Файл: Лекции Основные понятия и законы химии.docx

Дополнительный материал к лекции «Основные понятия и законы химии»

для самостоятельной работы студента (СРС)
Современная химия является одной из естественных наук и представляет собой систему отдельных научных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, радиохимии, космохимии и др.

Химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Окружающий нас мир представлен материей, которая имеет две формы существования: вещество и поле.

Вещество – это материальное образование, состоящее из элементарных частиц, имеющих собственную массу или массу покоя.

Поле – это материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие материальных частиц. Оно не является непосредственным объектом химии и проявляется прежде всего энергетическими характеристиками.
Центральным объектом химии как науки являются вещества и их превращения.

Основные понятия химии

Объектами изучения химии являются вещества и их мельчайшие частицы – молекулы и атомы.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атомы – составные части молекул.

Химический элемент – совокупность атомов c одинаковым зарядом ядра. Если соединяются друг с другом атомы одного и того же элемента, то образуются простые вещества. Простые вещества являются формой существования химических элементов в свободном виде. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ. Это могут быть металлы (Na, Mg, Al, Bi и т.д.); неметаллы (H₂, N₂, Br₂, Si т.д.); молекулярные (O₂, O₃, H₂, Cl

---

₂) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода; иод (I₂) и т.д.

Сочетание атомов различных элементов дает сложные вещества, которые могут иметь постоянный состав (стехиометрические соединения, или дальтониды) или меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения, или бертоллиды).

Моль – это единица измерения количества вещества, содержащая столько молекул, атомов или других структурных единиц, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Количество вещества (моль) можно рассчитать по формуле:  = m / M = N / N_A (моль),


Молярная масса вещества (М, г/моль) – масса 1 моль вещества.

M = m / ν

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Число Авогадро (N_A) – число структурных единиц, содержащееся в 1 моль вещества, N_A = 6,0210²³ моль^-1. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным.
Пример:

Сколько молекул содержится в 6,4 г оксида серы (IV)?

Решение:
Молярная масса оксида серы (IV) М(SО₂) = 64 г/моль.

Определяем количество моль вещества в 6,4 г оксида серы (IV):

n(SО₂) = m(SО₂) / M(SО₂) = 6,4г / 64г/моль = 0,1 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро N_А:

N(SО₂) = n(SО₂) · N_А = 0,1· 6,02· 10²³ = 6,02· 10²²

Ответ: В 6,4 г оксида серы (IV) содержится 6,02· 10²² молекул.

Основные законы химии
I. Газовые законы. Газообразное состояние вещества характеризуется давлением (Р), температурой (Т) и объемом (V).

1. Закон Бойля-Мариотта. Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление данной массы газа обратно пропорционально его объему:

P₁ / P₂ = V₂ / V₁ или PV = Const.

2. Закон Гей-Люссака

В соответствии с законом Гей-Люссака, давление газа прямо пропорционально абсолютной температуре:

P₁ / Т₁ = Р₂ / Т₂ или P / Т = Const.

3. Объем, давление и температура газа связаны объединенным газовым законом: .

4. Закон Авогадро

---

: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Следствие 1. 1 моль любого газа при нормальных условиях (Р₀ = 101325 Па и Т₀ = 273 К) занимает объем 22,4 л (V_М – молярный объем).
Следствие 2 Массы двух одинаковых объемов различных газов при одинаковых условиях будут относиться как их молярные массы: (относительная плотность первого газа по второму).

5. Уравнение Менделеева-Клапейрона: ,

где R – универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/мольК). Численно равна работе расширения одного моля идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1 К. Термин впервые введён в употребление Д.И. Менделеевым в 1874 г.

6. Закон Дальтона. По закону Дальтона парциальное давление газа в смеси равно тому давлению газа, которым обладал бы данный газ, если бы при той же температуре он занимал объем всей газовой смеси.

Р_общ. = Р₁ + Р₂ + … + Р_n.

Парциальным давлением газа называется та часть общего давления газовой смеси, которая приходится на долю данного газа.

II. Закон сохранения массы веществ. Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в процессе реакции. Закон впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 году (в 1789 году независимо от Ломоносова установлен французским химиком А. Лавуазье) и экспериментально подтвержден в 1756 году.

III. Закон постоянства состава веществ. Все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения.

Закон сформулирован Жозефом Луи Прустом в 1808 году и справедлив только для веществ с молекулярными кристаллическими решетками.

IV. Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Закон сформулирован Дж. Дальтоном в 1803 году и связан с существованием переменных валентностей химических элементов.

---

V. Закон эквивалентов. Вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам:

ν₁ = ν₂ (ν – число эквивалентов).

Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции эквивалентна (т.е. химически равноценна) одному иону Н⁺, а в окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.

Молярная масса эквивалента (М_Э) – масса одного моля эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х М_Э = fM (f – фактор эквивалентности). Молярная масса эквивалента имеет размерность «г/моль-экв».

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента(V_mЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента. Размерность «л/моль-экв». 

Число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции, называется фактором эквивалентности (f_Э).Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. f_Э ≤ 1.

Формулы расчета фактора эквивалентности приведены в таблице 1.

Число в знаменателе дроби, равное числу принимаемых (отдаваемых) протонов или электронов называют числом эквивалентности – z. Число эквивалентности (эквивалентное число) z показывает, какое число эквивалентов вещества условно «содержится» в одной формульной единице этого вещества.   z ≥ 1. 

Фактор эквивалентности  связан с числом эквивалентности следующим соотношением: fэ = 1/z.
Таблица 1. Расчет фактора эквивалентности 

Частица	Фактор эквивалентности	Примеры
Элемент	, где В(Э) – валентность элемента
Простое вещество	, где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле), В(Э) – валентность элемента	fЭ(H2) = 1/(21) = 1/2; fЭ(O2) = 1/(22) = 1/4; fЭ(Cl2) = 1/(21) = 1/2; fЭ(O3) = 1/(32) = 1/6
Оксид	, где n(Э) – число атомов элемента (индекс в химической формуле оксида), В(Э) – валентность элемента	fЭ(Cr2O3) = 1/(23) = 1/6; fЭ(CrO) = 1/(12) = 1/2; fЭ(H2O) = 1/(21) = 1/2; fЭ(P2O5) = 1/(25) = 1/10
Кислота	, где n(H+) – число отданных в ходе реакции ионов водорода (основность кислоты)	fЭ(H2SO4) = 1/1 = 1 (основность равна 1) или fЭ(H2SO4) = 1/2 (основность равна 2)
Основание	, где n(ОH–) – число отданных в ходе реакции гидроксид-ионов (кислотность основания)	fЭ(Cu(OH)2) = 1/1 = 1 (кислотность равна 1) или fЭ(Cu(OH)2) = 1/2 (кислотность равна 2)
Соль	, где n(Ме) – число атомов металла (индекс в химической формуле соли), В(Ме) – валентность металла; n(А) – число кислотных остатков, В(А) – валентность кислотного остатка	fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(23) = 1/6 (расчет по металлу) или fЭ(Cr2(SO4)3) = 1/(32) = 1/6 (расчет по кислотному остатку)
Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях	, где   – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления	Fe2+ + 2  Fe0 fЭ(Fe2+) =1/2;   MnO4– + 8H+ + 5    Mn2+ + 4H2O fЭ(MnO4–) = 1/5
Ион	, где z – заряд иона	fЭ(SO42–) = 1/2

---

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у солей: а) ZnCl₂, б) КНСО₃, в) (MgOH)₂SO₄.

Решение: Для расчетов воспользуемся формулами, приведенными в таблице 1.1.

а) ZnCl₂ (средняя соль):

. 

f_Э(ZnCl₂) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl₂ является частица 1/2ZnCl₂.

б) КНСО₃ (кислая соль): 

. 

f_Э(КНСО₃) = 1, поэтому эквивалентом КНСО₃ является частица КНСО₃.

в) (MgOH)₂SO₄ (основная соль): 

. 

f_Э((MgOH)₂SO₄ ) = 1/2, поэтому эквивалентом (MgOH)₂SO₄ является частица 1/2(MgOH)₂SO₄.

 

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).

Молярный объем эквивалента(V_mЭ)газообразного вещества равен произведению фактора эквивалентности на молярный объем. При н.у. получаем:



 

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов

---