 |
Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.
|
|
|
|
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Методические указания к практическим занятиям по курсу общей химии для студентов химических и нехимических специальностей дневной и вечерней форм обучения
Нижний Новгород
Составители: А.Л.Галкин, Т.В.Сазонтьева, Г.А.Паничева, О.Н.Ковалева, Ю.В.Батталова, Ж.В.Мацулевич
УДК 54 (07)
Основные законы химии: метод. указания к практ. занятиям по курсу общей химии для студентов химических и нехимических специальностей дневной и вечерней форм обучения/ НГТУ; сост.: А.Л.Галкин и др.Н.Новгород, 2006 - 16 с.
Методические указания включают краткое теоретическое введение, примеры решения задач, задания для текущего контроля знаний и описание лабораторных работ по теме.
Научный редактор Ю.М.Тюрин
Редактор Э.Б.Абросимова
Подп. к печ. 24.01.06 Формат 60х84 1/16. Бумага газетная. Печать офсетная. Печ.л. 1,0. Уч.-изд.л.1,0.Тираж 800 экз. Заказ.
__________________________________________________________
Нижегородский государственный технический университет.
Типография НГТУ. 603600, Н.Новгород, ул.Минина, 24.
ÓНижегородский государственный
технический университет, 2006
Химия – это одна из естественных наук. Она имеет дело со свойствами веществ в зависимости от их состава, строения и внешних условий. Изучение химии – это изучение законов, управляющих превращением веществ друг в друга. Химические реакции сводятся к взаимодействию самых внешних электронных оболочек атомов, в результате чего образуются новые химические связи, при этом исходные вещества (реагенты) исчезают, а новые вещества (продукты) образуются. Результатом химической реакции может быть изменение состава, структуры или заряда реагирующих частиц, при этом химическая природа атомов (заряд их ядра) не изменяется.
|
|
|
В химии принято выделять три основных типа реакций:
1.Реакции обмена. Происходит изменение состава молекул за счет обмена ионами:
BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4 + 2NaCl
2.Окислительно-восстановительные реакции. Изменяются степени окисления атомов или заряд ионов за счет перехода электронов от частицы-восстановителя к частице-окислителю:
Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu
3.Реакции изомеризации. Происходит изменение структуры молекул. В результате у вещества появляются новые физические и химические свойства:
CH2=CH-CH2-CH3 ® CH3-CH-CH-CH3
ОСНОВНЫЕ ТЕРМИНЫ И ПОНЯТИЯ
Современные теоретические представления в химии базируются на атомно-молекулярном учении, в рамках которого вводятся некоторые понятия и величины.
АТОМ – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, сохраняющая свойства химического элемента.
ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – это совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд атомного ядра. Заряд ядра атома равен его порядковому номеру в периодической системе элементов и определяет его местоположение.
МОЛЕКУЛА – Это наименьшая электрически нейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. Молекулы могут содержать от одного (инертные газы) до многих тысяч атомов (органические молекулы).
ИОН – это заряженная частица, представляющая собой атом или группу химически связанных друг с другом атомов с избытком (анионы:SO42-, Cl-, ClO4-) или недостатком (катионы: Na+, Ca2+, NH4+) электронов.
СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ – это частицы, содержащие ненасыщенные (одноэлектронные) связи (-CH3, -NH2, -H)
Сила, с которой два атома удерживаются вместе в составе молекулы определяет прочность химической связи, а энергия, необходимая для ее разрыва, называется энергией химической связи. Ее величина изменяется от 80 до 800 кДж/моль.
|
|
|
ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА – это символическая запись, характеризующая качественный и количественный состав химического соединения и отражающая количественные соотношения между атомами разных элементов, образующих данную частицу. Химическая формула достоверно отражает количественный состав веществ, у которых преобладает ковалентная связь (Cl2, H2, H2O). Для веществ с большой долей ионной связи и веществ металлоидного типа количественные соотношения между атомами в формуле носят усредненный характер и не отражают реального состава.
АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ (а.е.м.). Атомная единица массы определяется как 1/12 часть массы атома углерода в ядре которого содержится 6 протонов и 6 нейтронов. 1а.е.м. = 1,66·10-27кг. Условно можно считать массы протона и нейтрона одинаковыми и равными (приблизительно) 1 а.е.м. В химии чаще пользуются относительными атомными массами химических элементов (Ar). Это отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Относительная атомная масса является величиной безразмерной.
МОЛЬ – это единица количества вещества. 1 моль содержит столько же структурных единиц (атомов, ионов, молекул), сколько содержится атомов в 12 граммах углерода (изотоп 12С) Число атомов в 12 граммах углерода легко рассчитывается как отношение массы 1 моль (молярной массы) к массе 1 атома углерода:
Na = 12 г/моль /1,993·10-23г = 6,022·1023моль-1.
Число Na является одной из фундаментальных констант и носит название постоянная Авогадро (число Авогадро).
ПРИМЕР: 1 моль электронов содержит 6,022·1023моль-1 структурных единиц (электронов), каждый из которых имеет заряд 1,606·10-19 Кл. Таким образом, заряд 1 моль электронов является константой и называется число Фарадея (F)
F = 6,022·1023моль-1· 1,606·10-19Кл = 96713 Кл/моль.
МОЛЯРНАЯ МАССА (М) – это масса 1 моль вещества. Она численно равна отношению массы вещества к количеству его моль (М = m /n) и измеряется в г/моль или кг/кмоль. Численное значение молярной массы, измеренное в г/моль совпадает по величине с молекулярной, атомной и формульной массой данного вещества.
ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА (Mr) – это отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода (изотоп 12С). Поскольку химические формулы чаще всего отражают лишь формальный количественный состав соединения, то правильнее говорить о ФОРМУЛЬНОЙ МАССЕ ВЕЩЕСТВА, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в соединение, с учетом числа атомов каждого из элементов в формуле.
|
|
|
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
Среди множества законов, на которые опирается химия можно выделить ряд основных. Это законы, сформулированные в рамках атомно-молекулярного учения. К ним относят закон сохранения массы, законы постоянства состава, кратных и объемных соотношений, закон Авогадро. Эти законы называют стехиометрическими, поскольку именно они положены в основу всех количественных расчетов масс и объемов веществ, принимающих участие в химических превращениях.
ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.
Сохранение массы вещества в химических реакциях объясняется тем, что при химических превращениях атомы не разрушаются и не образуются. Таким образом, при постоянстве их массы и количества, массы веществ до и после реакции должны быть одними и теми же.
ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА
Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.
Данный закон строго применим только для веществ молекулярного типа. Большинство соединений с атомной или ионной структурой имеют переменный состав в следствии ненасыщаемости их химических связей.
Из закона постоянства состава химических веществ следует, что они вступают во взаимодействие друг с другом в строго определенных массовых соотношениях или эквивалентных количествах.
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
Массы реагирующих друг с другом веществ пропорцианальны их эквивалентам или эквивалентным массам:
m1 /m 2 = Э1/Э2.
Из закона следует, что при любом химическом взаимодействии один эквивалент вещества всегда реагирует с одним эквивалентом другого вещества.
|
|
|
Химический эквивалент (n) элемента или соединения – это такое его количество, которое может провзаимодействовать (реально или формально) с 1 моль атомов водорода или заместить его в химических реакциях.
Единицей химического эквивалента является моль. 5
ПРИМЕР:
n (H2) = 1/2 моль; n (О2) = 1/4 моль; n (СО) =1/2 моль; n (СО2) = 1/4 моль
Эквивалентная масса (Эm, г/моль ) – это масса одного эквивалента вещества. Эквивалентная масса элемента или соединения рассчитывается по формуле: Э = М · n, где М – молярная масса элемента или соединения, n – химический эквивалент этого элемента или соединения.
ПРИМЕР: Э m (Н2) = 2 г/моль · 1/2 моль = 1 г.
Э m (О2) = 32 г/моль · 1/4 моль = 8 г.
Э m (SiO) = 28 г/моль · 1/2 моль = 14 г.
Э m (SiO2) = 44 г/моль · 1/4 моль = 11 г.
Э m (Cr2O3) = 152 г/моль · 1/6 моль = 25,3 г.
Эквивалентный объем (Эv, л/моль ) – это объем, занимаемый одним эквивалентом газообразного вещества. Эквивалентный объем газа находят умножением молярного объема газа на его эквивалент.
ПРИМЕР: Э v (Н2) = 22,4 л/моль · 1/2 моль = 11,2 л.
Э v (О2) = 22,4 л/моль · 1/4 моль = 5,6 л.
Э v (Сl2) = 22,4 л/моль · 1/2 моль = 11,2 л.
Таким образом, эквивалент составляет некоторую часть моля или равен ему, а эквивалентная масса равна такой же части молярной массы или равна ей. Эквивалентный объем равен такой же части молярного объема или равен ему.
Для расчетов в окислительно-восстановительных реакциях используется понятие окислительно-восстановительного эквивалента (redox эквивалент). Это такое количества элемента или соединения, которое может отдать или присоединить 1 моль электронов.
Химический эквивалент KМnO4 = 1 моль, а его окислительно-восстановительный эквивалент непостоянен и зависит от числа электронов, присоединяемых в окислительно-восстановительной реакции.
ПРИМЕР: РЕАКЦИЯ REDOX ЭКВИВАЛЕНТ
MnO4- +8H+ +5e = Mn2+ +4H2O 1/5 моль
MnO4- + 2 H2O +3е = MnO2 + 4OH- 1/3 моль
MnO4- + е = MnO42- 1 моль
На количественное соотношение реагирующих веществ в уравнениях химических реакций указывают стехиометрические коэффициенты, стоящие перед символом веществ: 3H2 + N2 = 2NH3. Стехиометрические коэффициенты могут указывать на соотношение взаимодействующих частиц (атомов, молекул, ионов) или их молей.
ЗАКОН АВОГАДРО
В равных объемах любых газов, находящихся при одинаковых температуре и давлении, содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро следует, что 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.
При нормальных условиях (н.у.) (Т =273К или 00С и Р =101325 Па или 1 атм или 760 мм.рт.ст.) этот объем называется молярным (V m) и равен 22,4 л.
|
|
|
