Студопедия  
Главная страница | Контакты | Случайная страница

АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатика
ИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханика
ОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторика
СоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансы
ХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника

Тема 1. Основные понятая и законы химии

Читайте также:
  1. B.Подзаконы
  2. CУЩНОСТЬ ОРГАНИЗАЦИИ, ЕЕ ОСНОВНЫЕ ПРИЗНАКИ
  3. E) законы, указы, имеющие силу закона, указы, распоряжения.
  4. E) законы, указы, имеющий силу закона, указы, распоряжения.
  5. E) экономические законы и развитие экономических систем
  6. I Кислотно-основные свойства.
  7. I Кислотные и основные свойства
  8. I. Определить основные критерии качества атмосферного воздуха.
  9. I. Основные
  10. I. Основные богословские положения

Сопровожденного пояснениями.

1.1 Основные положения.

1.1.1 Основные понятия и законы химии. Материя. Химический элемент, атом,

молекула. Атомная масса, молекулярная масса. Моль – мера количества вещества,

молярная масса.

Материя – это объективная реальность, обладающая свойством движения. Все существующее есть различные виды движущейся материи. Материя существует независимо от сознания человека. Материя существует либо в виде вещества, либо в виде поля. Химический элемент – это совокупность атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. Атом – мельчайшая (химически неделимая) частица химического элемента,сохраняющая все его химические свойства. Молекулой называется наименьшая частица вещества, которая может существовать самостоятельно, обладает химическими свойствами данного вещества и состоит из атомов одного или нескольких химических элементов. Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C. Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C. Моль – это количество вещества системы, содержащее столько структурных единиц

данного вещества (молекул, атомов, электронов, ионов и т. д.), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода 12C. Молярная масса - это масса одного моля вещества, то есть числа Авогадро молекул (6,02 • 1023).

Законы химии:

Важнейший закон природы – закон сохранения массы и энергии – говорит о

вечности материи, о ее переходе из одной формы в другую как о форме движения:

В изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. То есть происходит

превращение одного вида материи в другой. Изолированной системой является та система, у которой нет обмена с окружающей средой ни массой, ни энергией.

Между массой и энергией существует взаимосвязь согласно уравнению Энштейна:

Е = mc2.

Закон постоянства состава гласит:

Соотношение масс элементов, формирующих данное соединение, постоянно и не

зависит от способа получения этого соединения. Независимо от того, каким способом получено вещество СаО, оно имеет постоянный состав: один атом кальция и один атом кислорода образуют молекулу оксида кальция СаО.

Закон кратных отношений подтверждает атомное строение вещества:

В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических

соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в

этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким

образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных

пропорциях. Законы постоянства состава и кратных отношений не носят всеобщего характера и не всегда справедливы. Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO1,46-1,56 и TiO1,9-2,0), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С20Н42 и С21Н44).

Закон объемных отношений справедлив для реакций, в которых присутствую

газообразные вещества: Объемы газов, участвующих в акте химического взаимодействия, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Закон Авогадро звучит как:

Одинаковые объемы любых газов, взятых при одной температуре и одинаковом

давлении, содержат одно и тоже число молекул. Именно из этого законы вытекает такое понятие количества вещества. Следствием закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р0 =101,3 кПа и Т0=298 К) объем, равный 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом и обозначают как Vm. Следовательно, количества вещества можно также рассчитать и по формуле:

n (вещества) = VVm

Для газообразных элементов используется понятие эквивалентного объема (Vэ), под

которым понимают объем, занимаемый одним эквивалентом вещества. Для простых

веществ, являющихся двухатомными газами (Н2, Сl2, Br2 и т.д.), при н.у. он равен 22.4/2 = 11,2 л. Как и молярную массу эквивалента, эквивалентный объе можно рассчитать по

формуле: Vэ = Vm·fэ

Введение в химию понятия «эквивалент» позволило сформулировать закон,

называемый законом эквивалентов:

Отношение масс (объемов) взаимодействующих друг с другом или образующихся в

результате реакции веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объемам). При решении некоторых задач удобно пользоваться другой формулировкой закона: массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам.

1.1.2 Эквивалент, молярная масса эквивалентов простых и сложных веществ.

Фактор эквивалентности. Закон эквивалентов. Закон и следствие из закона Авогадро.

Закон объемных отношений.

Эквивалентом (Э) называют то количество вещества, которая может замещать,

присоединять или обмениваться на один моль атомов водорода (или ½ моль атомов

кислорода) в ионно-обменных реакциях или соответствует одному молю электрону в

окислительно-восстановительных реакциях. Эквиваленты обычно находят по данным

анализа соединений, или на основании результатов протекания химических реакций.

Эквивалент измеряется в молях.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Следует учитывать, что эквивалент одного и того же вещества может меняться в зависимости от того, в какую реакцию оно вступает. Эквивалент элемента также может быть различным в зависимости от вида соединения, в состав которого он входит. Эквивалентом может являться как сама молекула или какая-либо другая формульная единица вещества, так и ее часть.

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О) = МЭ(элемента) + 8

 

МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка) = 1 + МЭ(кислотного остатка)

 

МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН) = МЭ(Ме) + 17

 

МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).

Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента (из гомоядерных молекул) [1][2], в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде[1][3]; или, иначе говоря, элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества[3]. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ[2].

 

В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть металлами (Na, Mg, Al, Bi и др.) и неметаллами (H2, N2, Br2, Si и др.) [2].

Еще до создания атомно–молекулярного учения было установлено, что простые и сложные вещества вступают в химические реакции в строго определенных массовых соотношениях.

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях.Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.е. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.

Закон Авогадро звучит как:

Одинаковые объемы любых газов, взятых при одной температуре и одинаковом

давлении, содержат одно и тоже число молекул. Именно из этого законы вытекает такое понятие количества вещества. Следствием закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р0 =101,3 кПа и Т0=298 К) объем, равный 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом и обозначают как Vm. Следовательно, количества вещества можно также рассчитать и по формуле:

n (вещества) = VVm

Для газообразных элементов используется понятие эквивалентного объема (Vэ), под

которым понимают объем, занимаемый одним эквивалентом вещества. Для простых

веществ, являющихся двухатомными газами (Н2, Сl2, Br2 и т.д.), при н.у. он равен 22.4/2 = 11,2 л. Как и молярную массу эквивалента, эквивалентный объе можно рассчитать по

формуле: Vэ = Vm•fэ

Следствия закона:

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm. Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона:

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять частичный вес[2] тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d — удельный вес[3] его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха, принимаемого за единицу, но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицу удельный вес водорода. Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём через С, мы из формулы имеем с другой стороны m = dC. Так как удельный вес пара определяется легко, то, подставляя значение d в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.

Элементарный анализ, например, одного из полибутиленов указывает, в нём пайное отношение углерода к водороду, как 1 к 2, а потому частичный вес его может быть выражен формулой СН2 или C2H4, C4H8 и вообще (СН2)n. Частичный вес этого углеводорода тотчас определяется, следуя закону Авогадро, раз мы знаем удельный вес, т. е. плотность его пара; он определен Бутлеровым и оказался 5,85 (по отношению к воздуху); т. е. частичный вес его будет 5,85 · 28,9 = 169,06. Формуле C11H22 отвечает частичный вес 154, формуле C12H24 — 168, а C13H26 — 182. Формула C12H24 близко отвечает наблюдаемой величине, а потому она и должна выражать собою величину частицы нашего углеводорода CH2.

 

1.2 Примеры задач, представленных в билетах.

1.2.1 Запишите уравнения реакций взаимодействия гидроксида висмута (III) с

бромоводородной кислотой, в результате протекания которых образуются следующие

соединения висмута: а) бромид висмута (III); б) бромид гидроксовисмута (III); в) бромид

дигидросковисмута (III). Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалентов Bi(OH)3

в каждой из этих реакций.

1.2.2 Из 15,4 грамм двухвалентного металла образуется 21,54 грамм его оксида.

Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида. Чему равна молярная и

атомная масса этого металла?

1.2.3 Неизвестный двухвалентный металл массой 4,08 грамм вытесняет из раствора

кислоты водород объемом 1,4 литра (н.у.). Этот же металл такой же массы полностью

реагирует с солью свинца массой 20,707 грамм. Определить неизвестный металл и

вычислить значение молярной массы эквивалента соли свинца.

1.2.4 Исходя из молярной массы кремния и угольной кислоты, определите

абсолютную массу атома кремния и молекулы угольной кислоты в граммах в граммах.

1.2.5 Сколько молей и молекул содержится в 100 граммах молекул водорода и 100

граммах молекул кислорода? 100 мл водорода и 100 мл кислорода?

1.2.6 Какой объем кислорода потребуется для сгорания 6 литров аммиака, если

продуктами реакции являются газообразные азот и вода? Каково соотношение объемов

образующихся газов?




Дата добавления: 2015-01-29; просмотров: 41 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав




lektsii.net - Лекции.Нет - 2014-2024 год. (0.013 сек.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав