Каждое химически чистое соединение молекулярного строения всегда имеет один и тот же постоянный состав, независимо от способа его получения и места нахождения

22 23 24 25 26 27 28

Молекулярно-кинетическая теория газов (МКТ) и выводы из нее.

Дальтониды и бертоллиды.

Химического элемента, химическая формула, ее типы. Степень окисления

АМУ, его постулаты и создатели.

Этапы развития химии.

Охраны окружающей среды, в жизни человека.

В познании природы, развитии техники и промышленного производства,

Интеграция с физикой, электроникой и другими науками. Значение химии

Место химии в системе естественных наук, ее дифференциация и

Супрамолекулярная химия.

Задачи химии. Атомно-молекулярное учение (АМУ). Основные понятия химии.

Вопросы: 1. Химия и материя. Наноструктурный уровень организации материи.

5. Основные понятия химии: вещество, химический элемент, элементарные

частицы, атом, молекула, массы частиц: абсолютные и относительные,

моль и молярные массы атома, молекулы; число Авогадро; Символ атома

(с.о.) и валентность (В), химические реакция и уравнение, схема реакции.

	Раздел 1. Общая химия		Самостоятельная работа
1.1 – 1. Химия - часть естествознания. Атомно-молекулярное учение (АМУ)..	1. Химия и материя. Вещество и поле, их взаимосвязь. Наноструктурный уровень организации материи. 2. Место химии в системе естественных наук, ее специфика и интеграция с физикой и другими науками. Понятия системы, целостности, иерархии в науке, в химии. 3. Основные разделы современной химии. Общая химия как основа системы химических знаний. 4. Периодизации развития химии. 5. АМУ, его постулаты и создатели.		(1) 1. Основные этапы в развитии химии. 2. Наноуровень строе ния материи. Типы наночастиц, структур. 3. Наука как единство знания и деятельности Методы получения научных знаний: гипо теза,наблюдение,опыт, обобщение, теоретиче ское обоснование.

Лекция № 2

Тема: Основные теории и законы химии. Стехиометрия и основные стехиометрические законы химии.

Вопросы: 1. Основные теории и законы химии: АМУ, Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева, теория строения вещества А.М. Бутлерова, стехиометрические законы химии.

2. Понятие стехиометрии.

Основные стехиометрические законы химии:

1) сохранения массы веществ и энергии;

2) постоянства состава и 2 следствия из него;

3) эквивалентов;

4) кратных отношений.

3. Газовые законы (стехиометрические):

5) Авогадро и основные следствия из него;

6) объемных отношений – «химический» закон Гей-Люссака);

7) Бойля-Мариотта и 2 следствия из него;

8) Гей-Люссака;

9) Шарля;

10) Клапейрона – Менделеева – основной (объединенный) закон

идеального газового состояния;

11) Дальтона – парциальных давлений.

Самостоятельная работа:

К основным стехиометрическим законам химии

1. Закон постоянства состава химических соединений (Ж.-Л.Пруст, 1808):

Например, вода, полученная в различных химических реакциях и взятая из разных мест и источников, имеет один и тот же качественный (элементный) и количественный состав, выражаемый единой молекулярной формулой, Н₂О:

и .

Согласно закону постоянства состава индексы в молекулярной формуле вещества, определяющие количества атомов химических элементов, входящих в состав молекулы, всегда постоянны и целочисленны. Подчеркиваем, что этот закон относится только к молекулярным соединениям (дальтонидам).

Исследования в области физики твердого тела и теории реальных кристаллов показывают, что существует много веществ кристаллической структуры с переменным составом. Например, оксид титана в зависимости от давления кислорода может иметь состав от TiO_0,5 до TiO_1,35. Такие соединения были названы бертоллидами в отличие от дальтонидов, в которых закон постоянства состава соблюдается. Соединения с нарушенным стехиометрическим составом, как правило, обладают полупроводниковыми свойствами. Например, Cu₂O_0,9 – является полупроводником с n –типом проводимости.

Количественный состав и свойства бертоллидов, соединений с нарушенным стехиометрическим составом зависят от способа и условий их получения (давление, температура, состав реакционной системы).

2. Закон эквивалентов (И. Рихтер, 1773):

Вещества взаимодействуют между собой и образуются в эквивалентных количествах, т.е. пропорциональных их эквивалентам; при этом массы вступающих в реакцию веществ относятся друг к другу как их эквивалентные массы, т.е.: m(1)/m(2) = М_Э(1)/М_Э(2)

Таким образом, зная массу одного из вступивших в реакцию веществ, можно определить массу другого прореагировавшего вещества, предварительно рассчитав эквивалентные массы обоих веществ.

Для химических реакций с участием газообразных веществ (в условиях, близких к нормальным) закон эквивалентов формулируют несколько иначе:

Отношения масс и молярных эквивалентных масс газообразных веществ пропорциональны отношениям их объемов (V) и молярных эквивалентных объемов (V_Э), т.е.: m(1)/m(2) = М_Э(1)/М_Э(2) = V(1)/V(2) = V_Э(1)/V_Э(2). ___________________________________________________________________

Для понимания закона эквивалентов необходимо ввести основополагающие термины и понятия, позволяющие использовать его.

1. Эквивалент вещества (или элемента в химическом соединении)- это:

а) такое его количество (моль), которое способно взаимодействовать с одним эквивалентом (1 моль атомов) водорода в кислотно-основных, ионообменных реакциях или с одним эквивалентом (1моль) электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

(Это определение эквивалента имеет больший физический смысл, чем следующее, известное (предложенное ИЮПАК), не противореча ему)

б) э квивалент – это условная или реальная частица, способная присоединять, замещать или каким-либо иным образом взаимодействовать с одним атомом водорода в кислотно-основных (ионообменных) реакциях или с одним электроном в окислительно-восстановительных реакциях.

2. В общем случае эквивалент (Э) любого вещества Х (элемента Х) определяют как Э(Х) = 1моль(Х)/ п_Э (Х), где п_Э — число эквивалентов, иначе, число молей эквивалентов, содержащихся в одном моле вещества (или атомов элемента).

Величина, обратная числу эквивалентов) — фактор эквивалентностиf_Э этого вещества (элемента): f_Э = 1/п_Э.

Фактор эквивалентности показывает, какую часть моля вещества (атомов элемента) составляет один эквивалент его.

Таким образом, эквивалент вещества (химического элемента) всегда меньше или равен 1 моль: Э(Х) ≤ 1 моль

3. Важно отметить, что п_Э, число эквивалентов (а значит, и Э, эквивалент) в химическом соединении, определяют различно для вещества (химического

соединения) в целом и какого-либо отдельного элемента в данном химическом соединении:

п_Э (вещества, химического соединения) = n.k,

п_Э (химического элемента) = n,

где n — валентность (степень окисленности) какого-либо химического элемента в данном соединении, k – количество (число) его атомов.

4. В сложном соединпении (состоящем из двух и более элементов) число эквивалентов, а значит, и эквивалент его, и фактор эквивалентности определяют по отношению к какому-либо одному химическому элементу или иону, способному вступать в реакцию,- любому в составе соединения:

п_Э (Мп₂О₇) = п(Мп). К(Мп) = п(О). к(О) = 7. 2 = 14 эквивалентов, Э;

Э (Мп₂О₇) = 1 моль/п_Э = 1/14, моль; f_Э= 1/14 часть моля Мп₂О₇;

п_Э (СаСО₃) = п(Са). к(Са) = п(СО₃^2-). к(СО₃^2-) =2.1 = 2Э,

Э(СаСО₃) = 1 моль/п_Э = ½, моль; f_Э = ½ часть моляСаСО₃.

5. Для одновалентных элементов в химическом соединении значения чисел эквивалентов (п _Э) вещества и химического элемента и, соответственно, их эквиваленты ( и факторы эквивалентности) — совпадают, одинаковы. Для многовалентных (двух- и более-валентных) химических элементов число эквивалентов п_Э (вещества, элемента) больше значения их эквивалента Э (и фактора эквивалентности) и равно числу, обратному их фактору эквивалентности f_Э.

Например: а) в соединении HCl эквивалент хлора Э_Cl = 1 моль и эквивалент хлороводорода Э( HCl) = 1 моль, число эквивалентов и фактор эквивалентности: п_Э (Cl, HCl) = 1эквивалент (Э), f_Э (Cl, HCl) = 1;

б) в соединении Н₂О эквивалент водорода Э (Н) = 1 моль и п_Э (Н) = 1 Э, f_Э (Н) = 1, а эквивалент кислорода Э (О) = моль и эквивалент воды Э (Н₂О) = 1/2 моль, f_Э (О,Н₂О) = ½; п_Э (О,Н₂О) = 2 эквивалента (Э);

в) в соединении Al₂О₃ эквивалент оксида алюминия Э (Al₂О₃) = 1/6 моль, фактор эквивалентности f_Э (Al₂О₃) = 1/6, а число эквивалентов п_Э (Al₂О₃) = 6 Э; эквивалент алюминия Э (Al) = 1/3 моль, f_Э (Al) = 1/3, а п_Э (Al) = 3 Э.

6. При решении задач чаще всего используют понятие молярнаяэквивалентная масса (или кратко - эквивалентная масса) —это масса 1 моль эквивалентов вещества или атомов какого-либо элемента в химическом соединении, в граммах (М_Э, г/моль): М_Э = М × Э = М/ п_Э, = М. f_Э,

где М – молярная масса вещества (химического элемента), г/моль; Э – его эквивалент, моль; п_Э — число эквиалентов, f_Э — фактор эквивалентности.

7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (М_Э)

для разных веществ:

7.1. Для простых одноатомных веществ и для одного химического элемента в сложном веществе: М_Э = М/п = А/п,

где А – атомная масса, n – валентность химического элемента.

Например, М_Э (Al) = 27/3 = 9 г /моль (эквивалентов), М_Э(О) = 16/2 = 8 г/моль;

7.2. Для простых многоатомных (из двух и более атомов) и сложных веществ эквивалентную массу рассчитывают по общей формуле М_Э = М/ п.k,

где М – молярная масса вещества, п – валентность одного, любого, элемента;

k – количество атомов этого элемента в молекуле.

Например, М_Э (О₂) = 32/2.2 = 8, г /моль (эквивалентов), М_Э (N₂) = 28/2.2 = 7, г /моль; М_Э (Al₂О₃) = (27.2 + 16.3)/3.2 = (54 + 48)/6 = 102/6 = 17, г/моль.

7.3. Эквивалентная масса сложного вещества равна сумме эквивалентных масс образующих его химических элементов.

Например, М_Э (Al₂О₃) = М (Al )/п (Al) + М (О )/п (О)= 27/3 + 16/2 = 17 г/моль. При этом f_Э (Al₂О₃)= М_Э (Al₂О₃)/ М (Al₂О₃)= 17 г/моль/102 г/моль = 1/6, Э (Al₂О₃)= 1/6 моль, чи сло эквивалентов п_Э (Al₂О₃) = 6 (6Э в 1 моле вещества Al₂О₃).

7.4. Для вычисления эквивалентных масс сложных веществ разных классов можно использовать следующие формулы (при условии полного замещения соответствующих функциональных групп или атомов, ионов, количество которых указано в формуле индексом; в противном случае, в реакциях неполного замещения, следует учитывать количество прореагировавших групп, атомов, ионов):

7.4.1. Эквивалентная масса оксида:

М_Э (окс) = М (окс) / k. п = М (окс.) / п_Э = М (окс). f_Э,

где М (окс) – молярная масса оксида, k – количество атомов какого-либо одного элемента в составе молекулы оксида, n – валентность этого элемента; п_Э — число эквивалентов, п_Э = k. п эквивалентов Э и f_Э — фактор эквивалентности оксида, f_Э= 1/ п_Э.

Например, М_Э (Мп₂О₇) = (55.2 + 16.7)/7.2 = 222/14 = 15,8 г/моль (эквивалентов).

7.4.2. Эквивалентная масса основания:

М_Э (осн)= М (осн) / k (ОН) = М (осн)/ п_Э,

где М (осн.) – молярная масса, k (ОН) – кислотность основания, т.е. количество гидроксидных групп ОН^- в молекуле основания, равное числу эквивалентов п_Э в случае полного замещения групп ОН^-; при неполном замещении, например, при недостатке кислоты, п_Э равно числу прореагировавших ОН^--групп.

Например, М_Э (Са(ОН)₂) = 74/2 = 37 г/моль – в случае полного замещения обеих групп ОН^-, как в химической реакции: Са(ОН)₂+ 2HCl = СаCl₂ + 2Н₂О.

При замещении одной ОН^-–группы М_Э (Са(ОН)₂) = 74/1 = 74 г/моль –

как, например, в реакции: Са(ОН)₂+ HCl = СаОНCl + Н₂О.

7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:

М_Э (кисл) = М (кисл)/ k (Н)= М (кисл)/ п_Э,

где М (кисл) – молярная масса, k (Н) – основность кислоты, т.е. количество атомов Н в молекуле кислоты, равное числу эквивалентов п_Э кислоты при полном замещении атомов водорода; в случае их частичного замещения – например, при избытке кислоты – п_Э равно числу прореагировавших атомовН).

Например, М_Э(Н₂SO₄) = 98/2 = 49 г /моль, п_Э = 2Э (эквивалентам) – при полном замещении двух атомов водорода: 2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HCl.

При недостатке соли (избытке кислоты) возможна реакция замещения только одного атома водорода: NaCl + H₂SO₄ = NaНSO₄ + HCl,

и тогда М_Э(Н₂SO₄) = 98/1 = 98 г /моль, Э (Н₂SO₄) = 1 моль, п_Э = 1Э.

7.4.4. Эквивалентная масса соли:

М_Э (соли) = М (соли) / k. п,

где М (соли) – молярная масса соли,

k – количество атомов металла в молекуле соли, п – валентность металла.

Например, М_Э (Al₂SO₄)₃) = 342/2. 3 = 57 г /моль.

7.5. Для определения эквивалента (эквивалентной массы) элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Достаточно знать состав соединения данного элемента с любым другим, эквивалентная масса (эквивалент) которого известна, поскольку - по закону эквивалентов.

7.6.Объем, занимаемый при данных условиях молярной эквивалентной массой газообразного вещества, т.е. 1 молем его эквивалентов, называется молярным эквивалентным объемом (или кратко - эквивалентным объемом) этого вещества, V _Э (X) = V_М/k. п = V_М/п_Э(X),

где V_М - объем 1 моля любого газа при н.у., равный 22,4 л (л/моль);

k – количество атомов какого-либо одного элемента в молекуле газа X;

n – валентность этого элемента; п_Э(X) — число эквивалентов газа X (д ля молекулы любого газа, как и для оксидов, п_Э = k. п, эквивалентов (Э).

Например, для газообразных водорода и кислорода: V _Э(Н ₂) = 22,4/2. 1 = 11,2 л, п_Э = 2 эквивалента (Э), Э = ½ моля); V _Э (О₂) = 22,4/2. 2 = 5,6 л (п_Э = 4Э, Э = ¼ моля); для углекислого газа: V_Э(CО₂) = 22,4/4. 1 = 5,6 л/моль (п_Э = 4 Э); для газа ацетилена: V_Э(C₂Н₂) = 22,4/4. 2 = 2,8 л/моль ( п_Э = 8 Э, Э = 1/8 моля).

3. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811):

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (давление, температура) содержится равное количество молекул: V₁/ V₂= п₁/п₂.

3.1. Закон Авогадро постулировал молекулярный состав газов. Известно только шесть газов атомарного строения в обычных, близких к стандартным, условиях – это благородные (или инертные, т.е. нереакционноспособные в таких условиях) газы, составляющие VIII A- подгруппу Периодической системы: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон.

3.2. В законе Авогадро, одном из основных законов идеальных газов и имеющем первостепенное значение для химии, нашел свое объяснение закон объемных отношений (Ж.-Л. Гей-Люссак, 1808): Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых давлении и температуре относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

3.3. Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:

1. Один моль любого газа при одинаковых внешних условиях занимает один и тот же объем, называемый молярным объемом газа, V_М.

При нормальных условиях (273,1 К, 101,3 кПа) V_М= 22,4 л/моль.

2. В 1 моле любого газообразного вещества содержится одинаковое число м олекул, названное числом Авогадро, N_A = 6,022ּ10²³ моль ^–1.

В дальнейшем было установлено, что число Авогадро является фундаментальной физико-химической постоянной: это число структурных единиц - частиц (атомов, молекул, ионов, радикалов, электронов), составляющих 1 моль любого вещества в любом агрегатном состоянии.

3. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых внешних условиях занимает одинаковый объем: N₁/ N₂ = V₁/ V₂.

4. Массы равных объемов двух газов при одинаковых внешних условиях относятся друг к другу как их молярные массы: m₁/m₂=M₁/ M₂.

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа, взятых при одинаковых условиях, называют плотностью первого газа по второму, D₂(1): D₂(1) = m₁/m₂.

Поскольку m₁/m₂=M₁/ M₂, тои М₁/М₂= D₂(1).

Последнее соотношение имеет большое значение, т.к. позволяет определить молярную массу любого газа (М₁) при известной плотности его по отношению к другому газу, умножив ее на молярную массу этого газа:

М₁= М₂. D₂(1).

Обычно плотность газа определяют по отношению к водороду (М(Н₂) = 2,016 г/моль,) или воздуху (М(возд) = 29 г/моль - это значение считают средней молярной массой воздуха, т.к. воздух является смесью газов):

М₁= 2,016. D_Н(1) или М₁ = 29. D_ВОЗД,(1).

4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона).

В условиях, отличных от нормальных, объем (V) любого известного количества (п) или массы (m) газа может быть рассчитан из уравнения Менделеева–Клапейрона — выражения объединенного (универсального) закона идеального газового состояния Менделеева–Клапейрона:

отсюда V = m.R.T/ M. р = n.R.T/p,

где V – объем (л, дм³, 10^{-3 м3}). р – давление (Па, атм., мм рт.ст.), Т — абсолютная температура (К), m – масса (г), М – молярная масса (г/моль), п= – количество (моль) газа;

R – молярная газовая постоянная, R = 8,314 (кПа. л/(моль.К) или Па. м³ /(моль. К)); 0,082 атм. л/(моль. К); 62,34 л. мм рт.ст./(моль. К).

Закон Менделеева–Клапейрона называют объединенным (универсальным), т.к. он устанавливает общие для идеальных и разреженных реальных газов и важнейшие зависимости: а) объема и давления газа от температуры,

б) количеств разных газов и числа частиц в них от их объемов,- связывая частные газовые законы Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля и Авогадро.

Лекция № 3

Тема: Периодический Закон и Система химических элементов Д.И.Менделеева.

Вопросы: 1.Структуры современных вариантов таблицы Периодической Системы.

2. ПС: история открытия, попытки классификации элементов до

Менделеева, причины неудач.

Самостятельная работа:

2. Варианты форм Периодической Системы.

Лекции №№ 4, 5

Тема: Строение вещества.

I. Строение атома.

Вопросы: