Основные количественные законы химии.

Лекция №1

Основные понятия и законы химии

1. Список рекомендуемой литературы.

2. Предмет химии. Химические системы.

3. Основные химические понятия.

4. Количественные характеристики атома и молекулы.

5. Основные количественные законы химии.

Список литературы.

Основная: 1. Коровин Н.В. «Общая химия»; 2. Глинка Л.Н. «Общая химия».

Дополнительная:» 1.Угай Я.А. «Общая и неорганическая химия»; 2. Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия»; 3. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под ред. Ю.А. Ершова и др. 4. Ложниченко О.В. Экологическая химия; 5. Химия окружающей среды / под ред. Т. И. Хаханиной.

2. Предмет химии. Химические системы. Система – тело или группа тел, фактически или мысленно выделенная из окружающей среды.

Превращения веществ и сопровождающие их явления – сущность химической формы движения материи, которая определяется взаимодействием электронных оболочек атомов и молекул, – это предмет изучения химии.

Химическая система – это система, в которой происходят химические превращения.

Химия – наука о составе, строении, свойствах, превращениях веществ и явлениях, их сопровождающих.

Современная химия представляет систему многих наук: общей, неорганической, физической, органической, аналитической, коллоидной, электрохимии, биохимии и т.д.

3. Основные химические понятия. Все вещества можно разделить на чистые вещества и смеси веществ. Большинство веществ окружающего нас мира состоит из смесей. Смеси характеризуются переменным составом. Например, воздух – смесь различных газов. Смеси могут быть однородными во всем своем объеме и неоднородными. Однородные смеси (системы) называют гомогенными от греческого «homos» – равный, одинаковый. Каждый компонент гомогенной системы распределен в объеме другого в виде молекул, атомов или ионов. Примеры гомогенных смесей – это растворы. Они могут быть жидкими или твердыми (кристаллическими).

Неоднородные смеси (системы) иначе называются гетерогенными от греческого «heterogenes» – разнородный. Такие системы можно разделить на гомогенные составляющие. Пыльный воздух, грязная вода, различные минералы – все это гетерогенные смеси.

Гомогенную часть гетерогенной системы называют фазой. Фаза – это часть гетерогенной системы, однородная по своему составу, строению и свойствам и отделенная от других фаз системы поверхностью раздела.

Все смеси, в конечном счете, можно разделить на чистые вещества. Чистое вещество – это однородное вещество определенного химического состава. Чистые вещества подразделяются на простые и сложные вещества. Простое вещество состоит из одного вида атомов (кислород, азот, графит и т.д.). В свою очередь, вид атомов с определенными свойствами – это химический элемент.

Нельзя путать понятия простого вещества и химического элемента из-за аллотропии. Аллотропия – (от греческого «allos» - другой и «tropos» -способ, образ) – это существование одного и того же химического элемента в виде нескольких простых веществ. Например, и графит и алмаз состоят из атомов углерода, но по-разному соединенных между собой. А молекулы кислорода и озона состоят из разного числа атомов кислорода – из двух и трех соответственно. Аллотропные видоизменения (модификации) характерны для серы, фосфора и многих других элементов.

Сложные вещества состоят из различных химических элементов. Общее название, объединяющее и простые и сложные вещества – химическое соединение.

Каждое чистое вещество обладает набором свойств, которые позволяют опознать его и отличить от других. Среди этих свойств различают физические и химические. Физические свойства не связаны с изменением химической природы данного вещества. К ним относятся: цвет, плотность, температуры плавления, кипения, замерзания, электро- и теплопроводность и др. Все вещества существуют в трех агрегатных состояниях: газ, жидкость, твердое тело. Переходы из одного агрегатного состояния в другое – пример физических превращений материи.

Химические превращения, сопровождающиеся изменением химического состава и строения веществ называются химическими реакциями. А химические свойства определяют способность вещества вступать в различные реакции. Вкус и запах вещества, тесно связанные с его химической природой, также считаются химическими свойствами.

Основные количественные законы химии.

1. Закон сохранения массы и энергии. Сформулировал в 1760 году М.В. Ломоносов. Сейчас закон звучит так: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.

Количественно соотношение между массой и энергией выражается уравнением Альберта Эйнштейна (1905): E=mc² (1), где Е – энергия, m – масса, с – скорость света в пустоте, с = 3×10⁸ м/с.

Химические реакции всегда сопровождаются энергетическими эффектами, а значит, и изменением массы. Однако в обычных химических реакциях (в отличие от термоядерных) изменение массы составляет 10^-8 – 10^{-9 г} и не учитывается.

Благодаря открытию закона сохранения массы, с конца 18 века в химии стали применяться количественные методы исследования, то есть изучался количественный состав веществ и был установлен ряд законов.

2. Закон постоянства состава. Каждое химическое соединение имеет определенный и постоянный состав, независящий от способа его получения. Закон был установлен в начале 19-го века в результате научной полемики между французскими химиками Клодом Луи Бертолле и Жозефом Луи Прустом. Пруст считал, что отношения между элементами, входящими в соединение, должны быть постоянными. Бертолле полагал, что состав химических соединений является переменным.

Закон постоянства состава позволил установить количественные соотношения, в которых соединяются между собой химические элементы. Эти соотношения были получены и систематизированы, главным образом, Джоном Дальтоном. Таким образом, закон сыграл важную роль в развитии химии и сейчас сохраняет свое значение. Однако, в 1912 – 1913 гг Николай Семенович Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава, которые он назвал бертоллидами. К бертоллидам относятся многие кристаллические соединения: оксиды, карбиды, нитриды и т.д.

Соединения постоянного состава Курнаков предложил называть дальтонидами.

3. Закон кратных отношений. Установлен Джоном Дальтоном в 1803 г и гласит: если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то массы одного элемента, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа. Массовые соотношения С:О в оксидах СО₂ и СО равны 12:32 и 12:16. Следовательно, массовое отношение кислорода, связанного с постоянной массой углерода в СО₂ и СО равно 2:1.

На базе этого закона Дальтон ввел понятие относительной атомной массы. Относительная атомная масса (Ar) элемента - отношение массы его атома к 1/12 части массы атома¹²С.

4. Закон эквивалентов. Установлен немецким химиком Иеремией Вениамином Рихтером (1792-1800). Все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах.

Эквивалент (Э) – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в О-В реакциях.

Обозначив валентность, как «В», получим: Э = 1/В.

Моль эквивалентов содержит 6,023×10²³ эквивалентов. Молярная масса эквивалента (М_э) – г/моль. М_э=f_эМ, где f_э – фактор эквивалентности, а М – молярная масса.

Фактор эквивалентности – это число, показывающее какая часть реальной частицы эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в О-В реакции.

Например, фактор эквивалентности серной кислоты f_э(H₂SO₄) = 1/2, значит М_э(H₂SO₄) = 1/2×98 = 49 г/моль.

Молярные массы эквивалентов сложных веществ рассчитываются по формулам: М_э (оксида) = М/nB; М_э (кислоты) = М/ осн.кисл.; М_э (основания) = М/кисл.осн.; М_э (соли) = М/ nB, где n – число атомов элемента, В – его валентность.

Эквивалентный объем (V_э) – это объем, занимаемый при данных условиях 1 эквивалентом газообразного вещества.

Последние два закона, которые мы рассмотрим, называют «газовыми» или «законами идеальных газов».

5. Закон объемных отношений. Его сформулировал в 1808 г. французский химик Жозеф Луи Гей-Люссак. При неизменных внешних условиях (температуре и давлении) объемы вступивших в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам полученных газообразных продуктов как небольшие целые числа.

При синтезе воды из простых веществ: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О, это отношение равно: 2: 1: 2. Закон Гей-Люссака был очень важен для развития химии, так как опровергал господствующее на тот момент представление (по Дальтону) об исключительно атомарном строении веществ. Так называемая атомистика Дальтона была дополнена учением о молекулах.

Закон объемных отношений нашел объяснение в гипотезах итальянского физика Амедео Авогадро (1811). Первая из них стала одним из основных законов идеальных газов, имеющих первостепенное значение для химии.

6. Закон Авогадро. В равных объемах всех газов при неизменных температуре и давлении содержится равное число молекул. В одном моле содержится 6,023×10²³ молекул. При стандартных условиях (это температура 0⁰С (273К) и давление 10⁵ Па) моль газа занимает 22,4 л. Последняя величина называется молярным объемом газа V_M.

Вторая гипотеза Авогадро: молекулы простых газообразных веществ, таких как кислород, водород, азот, хлор и т.д., состоят из двух атомов. Обе гипотезы получили опытное подтверждение в газовой химии.

Закон Авогадро позволяет рассчитать плотность газа r₀ при стандартных условиях по формуле:

r₀ = М/V_M = M/22,4. (2)

На основании (2) можно определить молярную массу газа:

М = V_Mr₀ = 22,4r₀. (3)

Молярную массу неизвестного газа M_x можно рассчитать, исходя из молярной массы известного газа M_y и отношения плотностей газов r_x/r_y (относительной плотности газа D):

M_x = M_y r_x/r_y = M_y D. (4)

Молярную массу газа в условиях, отличных от стандартных, можно определить по уравнению Клайперона-Менделеева:

Pv = (m/M)RT, (5)

Где m- масса газа; М – молярная масса R – молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/мольК, p – давление; V – объем газа, Т – абсолютная температура (по Кельвину).

Итак, раздел химии, изучающий количественный состав веществ называется стехиометрией. Стехиометрические законы химии – постоянства состава, эквивалентов и кратных отношений – были сформулированы для молекулярной формы вещества. Поэтому, для веществ с немолекулярным строением (которых большинство!) требуют специальных оговорок.

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: