Основные понятия и законы химии план лекции

• Название: Основные понятия и законы химии план лекции
• Дата: 11.11.2019
• Размер: 258.73 Kb.
• Имя файла: 77717.pptx
• Тип: Лекции; #94529

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

ПЛАН ЛЕКЦИИ:

• Основные понятия химии
• Основные химические законы

Основные понятия

• Химия  часть естествознания, изучающая свойства веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава и структуры.

• Химический элемент –это вид атомов с одинаковым зарядом ядер, атом-это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

• Молекула - наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию, обладающая его основными химическими свойствами и состоящая из одинаковых или разных атомов.

• Моль (n) – количество вещества системы, которое содержит столько определенных структурных единиц (молекул, атомов, ионов и т.д. ), сколько атомов содержит в 0,012 кг углерода –12.
• 0,012 кг. углерода содержит - 6,02×1023 атомов углерода (NА постоянная Авогадро).

Массу одного моля вещества называют молярной массой (М)

Отношение массы вещества (m) к его количеству (n) представляет собой молярную массу вещества:

• Относительной атомной массой элемента (Аr) называют отношение абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа углерода 12С .
• Аr показывает, во сколько раз масса атома данного элемента тяжелее 1/12 массы атома 12С .

• Относительной молекулярной массой (Мr) вещества называется масса его молекулы, выраженная в у.е.
• Мr численно равна сумме атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Она подсчитывается по формуле вещества.

ПРИМЕР:

Относительная молекулярная масса воды будет слагаться из

• атомных масс двух атомов водорода
• атомной массы одного атома кислорода

Тогда:

Mr(H2O )=2×1+16=18, выраженная в углеродных единицах.

Основные законы химии:

1. Закон сохранения массы (Ломоносов М.В. 1756-1759): Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава (Пруст 1801-1808):

Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения

Важно!

• Данный закон - не абсолютен. Не всякое вещество имеет постоянный состав!
• Например: FeS1,8…2 TiO1,8…2
• Вещества меняющие свой состав называются бертоллидами.
• Вещества с постоянным составом называются дальтонидами: Н2О; NaCI; H2SO4

3. Закон кратных отношений (Дальтон 1808 г)

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Пример: атомы азота и атомы кислорода образуют несколько соединений

		О/N	m (O2), г
закись азота	N2O	16/28	0.57	1
окись азота	NO	16/14	1.14	2
азотистый ангидрид	N2O3	48/28	1.71	3
двуокись азота	NO2	32/14	2.28	4
азотный ангидрид	N2O5	80/28	2.85	5

4. Эквивалент. Закон эквивалентов.

Эквивалент- реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции соединяется или замещается с одним атомом или ионом водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции равноценна одному электрону

- масса одного моля таких частиц выраженная в граммах, называется молярной массой эквивалента вещества и обозначается Мэ

М - молярная масса вещества,

К -число замещающихся при реакции ионов,

Z - заряд иона.

М – молярная масса окислителя или восстановителя,

n·e - число электронов принимаемых или отдаваемых одной молекулой

ПРИМЕР:

ВАЖНО!

Следует различать эквивалентные массы элементов и эквивалентные массы соединений!

В - стехиометрическая валентность,

А-атомная масса элемента,

Z-заряд или степень окисления.

ПРИМЕР:

Определить эквивалентную массу Cr в соединениях: Cr2O3; K2Cr2O7

ПРИМЕР:

Определить эквивалентную массу кислорода и водорода

если условия нормальные

если условия нормальные

To=273K и Р=101,3 кПа

или 0°С и Р=760 мм. рт. ст.

то в расчетных задачах используют значения эквивалентных объемов

для кислорода Vэ=5,6 литра,

для водорода Vэ=11,2 литра.

Фактор эквивалентности

показывает какая часть от моля вступает во взаимодействие

ПРИМЕР:

HBr	H2O	NH3
1 моль Н	2 моль Н	3 моль Н
1 моль Br	1 моль О	1 моль N
f (Br)=1	f (O)=1/2	f (N)=1/3

Эквивалентные массы

Эквивалентная масса элемента = А×f

(атомная масса × фактор эквивалентности)

Эквивалентная масса вещества =М×f

(молярная масса × фактор эквивалентности)

Эквивалентная масса кислоты:

Эквивалентная масса кислоты равна молярной массе, деленной на число атомов водорода (а в реакции число замещенных атомов водорода)

Эквивалентная масса основания:

Эквивалентная масса основания равна молярной массе основания, деленной на число гидроксогрупп (а в реакции число замещенных гидроксогрупп)

Эквивалентная масса оксидов:

Эквивалентная масса оксида равна молярной массе оксида деленной на произведение числа атомов элемента, образующих оксид, на его степень окисления

Эквивалентная масса соли

Эквивалентная масса соли равна молярной массе соли деленной на произведение числа атомов металла, образующих соль, на его степень окисления

ПРИМЕР:

Закон эквивалентов (Волластон, 1804 г.)

Массы реагирующих веществ прямопропорциональны их эквивалентным массам

ПРИМЕР:

0,304г магния вытеснили 0,0252 г водорода. Вычислите эквивалентную массу магния.

Решение:

Воспользуемся законом эквивалентов и запишем:

ПРИМЕР

Мышьяк образует два оксида, один содержит 65,2% As,а другой 75,7% As.

Вычислить Мэ мышьяка, его валентность и составить формулы оксидов.

Решение:

Воспользуемся законом эквивалентов:

Решение

AsxОy–100%, тогда

ω(О)=100% – ω(As)=100% – 65,2%=34,8%

Т.к. дано бинарное соединение, то в формулу закона эквивалентов можно подставлять %, получим:

Решение

Формула 1-го оксида имеет вид: As2О5

Решение

Находим формулу второго оксида:

AsxОy–100%, тогда

ω(О)=100% – ω(As)=100% – 75,7%=24,3%

Решение

Формула 2-го оксида имеет вид: As2О3

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Закон Авогадро (1811)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится равное число молекул

Пример:

1 моль Н2 - 2 г/моль - 6,02×1023 молекул -22,4л

1 моль O2 - 32 г/моль - 6,02×1023 молекул -22,4 л

Нормальные условия:

To=273K и Р=101,3 кПа

или 0°С и Р=760 мм. рт. ст.

ПРИМЕР:

масса 1 л СО2 равна 1,98 г, а масса 1л водорода при тех же условиях 0,09 г. Плотность углекислого газа по водороду составляет:

Пример

Плотность газа по воздуху равна 1,52 определить молярную массу газа.

Решение

Закон объемных отношений

Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. (Р=const, T=const.)

2H2 + O2 = 2H2O(г)

2 : 1 : 2

Следует отметить, что состояние газа определяется температурой, давлением, объемом.

Принято обозначать при н.у. P0, V0, T0.

Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, отличающихся от нормальных.

Для приведения объема газа к нормальным условиям можно пользоваться уравнением Клапейрона.

Уравнение Клапейрона

При нормальных условиях для одного моля газа:

R –универсальная газовая постоянная

Численное значение газовой постоянной зависит от того, в каких единицах выражается давление и объем:

Если условия отличаются от нормальных, мольный объём имеет другое значение, для расчетов которого можно воспользоваться уравнением Менделеева  Клапейрона:

Р  давление газа,

V  объем,

m  масса газа,

М  молярная масса, Т  температура (К),

R  универсальная газовая постоянная

ПРИМЕР:

Вычислить молярную массу газа если 500мл его при температуре 37°С и давлении 750 мм.рт.ст. весят 0,58 г.

Решение:

Запишем уравнение Менделеева - Клапейрона:

Решение

Правило Дюлонга и Пти

Атомные теплоемкости простых твердых веществ примерно одинаковы и составляют около 26 Дж/(моль·К)

ПРИМЕР:

Например, Аr кислорода равна:

1 у.е.  1,66.10-24 г,(1:6,02*1023)

Х  26,60.10- 24 г (16:6,02*1023)

Отсюда Х = 16,02 у.е.

Это означает, что атом кислорода примерно в 16 раз тяжелее 1/12 массы атома углерода 12С .

Относительные атомные массы элементов (Аr) обычно приводятся в периодической таблице Менделеева.