Учебные пособия 1. Стась Н.Ф. Введение в химию: учебное пособие. 2. Смолова Л.М. Руководство к практическим занятиям 3. Стась Н.Ф., Плакидкин А.А., Князева. - презентация

1 Учебные пособия 1. Стась Н.Ф. Введение в химию: учебное пособие. 2. Смолова Л.М. Руководство к практическим занятиям 3. Стась Н.Ф., Плакидкин А.А., Князева Е.М. Лабораторный практикум по общей и неорганической химии 4 Стась Н.Ф., Лисецкий В.Н. Задачи, вопросы и упражнения по общей химии 5. Стась Н.Ф., Коршунов А.В. Решение задач по химии 6. Стась Н.Ф. Справочник по общей и неорганической химии 7. Коровин Н.С. Общая химия: учебник для вузов 8. Глинка Н.Л. Общая химия: учебник для вузов

2 Лекция 1 Атомно-молекулярное учение Иконникова Любовь Федоровна

3 Атомно-молекулярное учение объясняет основные понятия и законы химии 1741 г – М.В.Ломоносов развил и применил 1860 г – утверждено на междунар. съезде химиков

4 Основные понятия Химия Вещ-во Хим. Хим. р-ции св-ва атом элемент молекула Условные единицы измерения углерод.ед моль эквивалент валентность степень окисления

5 Атом – химически неделимая электронейтральная микросистема элементарных взаимодействующих частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся в около ядерном пространстве. – химически неделимая электронейтральная микросистема элементарных взаимодействующих частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся в около ядерном пространстве. Система может быть устойчивой и неустойчивой (радиоактивной). Система может быть устойчивой и неустойчивой (радиоактивной).

6 Характеристики элементарных частиц n 0 = А – Z А – атомная масса 01 0 n 1932 г. Чедвик НЕЙТРОН Z – атомный номер р 1920 г. Резерфорд ПРОТОН Z – атомный номер - 10 _ е 1897г. Томсон ЭЛЕКТРОН показатели В ПСЭ заряд, отн.ед., масса,а.е.м., знакоткрытиечастица

7 - атомный номер в ПСЭ - атомный номер в ПСЭ = Z (заряд ядра) = Z (заряд ядра) Z = Σ р + = Σ ē (=19) Z = Σ р + = Σ ē (=19) Ar - относительная атомная масса M ядра = M р + + M n 0 (=39) M ядра = M р + + M n 0 (=39) Σ n 0 = Ar – Z (= = 20) Σ n 0 = Ar – Z (= = 20)

8 Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Изотопы – атомы одного химического элемента, ядра которых содержат разное число нейтронов.

9 Один и тот же элемент может образовывать несколько простых веществ (аллотропические видоизменения элемента). Видоизменения элемента могут отличаться: - числом атомов O 2 – молекула О 3 – молекула кислорода озона - расположением атомов в молекуле. С-углерод

10 Количественные характеристики атомов и молекул 1.Относительные атомные и молекулярные массы (A r, M r ). а)- абсолютные массы атомов очень малы m а (Н)=1, кг, m а (С)=19, кг б)- введена условная атомная единица массы 1 а.е.м. = 1 а.е.м. =в) А r (элемента) = m а / 1 а.е.м - относитель. атомная масса Аr(Н) = 1, , = 1,008

11 2. Количество вещества моль [n] - это число структурных единиц (атомов, ионов, радикалов, молекул) в системе. 1. Авогадро рассчитал, что в 12 г 1. Авогадро рассчитал, что в 12 г 12 С содержится 6,02 ·10²³ атомов. 12 С содержится 6,02 ·10²³ атомов. Количество вещества, которое Количество вещества, которое содержит столько же структурных содержит столько же структурных единиц, сколько и 12 г изотопа 12 С, единиц, сколько и 12 г изотопа 12 С, (1811 г.) обозначается как 1 моль (1811 г.) обозначается как 1 моль 1 моль = 6, частиц ( N A – число Авогадро ) 1 моль = 6, частиц ( N A – число Авогадро ) 2. Масса одного моля вещества, выраженная в граммах называется молярная масса вещества 1 моль =М (г/моль) 2. Масса одного моля вещества, выраженная в граммах называется молярная масса вещества 1 моль =М (г/моль) М r = ΣА r М r = ΣА r

12 3. При нормальных условиях (Т=0 0 C; Р= Па)один моль любого газазанимает один и тот же молярный объем V m = 22,4 л/моль 3. При нормальных условиях (Т=0 0 C; Р= Па) один моль любого газа занимает один и тот же молярный объем V m = 22,4 л/моль 1моль = 22,4 л 4. При иных условиях используется уравнение Клапейрона-Менделеева PV = nRT P -давление газа, Па, V- объем газа, м 3 T- температура, К T- температура, К R – молярная газ. постоянная (8,314 Пам 3 /мольК )

13 Характеристика 1 моль вещества (n) Число Авогадро N a = 6,02 ·10²³ частиц Молярная масса М = А Молярный объём V m = 22,4 л Таким образом, моль вещества можно найти разными способами:

14 Задачи Определить количество вещества (моль), содержащегося в 34 граммах, 44,8 л и 12, молекулах аммиака при н.у. 2. Определить объем, который занимают при н.у 34 граммов аммиака. 3. Определить объём (л) газообразного кислорода массой 48 г при Определить объём (л) газообразного кислорода массой 48 г при С и нормальном давлении

15 4. Масса ортофосфорной кислоты равна 9,8 г. Определить количество кислоты (моль) и массу атомов водорода в ней (г) 5. Определить молярную массу газа, если 1 л его при давлении 1,210 5 па и температуре 27 0 С имеет массу 0,96 г.

16 Валентность- число связей, которое может образовать атом данного элемента с атомами других элементов: - принято, что валентность H (I), О(II) - принято, что валентность H (I), О(II) - максим. валентность = группы - максим. валентность = группы - миним. валентность = 8 - группы - миним. валентность = 8 - группы

17 Степень окисления – формальный заряд элемента в соединении Степень окисления – формальный заряд элемента в соединении Правила расчета степени окисления: 1. (Н)=+1 (всегда, кроме гидридов) 2. (О) =-2 (всегда, кроме перекисных) 3. (молекул) =0 (для пр. и сл. веществ) 4. (элементов 1-3 групп) = постоянная и равна группы 5. (элементов 4 групп) = переменная (max = группы, min = группы – 8)

18 Валентность и степень окисления не тождественны веществоNH 3 аммиак N 2 H 4 гидразин N 2 азот HNO 2 азотистая кислота структурная формула H – N – H H N – N H N H – O – N = O валентность3333 степень окисления

19 Законы фундаментальные закон сохранение массы – энергии закон сохранения заряда периодическийзакон частныестехиометрические законэквивалентов закон постоянства состава закон кратных отношений законобъемных отношений отношений

20 М. В. Ломоносов (1748 г.) - масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. - масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. 2Н 2 + O 2 = 2Н 2 O 2Н 2 + O 2 = 2Н 2 O Фундаментальный закон сохранения массы (материальный баланс по атомам элементов, стехиометрические коэффициенты) Атомы элементов при химических реакциях сохраняются, не возникают из ничего, так же как и не исчезают в никуда.

21 Фундаментальный закон сохранения энергии 1841, Г.И.Гесс 1841, Г.И.Гесс Энергия изолированной системы есть величина постоянная, возможнен лишь переход одного вида энергии в другой Энергия изолированной системы есть величина постоянная, возможнен лишь переход одного вида энергии в другой Н 2 + ½ О 2 = Н 2 О кДж энергетический баланс (термохимическое уравнение реакции).

22 Фундаментальный закон сохранения заряда Сумма зарядов реагентов равна сумме зарядов продуктов электронный баланс (окислительно – восстановительные реакции). (окислительно – восстановительные реакции).

23 Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Фундаментальный периодический закон Фундаментальный периодический закон 1869 г

24 - всякое чистое вещество имеет постоянный и неизменный качественный и количественный состав, независимо от способа получения и места нахождения : Cu(OH) 2 = H 2 O + CuO Cu(OH) 2 = H 2 O + CuO 2Н 2 + O 2 = 2Н 2 O 2Н 2 + O 2 = 2Н 2 O Са(ОН) 2 + H 2 SO 4 = 2Н 2 O CaSO 4 Са(ОН) 2 + H 2 SO 4 = 2Н 2 O + CaSO 4 Стехиометрические законы 1. Закон постоянства состава 1. Закон постоянства состава Молекула воды всегда состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Пруст (1806 г)

25 2. Закон объемных отношений для газов (Гей-Люссак, 1808 г.) (Гей-Люссак, 1808 г.) - о бъемы газов, нацело реагирующих друг с другом, реагирующих друг с другом, относятся между собой и относятся между собой и к объемам образующихся к объемам образующихся газов, как небольшие целые числа газов, как небольшие целые числа 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О законом Авогадро Объясняется законом Авогадро : в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (Т и Р) содержится одно и то же число молекул.

26 Из законов Гей-Люссака и Авогадро следует: масса одного газа во столько раз больше другого, во сколько раз больше его молярная масса М в-ва =М газаD по газу М в-ва =ρ V m ρ г/л – плотность в-ва в газообразном состоянии

27 Задачи. 1. Определить молярную массу вещества, если в газообразном состоянии его относительная плотность по воздуху равна 1,5. 2. Определить простейшую и истинную формулу газообразного углеводорода, содержащего 80% углерода. Относительная плотность вещества по водороду равна 15.

28 3. Плотность некоторого газа при н.у. равна 1, 25 г/л. Вычислить молярную массу газа (г/моль) и массу одного литра этого газа при нормальном давлении и температуре С.

29 1803 г. Атомы элементов соединяются в химические соединения только в определенных массовых отношениях (как простые целые числа), которые задаются их валентностью

30 4. Закон эквивалентов Рихтер, Волластон 1804 Иеремия Вениамин Рихтер Иеремия Вениамин Рихтер

31 Химический эквивалент это реальная или условная частица (часть частицы), которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна - катиону водорода в ионообменных реакциях - или электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Фактор эквивалентности (f) - доля частицы, составляющая эквивалент Фактор эквивалентности (f) - доля частицы, составляющая эквивалент f = 1/( Z·n ) f = 1/( Z·n ) Z – степень окисления частицы Z – степень окисления частицы n – число таких частиц n – число таких частиц М эк. = М·f

32 Расчет эквивалентных масс вещества Задача. Рассчитать молярные эквивалентные массы для веществ H 2 H 2 O 2 NH 3 CH 4

33 Расчет эквивалентных масс кислоты в ионообменной реакции

34 Расчет эквивалентных масс гидроксида в ионообменной реакции

35 Расчет эквивалентных масс вещества в окислительно- восстановительных реакциях Определить эквивалентную массу перманганата калия в следующих реакциях: KMnO 4 MnSO 4 Mn e = Mn +2 М эк (KMnO 4 ) = 158/5 = 31,6 г/моль-экв KMnO 4 K 2 MnO 4 KMnO 4 K 2 MnO 4 Mn e = Mn +6 М эк (KMnO 4 ) = 158/1 = 158 г/моль-экв

36 Задачи 1. Определить, в каком из веществ фактор эквивалентности элемента марганца равен 1/4 KMnO 4 K 2 MnO 4 MnO 2 KMnO 4 K 2 MnO 4 MnO 2 2. Определить эквивалентную массу перманганата калия в окислительно- восстановительной реакции: KMnO 4 MnO 2

37 Задача. 1. Определить металл, если он 2-х валентен и в его оксиде содержится 22,2 % кислорода. 2. При окислении 2 г двухвалентного металла образовалось 2,8 г оксида. Определить количество провзаимодействовавшего кислорода (моль) и атомную массу металла Задача. 1. Определить металл, если он 2-х валентен и в его оксиде содержится 22,2 % кислорода. 2. При окислении 2 г двухвалентного металла образовалось 2,8 г оксида. Определить количество провзаимодействовавшего кислорода (моль) и атомную массу металла