Главная страница
Навигация по странице:

  • Постоянная атомной массы

  • Относительная атомная масса элемента

  • Относительная молекулярная масса

  • Кристаллическая решётка вещества

  • Формульная единица вещества

  • Химическое количество вещества

  • Массовая доля элемента в веществе

  • Молярная масса вещества

  • Закон сохранения массы веществ

  • Закон постоянства состава веществ

  • Закон объёмных отношений газов Гей-Люссака

  • 1. Если числа молекул разных газов одинаковы, то при одних и тех же внешних условиях эти газы занимают одинаковые объёмы.

  • 2. Плотность газа (ρ) – величина, численно равная отношению его молярной массы к молярному объёму при н. у.

  • 3. Относительная плотность газа Х по газу Y

  • 4. Стехиометрические коэффициенты

  • Закон парциальных давлений газов (закон Дальтона)

  • Закон Шарля – Гей-Люссака

  • Объединённый газовый закон (уравнение Клапейрона)

  • Уравнение Клапейрона–Менделеева.

  • ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГ СОЕДИНЕНИЙ. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГ СОЕДИНЕНИ. Тема Основные понятия и законы химии


    Скачать 1.07 Mb.
    НазваниеТема Основные понятия и законы химии
    АнкорОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГ СОЕДИНЕНИЙ.doc
    Дата18.09.2018
    Размер1.07 Mb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГ СОЕДИНЕНИ.doc
    ТипЗакон
    #23782
    страница1 из 5
      1   2   3   4   5

    Тема 1. «Основные понятия и законы химии»


    Изучаемый материал: Атом. Атомная единица массы. Химический элемент. Относительная атомная масса элемента. Молекула и относительная молекулярная масса. Вещество. Простые и сложные вещества. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Кристаллические решётки веществ. Химические формулы. Формульная единица вещества. Химическое количество вещества. Моль как единица количества вещества. Молярная масса и молярный объём вещества.

    Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава веществ. Закон кратных отношений. Газовые законы. Закон объёмных отношений Гей-Люссака. Закон Авогадро.

    Атом – мельчайшая электронейтральная химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

    Химический элемент – вид атомных частиц с одинаковым зарядом ядер. Каждый химический элемент имеет своё название и символ. В настоящее время известны 118 химических элементов.

    Постоянная атомной массы (mu, u) – физическая величина, численно равная одной двенадцатой массы атома :

    .

    Раньше эту величину называли «атомная единица массы» (а. е. м) или «углеродная единица» (у. е.). В биологической литературе встречается ещё одно устаревшее название этой величины – «Дальтон» (Dа).

    Относительная атомная масса элемента Ar(Э) – величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента к mu:



    Относительная атомная масса является одной из главных характеристик химического элемента и приводится в таблице Периодической системе под символом элемента. Округленные до целых значения Ar наиболее распространенных химических элементов желательно знать «на память». Они равны 1 (H), 16 (O), 14 (N), 12 (C), 32 (S), 23 (Na), 24 (Mg), 40 (Ca), 27 Fl), 56 (Fe), 35,5 (Cl).

    Молекула – мельчайшая, способная к самостоятельному существованию частица, обладающая всеми химическими свойствами и химическим составом данного вещества. В большинстве случаев молекулы состоят из нескольких химически связанных атомов, например, Н2О; C3H8; P4O10; C60. Однако известны и одноатомные молекулы, к которым относятся атомы «благородных газов» – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, и атомы ртути Hg, содержащиеся в её парáх. В состав молекул могут входить атомы одного или нескольких химических элементов.

    Относительная молекулярная масса (Mr) – величина, равная отношению средней массы молекул или формульных единиц данного вещества к mu.

    Например, относительная молекулярная масса воды равна:

    Mr(H2O) =

    Значение относительной молекулярной массы можно найти, исходя из значений относительных атомных масс, например:

    Mr(H2O) = 2 ∙ Ar(H) + Ar(O) = 2 ∙ 1,0079 + 15,9994 = 18,0152.

    Округленные до целых значения Mr ряда важнейших веществ молекулярного и немолекулярного строения желательно знать «на память»: H2 (2), O2 (32), N2 (28), Cl2 (71), H2O (18), NH3 (17), NaCl (58,5), CaO (56), MgO (40), NaOH (40), KOH (56), Ca(OH)2 (74), HCl (36,5), HNO3 (63), H2SO4 (98), H3PO4 (98), NaNO3 (85), Na2CO3 (106), CaCO3 (100).

    Вещество – устойчивая совокупность частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определёнными химическими и физическими свойствами.

    В настоящее время известно около 66 миллионов индивидуальных веществ. Подавляющее большинство из них (98 %) относятся к органическим веществам, остальные – к неорганическим.

    В зависимости от числа химических элементов, образующих вещества, последние делятся на простые и сложные. Простое вещество образовано атомами одного элемента, сложное – атомами разных элементов. Известно около 550 простых веществ, что намного больше числа известных элементов. Причина этого в том, что некоторым элементам соответствуют по несколько простых веществ. Такое явление называется аллотрóпией, а сами простые вещества, образованные атомами одного элемента, – его аллотропными модификациями.

    При определенных условиях вещества могут находиться в трёх агрегатных состояниях – газообразном, жидком и твёрдом (аморфном или кристаллическом).

    Для описания пространственного строения любого твёрдого кристаллического вещества используется понятие «кристаллическая решётка».

    Кристаллическая решётка вещества – пространственная модель его кристалла, представляющая собой условный каркас, в узлах которого находятся молекулы, атомы или ионы, образующие данное вещество.

    В зависимости от природы частиц, образующих вещества, различают 4 основных типа кристаллических решёток – молекулярные, атомные, ионные и металлические решётки. Вещества с молекулярным типом кристаллической решётки относятся к веществам молекулярного, а вещества с тремя другими типами решёток – к веществам немолекулярного строения.

    Вещества молекулярного строения обладают низкими температурами плавления (обычно до 300 оС). Они летучи и часто обладают запахом. К ним относятся все газообразные или жидкие при комнатной температуре вещества, а также некоторые легкоплавкие твёрдые вещества (ромбическая сера, белый фосфор, иод, парафин, фенол, сахароза и др.).

    Вещества немолекулярного строения характеризуются высокими температурами плавления (обычно выше 300 оС). При комнатной температуре они находятся только в твёрдом агрегатном состоянии, практически нелетучи и поэтому не обладают запахом. Атомное строение присуще кристаллам некоторых простых веществ-неметаллов – бора, углерода, кремния, красного фосфора и других. Ионное строение характерно почти для всех соединений щёлочных и щёлочноземельных металлов, магния, а также для всех солей аммония.

    Важнейшей характеристикой любого сложного вещества является его качественный и количественный состав, выражающийся с помощью химических формул.

    Химическая формула – графическое изображение состава и (или) строения вещества с помощью символов химических элементов и математических знаков (цифр, скобок, штрихов, точек).

    Различают несколько типов химических формул.

    Стехиометрические формулы (формулы состава) отражают качественный и количественный состав веществ с помощью символов химических элементов, цифр, скобок и точек, например: C6H12O6, (NH4)2CO3, CuSO4∙5H2O. Различают простейшие (эмпирические) и молекулярные стехиометрические формулы, например, СH2O и С6Н12О6.

    Структурные формулы (формулы строения) отображают порядок (последовательность) соединения атомов в молекулах или в атомных кристаллах с помощью символов элементов, штрихов и цифр. Различают сокращённые и развёрнутые структурные (графические) формулы.

    Формульная единица вещества (ФЕ) – реальная или условная частица вещества, сотав которой определяет его химическую формулу.

    К реальным формульным единицам относятся молекулы (в случае веществ молекулярного строения) и атомы (в случае простых веществ атомного строения). Например, формульной единицей воды является её молекула – H2O, формульной единицей кремния – его атом – Si.

    К условным формульным единицам относят группы атомов или ионов, входящих в состав сложных веществ немолекулярного строения. Например, формульной единицей сульфата калия K2SO4 является условная частица, состоящая из двух катионов калия и одного сульфат-аниона, т. е. группа ионов состава «K2SO4». Формульной единицей оксида кремния(IV) SiO2 является условная частица, состоящая из одного атома кремния и двух атомов кислорода, т. е. группа атомов состава «SiO2».

    Химическое количество вещества n(X) – величина, равная отношению числа ФЕ данного вещества Х к постоянной Авогадро:

    .

    Числовое значение n показывает, во сколько раз число ФЕ вещества в данной его порции больше числа Авогадро. Единица химического количества вещества – моль. Установлено, что любое вещество химическим количеством 1 моль всегда содержит 6,02∙1023 его ФЕ. Число 6,02∙1023 называется числом Авогадро. Это число, отнесённое к количеству вещества, равному 1 моль, называется постоянной Авогадро и обозначается символом NA:



    Обратите внимание на различие понятий «моль» и «1 моль». Моль – единица химического количества вещества, но 1 моль – порция вещества, содержащая 6,02∙1023 его формульных единиц.

    Важнейшей количественной характеристикой любого сложного вещества является его количественный состав, который отображает массовое либо мольное соотношение атомов элементов, входящих в его состав.

    Массовое соотношение элементов в веществе выражается через их массовые доли.

    Массовая доля элемента в веществе (w) – величина, показывающая, какую часть от общей массы всего вещества составляет масса атомов данного элемента. Массовая доля элемента А в сложном веществе AxBy рассчитывается по формуле:

    w(А) = ,

    где N(A) – число атомов элемента А в молекуле вещества АxBy; Ar(A) – относительная атомная масса элемента A; Mr(AxBy) – относительная молекулярная масса вещества АxBy.

    Мольное соотношение атомов определяет простейшую химическую формулу данного вещества. Это соотношение получают исходя из значений массовых долей атомов разных элементов, образующих вещество.

    Молярная масса вещества (М) – физическая величина, равная отношению массы данного вещества Х к его химическому количеству:



    Единицы молярной массы – г/моль.

    Физический смысл молярной массы: она численно равна массе вещества, взятого в количестве 1 моль.

    Числовые значения молярных масс всех сложных веществ и простых веществ молекулярного строения совпадают с соответствующими числовыми значениями относительных молекулярных масс, например:

    Мr2О) = 18,015 и М2О) = 18,015 г/моль;

    Mr(CuSO4 ∙ 5H2O) = 249,681 и M(CuSO4 ∙ 5H2O) = 249,681 г/моль.

    Значения молярных масс простых веществ немолекулярного строения численно равны соответствующим значениям относительных атомных масс, например: Ar(Si) = 28,085 и М(Si) = 28,085 г/моль.

    Молярный объём вещества Vm – физическая величина, численно равная отношению объёма данного вещества Х к его химическому количеству:



    Единицы молярного объёма – см3/моль; дм3/моль; м3/моль. Например,

    Vm (CO2)(н.у.) = 22,392 дм3/моль; Vm(Fe) = 7,086 см3/моль.

    Закон сохранения массы веществ: «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ с учётом изменения массы, соответствующего тепловому эффекту данной реакции».

    В общем виде математическое выражение этого закона для химической реакции aA + bB = cC + dD имеет вид:

    [m(A) + m(B)] = [m(C) + m(D)] ,

    где – изменение массы за счёт выделения или поглощения теплоты (энергии), происходящее в соответствии с уравнением А. Эйнштейна: , где – изменение энергии (в данном случае – тепловой эффект реакции), – изменение массы, сскорость света в вакууме, равная 3∙108 м ∙ с-1. Поскольку тепловые эффекты химических реакций () чрезвычайно малы по сравнению с величиной с2, то соответствующими значениями (10–9–10–11 г) можно пренебрегать из-за невозможности их практического определения.

    Закон постоянства состава веществ: «Количественный и качественный состав любого сложного вещества молекулярного строения не зависит от способов его получения».

    Обратите внимание: данный закон применим для веществ только молекулярного строения. Например, количественный состав воды, независимо от способов её получения, всегда один и тот же: w(H) = 11,1899 %, w(O) = 88,8101 %. Поэтому молекулярная формула воды, выведенная исходя из указанных значений массовых долей элементов всегда одна и та же – Н2,000О1,000, или просто H2O.

    Экспериментально доказано, что количественный состав веществ немолекулярного строения зависит от способов их получения. Так, например, в образцах оксида меди(II), полученных разными способами, значения массовой доли меди могут изменяться от 74,6 % до 80,7 %. Поэтому количественный состав оксида меди(II) выражается формулами от Cu0,739O до СuO1,053. Однако часто формулу этого вещества записывают упрощённо в виде CuO, округляя соответствующие индексы до целых чисел.

    Закон объёмных отношений газов Гей-Люссака: «Объёмы газов, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа».

    Закон Авогадро: «В равных объёмах различных газов при одинаковых внешних условиях (давление и температура) содержатся одинаковые числа молекул».

    Этот закон применим для веществ, находящихся только в газообразном состоянии.

    Из молекулярно-кинетической теории газов следует, что при одинаковых внешних условиях расстояния между частицами в сотни раз больше размеров самих частиц. Поэтому объем порции любого газа определяется не размером его молекул, а расстоянием между ними. Именно по этой причине в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

    Следствия из закона Авогадро:

    1. Если числа молекул разных газов одинаковы, то при одних и тех же внешних условиях эти газы занимают одинаковые объёмы.

    Установлено, что любой газ химическим количеством 1 моль, содержащий 6,02∙1023 молекул, при нормальных условиях («н. у.» – температуре 0 оС и давлении 101,325 кПа) занимает объём, равный 22,4 дм3. Этот объём, отнесённый к количеству газа, равному 1 моль, называется молярным объёмом газа при н. у. и обозначается символом :

    = 22,4 дм3/моль.

    Следует помнить, что существует также понятие «молярный объём смеси газов». Эта величина обозначается (газ. смеси) и представляет собой объём смеси газов, сумма химических количеств которых равна 1 моль. Как и молярный объём индивидуального газа, (газ. смеси) равен 22,4 дм3/моль.

    Понятию «молярный объём газовой смеси» соответствует понятие «средняя молярная масса газовой смеси». Эта величина обозначается (газ. смеси) и численно равна отношению массы данной смеси к сумме химических количеств всех находящихся в ней газов:

    (газ. смеси).

    Физический смысл средней молярной массы газовой смеси: она численно равна массе смеси, в которой общее химическое количество газов равно 1 моль.

    2. Плотность газа (ρ) – величина, численно равная отношению его молярной массы к молярному объёму при н. у.:

    ρ(X) =

    Единицы плотности газов – г/дм3, кг/м3 и т. п. Например, плотность кислорода при н. у. равна:

    ρ(O2) =

    Физический смысл плотности газа в том, что она численно равна массе газа объёмом 1 дм3 (н. у.).

    Существует также понятие «плотность газовой смеси». Эта величина обозначается ρ(смеси) и рассчитывается по формуле:

    .

    3. Относительная плотность газа Х по газу Y () – величина, численно равная отношению молярных масс этих газов:



    Относительная плотность одного газа по другому – величина безразмерная.

    Физический смысл относительной плотности газа X по газу Y: она показывает, во сколько раз масса газа X больше массы газа Y, если их химические количества одинаковы:



    Наиболее часто при решении задач используются значения относительных плотностей газов по водороду и по воздуху, которые рассчитываются по формулам:

    и

    4. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций между газами пропорциональны объёмам данных газов.

    Для реакции aA(г) + bB(г) = cC(г) справедливо соотношение:

    V(A) : V(B) : V(C) = a : b : c.

    Закон парциальных давлений газов (закон Дальтона): «Общее давление смеси газов, не вступающих в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений каждого из указанных газов».

    Математическое выражение закона:

    p(cмеси) = p1 + p2 + ∙∙∙∙+ pn,

    где p(cмеси) – общее давление газовой смеси; p1, p2, pn – парциальные давления каждого из газов смеси.

    Парциальное давление газа (от латинского «pars» – часть) – давление, которое оказывал бы данный газ на стенки сосуда, если бы он один занимал весь объём газовой смеси при тех же условиях.

    При решении задач с использованием данного закона необходимо помнить, что парциальное давление данного газа прямо пропорционально его объёмной (φ) или мольной (χ) доле в газовой смеси:

    p1 = φ1 ∙ p(смеси) или p1 = χ1 ∙ p(смеси).

    Закон Бойля – Мариотта: «При постоянной температуре произведение давления данной порции газа и его объёма есть величина постоянная».

    Математическое выражение данного закона:



    где V1 и V2 – объёмы газа при давлениях р1 и р2.

    При решении задач этот закон используется для расчёта объёма газа V2 при давлении р2, если известен объём газа V1 при давлении р1:

    .

    Закон Шарля – Гей-Люссака: «При постоянном давлении отношение объёма данной порции газа к его абсолютной температуре есть величина постоянная».

    Математическое выражение данного закона:

    = const.,

    где где V1 и V2 – объёмы газа при абсолютных температурах T1 и Т2 .

    При решении задач этот закон используется для расчёта значения объёма газа V2 при температуре Т2, если известно значение объёма газа V1 при температуре Т1: .

    Необходимо помнить, что абсолютная температура (Т) связана с температурой (t) соотношением:

    Т = t + 273.

    Объединённый газовый закон (уравнение Клапейрона): «Произведение давления данной порции газа и его объёма, отнесённое к абсолютной температуре газа, есть величина постоянная».

    Математическое выражение закона:

    ,

    где V1 – объём газа при давлении р1 и температуре Т1, а V2 – объём газа при давлении р2 и температуре Т2.

    При решении задач данное уравнение часто используется для расчёта объёма газа (Vo) при нормальных условиях (ро,То) если известно значение объёма (V1) при других условиях (p1, T1):

    , откуда следует, что .

    Уравнение Клапейрона–Менделеева.

    Если химическое количество газа равно 1 моль, то значение дроби является постоянной величиной и называется молярной (или универсальной) газовой постоянной R. Если давление выражается в кПа, а объём газа – в дм3, то R принимает значение, равное 8,314 Дж∙моль–1 ∙ K–1:



    Из уравнений Бойля–Мариотта и Шарля–Гей-Люссака следует, что для газа в количестве 1 моль соотношение будет равно 8,314 Дж ∙ моль-1 ∙ K-1 и при других значениях температуры и давления. С учётом этого для газа химическим количеством 1 моль можно написать: или . Если же количество газа равно n моль, то:

    Учитывая, что , данное уравнение можно записать в виде:

    .

    Это – уравнение Клапейрона – Менделеева. Оно связывает давление газа, его объём, массу, молярную массы, температуру и позволяет вычислить значение любой из входящих в него величин по имеющимся значениям других величин.


      1   2   3   4   5
    написать администратору сайта