ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Юрмазова Татьяна Александровна Томский политехнический университет. - презентация

1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Юрмазова Татьяна Александровна Томский политехнический университет

2 Литература: 1. Коровин Н.В. Курс общей химии г. 2. Глинка Н.Л. Общая химия г. 3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия г. 4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии 1983 г. 5. Смолова Л.М., Савельев Г.Г. Общая химия. Учебное пособие г. 6. Стась Н.Ф. Задачи, упражнения и вопросы по общей химии г.

3 ПЛАН ЛЕКЦИИ: 1. Основные понятия химии 2. Основные химические законы

4 Основные понятия Химия часть естествознания, изучающая свойства веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава и структуры.

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

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

7 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 - 6,02×10 23 атомов углерода (N А постоянная Авогадро).

8 Массу одного моля вещества называют молярной массой (М) Отношение массы вещества (m) к его количеству (n) представляет собой молярную массу вещества:

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

10 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.

11 ПРИМЕР: Относительная молекулярная масса воды будет слагаться из атомных масс двух атомов водорода атомной массы одного атома кислорода Тогда: Mr(H 2 O )=2×1+16=18, выраженная в углеродных единицах.

12 Основные понятия Вещества ПРОСТЫЕ – вещества, состоящие из атомов одного химического элемента: Н2, О2 СЛОЖНЫЕ - вещества, состоящие из атомов различных химических элементов: H2O, H2SO4

13 Основные понятия Простые вещества МЕТАЛЛЫ в химических реакциях способны только отдавать электроны, т.е. являются восстановителями НЕМЕТАЛЛЫ в химических реакциях могут принимать и отдавать электроны, т.е. вести себя как окислители, и как восстановители

14 ПРИМЕР: в соединениях атомы металлов имеют всегда положительные степени окисления

15 ПРИМЕР: Неметаллы в реакциях могут принимать и отдавать электроны поэтому степени окисления, могут быть как отрицательными, так и положительными

16 Основные законы химии: 1. Закон сохранения массы (Ломоносов М.В ): Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

17 2. Закон постоянства состава (Пруст ): Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения

18 ПРИМЕР:

19 Важно! Данный закон - не абсолютен. Не всякое вещество имеет постоянный состав! Например: FeS 1,8…2 TiO 1,8…2 Вещества меняющие свой состав называются бертоллидами. Вещества с постоянным составом называются дальтонидами: Н 2 О; NaCI; H 2 SO 4

20 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.

21 Пример: атомы азота и атомы кислорода образуют несколько соединений О/N m (O 2 ), г закись азота N2ON2O16/ окись азота NO16/ азотистый ангидрид N2O3N2O3 48/ двуокись азота NO 2 32/ азотный ангидрид N2O5N2O5 80/

22 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

23 - относительная масса такой частицы в а.е.м. называется эквивалентной массой вещества - масса одного моля таких частиц выраженная в граммах, называется молярной массой эквивалента вещества и обозначается Мэ

24 Эквивалентная масса вещества относится к конкретной реакции и имеет различные значения М - молярная масса вещества, К -число замещающихся при реакции ионов, Z - заряд иона.

25 ПРИМЕР

26 В окислительно- восстановительных реакциях : М – молярная масса окислителя или восстановителя, n·e - число электронов принимаемых или отдаваемых одной молекулой

27 ПРИМЕР:

28 ВАЖНО! Следует различать эквивалентные массы элементов и эквивалентные массы соединений!

29 Эквивалентная масса элемента равна: В - стехиометрическая валентность, А-атомная масса элемента, Z-заряд или степень окисления.

30 ПРИМЕР: Определить эквивалентную массу Cr в соединениях: Cr 2 O 3 ; K 2 Cr 2 O 7

31 ПРИМЕР: Определить эквивалентную массу кислорода и водорода

32 если условия нормальные T o =273K и Р=101,3 к Па 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.

33 Фактор эквивалентности показывает какая часть от моля вступает во взаимодействие

34 ПРИМЕР: HBrH2OH2ONH 3 1 моль Н2 моль Н3 моль Н 1 моль Br 1 моль О1 моль N f (Br)=1f (O)=1/2f (N)=1/3

35 Эквивалентные массы Эквивалентная масса элемента = А×f (атомная масса × фактор эквивалентности) Эквивалентная масса вещества =М×f (молярная масса × фактор эквивалентности)

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

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

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

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

40 Эквивалентная масса сложного бинарного соединения равна сумме эквивалентных масс образующих его элементов

41 ПРИМЕР:

42 Закон эквивалентов (Волластон, 1804 г.) Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам

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

44 Решение: Воспользуемся законом эквивалентов и запишем:

45 ПРИМЕР Мышьяк образует два оксида, один содержит 65,2% As,а другой 75,7% As. Вычислить Мэ мышьяка, его валентность и составить формулы оксидов.

46 Решение: Воспользуемся законом эквивалентов:

47 Решение As x О y –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:

48 Решение Формула 1-го оксида имеет вид: As 2 О 5

49 Решение Находим формулу второго оксида: As x О y –100%, тогда ω(О)=100% – ω(As)=100% – 75,7%=24,3%

50 Решение Формула 2-го оксида имеет вид: As 2 О 3

51 ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ Закон Авогадро (1811) В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится равное число молекул

52 Один моль газа при нормальных условиях (н.у.) занимает объем 22,4 л Пример: 1 моль Н г/моль - 6,02×10 23 молекул -22,4 л 1 моль O г/моль - 6,02×10 23 молекул -22,4 л Нормальные условия: T o =273K и Р=101,3 к Па или 0°С и Р=760 мм. рт. ст.

53 Массы равных объемов двух газов должны относится друг к другу как их молярные массы

54 Отношение массы данного газа к массе того же объема другого газа, взятого при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму:

55 ПРИМЕР: масса 1 л СО 2 равна 1,98 г, а масса 1 л водорода при тех же условиях 0,09 г. Плотность углекислого газа по водороду составляет:

56 Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу умноженной на молярную массу второго газа:

57 Часто молярную массу газов определяют по водороду или по воздуху:

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

59 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.) 2H 2 +O 2 =2H 2 O(г) 2:1:2

60 Следует отметить, что состояние газа определяется температурой, давлением, объемом. Принято обозначать при н.у. P 0, V 0, T 0.

61 Измерения объемов газов обычно проводят при условиях, отличающихся от нормальных. Для приведения объема газа к нормальным условиям можно пользоваться уравнением Клапейрона.

62 Уравнение Клапейрона

63 Универсальная газовая постоянная При нормальных условиях для одного моля газа: R –универсальная газовая постоянная

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

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

66 Р давление газа, V объем, m масса газа, М молярная масса, Т температура (К), R универсальная газовая постоянная Уравнение Менделеева - Клапейрона

67 ПРИМЕР: Вычислить молярную массу газа если 500 мл его при температуре 37°С и давлении 750 мм.рт.ст. весят 0,58 г. Решение: Запишем уравнение Менделеева - Клапейрона:

68 Решение

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

70 ПРИМЕР: Например, Аr кислорода равна: 1 у.е. 1, г,( 1:6,02*10 23 ) Х 26, г (16:6,02*10 23 ) Отсюда Х = 16,02 у.е. Это означает, что атом кислорода примерно в 16 раз тяжелее 1/12 массы атома углерода 12 С. Относительные атомные массы элементов (Аr) обычно приводятся в периодической таблице Менделеева.