- Преподавателю
- Химия
- Курс лекций по разделу Общая и неорганическая химия-1курс, 1семестр
Курс лекций по разделу Общая и неорганическая химия-1курс, 1семестр
Раздел | Химия |
Класс | - |
Тип | Конспекты |
Автор | Горяева Н.П. |
Дата | 26.09.2015 |
Формат | zip |
Изображения | Есть |
Раздел 1.
Общая химия.
Тема 1. 1 Основные химические понятия и законы.
Цели: - знать формулировки основных законов общей химии;
- уметь применять законы в практической деятельности.
Химия - наука, изучающая свойства и превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и строения.
Вещество - это конкретный вид материи, обладающий определенными физическими и химическими свойствами, состав которого может быть выражен химической формулой.
Химической реакцией называется процесс превращения одних веществ в другие.
Способность вещества участвовать в тех или иных химических реакциях характеризует его химические свойства.
Простое вещество состоит из атомов одного и того же химического элемента.
Химические соединения состоят из атомов нескольких элементов.
Атомно - молекулярное учение
Атомы - мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.
Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
Другими словами, атом - это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.
В настоящее время известно 117 химических элементов, из которых 92 встречаются в природе.
Абсолютное большинство различных веществ состоит из молекул.
Молекула - наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.
Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы: ~ 10-27 - 10-25 кг. В химии пользуются относительными значениями масс атомов (Ar, где r - «относительный», от англ. relative).
Относительная атомная масса - это масса атома, выраженная в атомных единицах массы. За атомную единицу массы принята 1/12 часть массы атома нуклида :
1 а.е.м. = .
Относительная атомная масса - величина безразмерная.
Соответственно, относительная молекулярная масса Mr вещества - это масса его молекулы, выраженная в а.е.м.
Единицей измерения количества вещества (n) является моль.
Моль - количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С.
Число атомов NA в 0,012 кг углерода, или в 1 моль, легко определить следующим образом:
.
Величина NA называется постоянной Авогадро.
Валентность химического элемента - это его способность к образованию химических связей. Она определяется электронной конфигурацией атомов элементов и в первом приближении количественной мерой валентности может служить число неспаренных электронов. Например, кислород (электронная формула атома О 1S22S22P4) имеет на 2p - атомных орбиталях 2 неспаренных электрона и является 2-валентным. Азот (электронная формула N 1S22S22P3) является 3-валентным. Соответственно эти элементы образуют соединения Н2О и NH3.
Степень окисления - понятие формальное. Это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов. Можно сказать и иначе: степень окисления - электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары, которыми он связан с другими атомами в соединении, были смещены к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, были между ними поделены. Следовательно, степень окисления выражает величину электрического заряда (в единицах заряда электрона) и основывается на предположении о принадлежности электронов каждой связи в молекуле или ионе более электроотрицательным атомам.
Основные стехиометрические законы химии
Стехиометрия - раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами.
Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Закон постоянства состава: всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.
Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой.
В 1748 г. М. В. Ломоносов высказал теоретически, а затем в 1756г. экспериментально обосновал закон сохранения массы веществ, который в настоящее время формулируется так: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Позже французский химик Лавуазье, изучив некоторые реакции окисления металлов, пришëл к тем же выводам, что и Ломоносов, и независимо от него сформулировал этот закон в 1789 г.
С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего - их количество остаëтся неизменным до и после реакции. Поскольку атомы имеют постоянную массу и их количество в результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остаëтся постоянной.
Превращения веществ почти всегда сопровождаются поглощением или выделением энергии. При этом изменяются массы ядер элементов, следовательно, можно сказать, что в природе проявляется один общий закон - закон сохранения массы и энергии.
В 1905г. А Эйнштейн предложил формулу:
Е = mc2,
где Е - энергия;
m - масса;
c - скорость света в вакууме (коэффициент пропорциональности), равная 3•108 м/сек.
Современная формулировка закона сохранения массы и энергии такова: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.
Часто неправильно интерпретируют закон взаимосвязи массы и энергии, утверждая, что масса превращается в энергию. Масса является свойством материи, мерой еë инерции так же, как и энергия - мера еë движения. И поэтому масса и энергия неотделимы от материи, но они не эквивалентны и не превращаются друг в друга.
Итак, закон сохранения массы веществ и энергии - это две стороны единого закона природы: вечность материи и еë движений.
Закон постоянства состава
Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав - такова формулировка закона постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801г.). Рассмотрим в качестве примера воду: она содержит кислород и водород. По массе в воде содержится водорода 11,19 %, кислорода 88,81 %. Воду можно получить различными способами:
2Н2 + О2 = 2Н2О,
NaOH + HCl = H2O + NaCl,
Cu(OH)2 = H2O + CuO.
Во всех случаях чистая вода, независимо от способа получения, имеет приведенный выше состав.
Последующее развитие химии показало, что существуют соединения как постоянного, так и переменного состава. По предложению академика Н. С. Курнакова первые назвали дальтонидами (в память английского физика и химика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле). Состав дальтонидов можно представить в виде простых формул с целочисленным стехиометрическими индексами, например, H2O, HCl, CH4, C6H6.
У бертоллидов состав выражается дробными стехиометрическими индексами. Так, оксид титана (II) TiO в действительности имеет состав от TiO0,7 до TiO1,3, в составе TiO2 изменяется от TiO1,9 до TiO2,0 (в зависимости от условий синтеза). Бертоллиды распространены среди оксидов, гидридов, сульфидов, нитридов, карбидов, силицидов и других кристаллических неорганических соединений.
В связи с этим в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение. Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способов получения. Состав же соединений с номенклатурной структурой зависит от условий получения (например, состав оксида титана (II) - от температуры и давления кислорода, применяемого при их синтезе).
Надо учитывать изотопный состав элементов: обычная вода, например, содержит 11,19 % водорода, а тяжелая вода - 20 % дейтерия.
Контрольные вопросы.
-
Назвать основные положения атомно-молекулярной теории.
-
Сформулировать закон сохранения массы и энергии.
-
Назвать основные положения теории химического строения вещества.
-
Дать современную формулировку Периодического закона.
-
Сформулировать закон постоянства состава.
-
Как называются соединения переменного и постоянного состава?
-
Сформулировать закон Авогадро и его следствие.
-
Понятие вещества. Что такое химический элемент? Сколько их известно?
-
Что называется относительной атомной массой? Указать относительные атомные массы Н, AI, Zr.
-
Что называется относительной молекулярной массой? Вычислить молекулярные массы хлора, аммиака, этана.
-
Что такое молекулярный объëм газа? Какова его размерность?
-
Сколько молей атомов хлора содержится в 20,8 г этого вещества? (Ответ: 0,4 моля).
-
Вычислить массу 6,02 • 1023 молекул оксида углерода (IV). (Ответ: 44,01 г.)
-
Сколько молей атомов кислорода содержится в 1 моле серной кислоты? (Ответ: 4 моля атомов кислорода).
-
Сформулировать понятие валентности. Какую валентность (по числу двухцентровых двухэлектронных связей) можно приписать центральному атому следующих соединений: BeH2, CO2, NH4+, BH4-?
-
Сформулировать понятие степени окисления. Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: KMnO4, H2MnO4, MnO2, K2Cr2O7, K3[Fe(CN)6], K[AI(OH)4], [Ni(NH3)6]CI2.
-
Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 г металла окисляется 0,680 л кислорода, условия нормальные. (Ответ: 137,4; Ba).
-
Найти простейшую формулу вещества, содержащего 43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода. (Ответ: Na2CO3)..
-
Смешано 7,3 г хлороводорода с 4 г аммиака. Сколько граммов хлорида аммония образуется? Сколько и какого газа останется после реакции? (Ответ: 10,7; 0,6 NH3).
-
Вычислить процентное содержание каждого из элементов в соединениях: а) Mg(OH)2; б) Fe(NO3)3; в) H2SO4; г) (NH4)2SO4.