Ж.Пруст 1808г.) – всякое чистое вещество независимо от способа получения имеет постоянный количественный и качественный состав: CaCO₃ → CaO + CO₂ C + O₂ → CO₂
  

Следствие: все вещества реагируют между собой в строго определенных количественных соотношениях.

– закон справедлив только для веществ с молекулярной структурой постоянного свойства (дальтониды);

– состав соединений с немолекулярной структурой зависит от условий получения (бертоллиды) (TiO; TiO_0,7 – TiO_1,.3).

• 
  Закон Авогадро – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (Т, Р) содержится одинаковое число молекул
  

Следствие:

1. 1 моль любого газа при н.у. занимает V = 22,4л

2. В 22,4 л любого газа при н.у. содержится

• 
  Закон эквивалентов – все вещества реагируют между собой в строго определенных количествах, пропорциональных их эквивалентам: