Файл: Химия наука о строении, свойствах веществ, их превращениях и сопровождающих явлениях.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 22.11.2023
Просмотров: 115
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
Химия. Экзамен.
1) Предмет и задачи общей и аналитической химии. Место химии в системе наук.
- Химия— наука о строении, свойствах веществ, их превращениях и сопровождающих явлениях.Перед современной химией стоят три главные задачи. Во-первых, основополагающим направлением развития химии является исследование строения вещества, развитие теории строения и свойств молекул и материалов. Важно установление связи между строением и разнообразными свойствами веществ и на этой основе построение теорий реакционной способности вещества, кинетики и механизма химических реакций и каталитических явлений. Вторая задача — осуществление направленного синтеза новых веществ с заданными свойствами. Здесь также важно найти новые реакции и катализаторы для более эффективного осуществления синтеза уже известных и имеющих промышленное значение соединений. В-третьих — анализ. Эта традиционная задача химии приобрела особое значение. Оно связано как с увеличением числа химических объектов и изучаемых свойств, так и с необходимостью определения и уменьшения последствий воздействия человека на природу.
Аналити́ческая хи́мия — раздел химии, изучающий химический состав и отчасти структуру веществ; имеет целью определение химических элементов или групп элементов, входящих в состав веществ. Предмет её как науки — совершенствование существующих и разработка новых методов анализа, поиск возможностей их практического применения, исследование теоретических основ аналитических методов.
Место в системе наук:
Химия изучает вещества, их состав и строение, превращения веществ, условия осуществления этих преобразований, средства практического использования веществ и химических реакций. Без химических реакций сегодня невозможно представить научную картину мира, ведь окружающий мир - это прежде всего мир веществ неорганических и органических, постоянно взаимодействуют и принимают участие в различных типах преобразований, которые являются основой многих явлений природы. Она так же, как физика, ботаника, зоология, геология, изучает природу, весь окружающий мир - различные вещества и явления.
Химические превращения веществ самовольно происходят в природе. Во время фотосинтеза в зеленых растениях углекислый газ и вода постоянно превращаются в органические вещества с выделением кислорода. Этот кислород в процессе дыхания живых организмов поглощается, окисляя в них органические вещества, в результате чего в атмосферу выделяется углекислый газ. Так химические превращения веществ обеспечивают жизнь на Земле.
Однако подавляющее большинство природных веществ, прежде чем стать продуктами потребления человеческого общества, подвергается химической переработки на заводах. Добыча металлов из руд, производство синтетических материалов, переработка каменного угля, нефти, природного газа, древесины, горных пород - все это сложные химические процессы, осуществляемые на производстве с целью извлечения полезных продуктов.
2) Основные газовые законы.
- Поведение идеальных газов описывают следующие законы: 1) при постоянной температуре изменение объема газа обратно пропорционально изменению давления (закон Бойля - Мариотта); 2) при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально изменению абсолютной температуры (закон Шарля - Гей-Люссака); 3) при постоянных температуре и давлении изменение объема прямо пропорционально изменению количества вещества (закон Авогадро). Эти законы можно представить в виде одного уравнения состояния идеального газа PV = nRT, где Р - давление газа (Па), V - его объем (м3), Т - абсолютная температура (К), n - число молей газа, R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/K*моль (R = 0,08206 л*атм/К*моль, если P измеряют в атмосферах, V - в литрах, n - в молях, T - в кельвинах). Если два газа смешать при постоянных температуре и давлении, то объем смеси будет равен сумме объемов газов, ее составляющих; при постоянном объеме давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь (закон парциальных давлений, установленный Дальтоном). Парциальное давление - это давление компонента идеальной газовой смеси, которое он оказывал бы, если бы один занимал объем всей смеси. Мольная доля одного из компонентов газовой смеси - это та часть всех молекул газа, которую составляют молекулы данного компонента. Для любого газа в смеси
Газы, поведение которых строго следует приведенному выше общему уравнению, называются идеальными. К ним близки инертные и другие газы, имеющие очень низкую температуру кипения (например, водород, кислород и азот). Газы с высокой температурой кипения, такие, как диоксид углерода, подчиняются законам идеальных газов весьма приближенно. Представленные выше газовые законы основываются на допущении, что молекулы (или атомы) газа не имеют объема и не взаимодействуют друг с другом. Первое предположение не очень далеко от реальности, поскольку газ занимает значительно больший объем, чем жидкость такой же массы (объем жидкости есть мера объема ее молекул). Второе допущение тоже представляется разумным, поскольку, если бы молекулы газа достаточно сильно взаимодействовали, произошла бы конденсация. Если газ заключить в замкнутый сосуд, то его давление будет определяться энергией молекул, бомбардирующих стенки. Поскольку молекулы всех газов при одинаковой температуре обладают одинаковой кинетической энергией (температура - мера этой энергии), равные количества молекул будут оказывать одинаковое давление на стенки сосуда независимо от того, какому газу они принадлежат. А.Авогадро предположил, что занимаемый газом объем тоже определяется только числом молекул, а не их природой, и он тем больше, чем
ниже давление или выше температура, но не зависит от размера или массы молекул газа как таковых, поскольку они очень малы. Между числом молекул и объемом газа существует следующее количественное соотношение: один моль любого газа содержит 6,022*10 23 молекул и при нормальных условиях (0° С и 760 мм рт. ст.) занимает объем 22,4 л
3) Основные понятия химии. Закон постоянства состава. Закон эквивалентов. Молярная масса эквивалентов. Молярный объем эквивалентов.
- Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801—1808гг.) — любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии.
Закон постоянства состава не выполняется для бертоллидов (соединений переменного состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный. Например, состав оксида железа(II) записывают в виде FeO (вместо более точной формулы Fe1-xO).
Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях. Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.
Рассмотрим реакцию взаимодействия гидроксида алюминия с серной кислотой:
2Al(OH)3+3H2SO4= Al2(SO4)3+6H2O.
Из уравнения следует, что 2 моль Al(OH)3 взаимодействует с 3 моль H2SO4, при этом образуется 1 мольAl2(SO4)3 и 6 моль H2O. Таким образом, количество моль реагентов и продуктов (пропорциональное стехиометрическим коэффициентам в уравнении) обычно неодинаково.
Теперь рассмотрим число моль эквивалентов веществ, участвующих в данной реакции. 6 Моль эквивалентов
Al(OH)3 взаимодействует с 6 моль эквивалентовH2SO4, при этом образуется 6 моль эквивалентовAl2(SO4)3 и 6 Моль эквивалентовH2O. Таким образом, количество моль эквивалентов реагентов и продуктов всегда одинаково.
| | Al(OH)3 | | H2SO4 | | Al2(SO4)3 | | H2O |
| Количество вещества n(B), моль | 2 | ≠ | 3 | ≠ | 1 | ≠ | 6 |
| Эквивалентное число z | 3 | | 2 | | 6 | | 1 |
| Количество эквивалентов n(1/zB),моль | 6 | = | 6 | = | 6 | = | 6 |
Для химической реакции, записанной в общем виде:
aA + bB = cC + dD,
где A, B– реагенты, C, D– продуты,
а,b,c,d – стехиометрические коэффициенты;
справедливо равенство:
n(1/z А) = n(1/zB) = n(1/z С) = n(1/zD) (8)
Это выражение (8) является математической записью закона эквивалентов.
Число моль эквивалентов вещества можно рассчитать через массу т(В) вещества В:
n(1/zB) =
(9)или объем V(B) газообразного вещества В:
n(1/zB) =
(10)Закон эквивалентов дает возможность производить расчеты без уравнения реакции. Кроме того, из закона эквивалентов можно вывести еще одну формулу для расчета молярной массы эквивалента оксида:
М(1/z оксида) = М(1/z элемента) + М(1/z О) = М(1/z элемента) + 8 (11)
Эквивалент – это часть молекулы (атома) вещества, равноценная в химической реакции одному атому или иону водорода или одному электрону. Соответственно, молярная масса эквивалента вещества – это масса одного моль эквивалентов вещества, равноценная в химической реакции массе 1 моль атомов или ионов водорода или количеству электронов 1 моль.
Расчет молярной массы эквивалента вещества осуществляется по следующим правилам:
1.Химические элементы.
Мэ = М / n
Где Мэ – молярная масса эквивалента элемента, М – молярная масса элемента, n - валентность.
2.Кислоты и основания.
Мэ = М / n
Где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, М – молярная масса вещества, n – основность кислоты или кислотность (количество групп ОН) основания.
3.Соли и оксиды.
Мэ = М / (N * n)
Где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, М – молярная масса вещества, N – количество катионов в формуле, n – формальный заряд катиона.
4.Окислители и восстановители.
Мэ = М / n
Где Мэ – молярная масса эквивалента вещества, М – молярная масса вещества, n – количество электронов, присоединяемое одной молекулой окислителя или отдаваемое одной молекулой восстановителя.
Молярная масса одного итого же вещества может рассчитываться по – разному, в зависимости от его химических свойств.
Для экспериментального определения молярной массы эквивалента вещества необходимо найти массу данного вещества, равноценную в химической реакции молярной массе эквивалента другого известного вещества.
4) Квантово-механическая модель атома. Строение ядер и электронных оболочек.
- Недостатком постулатов Бора является то, что с точки зрения классической механики, электрон рассматривал как некоторую вращающуюся частицу, а 3-й постулат не соответствовал законам классической механики.
В начале XX в. французский физик Луи-Де-Брайлле предложил формулу, согласно которой каждая частица имеет волновые свойства:
λ=h/nV,
λ – длина волны. m – масса частицы,V – скорость движения, h – постоянная планка (h=6,6*10-34 Дж*с).
Для макромира эта формула не имеет особого значения, а для микрочастиц эффекты, связанные с их волновой природой, во многих случаях описывают поведение частиц с достаточно большой точностью.