Краткое изложение теоретических вопросов.

Химический элемент – это определённый вид атомов, характеризующийся одинаковым положительным зарядом ядра.

Химический знак – это определённый символ.

Простые вещества – это вещества образованное атомами одного химического элемента.

Аллотропия – образование одним химическим элементом нескольких простых веществ.

Сложные вещества, или химические соединения, - это вещества, образованные атомами разных элементов.

Химическая формула – это выражение состава вещества при помощи химических знаков (качественный состав) и индексов (количественный состав).

Химические реакции – это процессы, при которых одни вещества превращаются в другие.

Уравнения реакции – это способ написания, дающий представление о проходящих в процессе реакций качественных и количественных изменениях.

Химическим уравнением называют условную запись химической реакции с помощью химических формул и коэффициентов.

Закон постоянства вещества в формулировке французского учёного

Ж. Пруста: всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Относительная молекулярная масса (М r) вещества – это безразмерная величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы углерода-12.

Количество вещества (n) - это число структурных частиц этого вещества (атомов, молекул, электронов, ионов и др.), заключённых в данном образце.

В Международной системе единиц (Си) за единицу количества вещества принят моль.

Моль – количество вещества, которое содержит столько частиц (атомов, молекул, ионов и др.) сколько содержится атомов углерода в 0,012 кг. (12г.) ¹²₆С, примерно 6*10²³ частиц.

Величина 6*10²³ моль^-1 относится к фундаментальным физическим постоянным и называется постоянной Авогадро (N _А).

Молярная масса (М) – величина, равная отношению массы вещества (m) к соответствующему количеству вещества (n). М = m: n

Молярная масса численно совпадает с относительной молекулярной массой (Мr).

Стехиометрические законы

Стехиометрия - раздел химии, изучающий массовые или объемные соотношения между реагирующими веществами.

Закон сохранения массы веществ (Ломоносов, 1748г., Лавуазье, 1777г.): Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

В ходе химических превращений атомы не исчезают и не возникают, поэтому число атомов до и после реакции остается неизменным, а значит, не изменяется общая масса продуктов реакции.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Для этого необходимо записать формулы веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов 9 реакции (справа), например, HgO →Hg + O₂, а затем подобрать коэффициенты для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаковым: 2HgO→ 2Hg + O₂.

В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и возможности образования побочных продуктов масса целевого продукта обычно меньше теоретически рассчитанной.

Выходом реакции (w) называют отношение реальной массы продукта (m_p) к теоретически возможной (m_т), выраженное в долях единицы или в процентах:

w = (m_p/m_т) • 100%.

Пример. Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при сливании растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 18,0 г сульфата натрия?

Решение.

BaCl₂ + Na₂SO₄ BaSO₄ ↓ + 2NaCl

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке. Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

 

Обозначим количество Na₂SO₄ через X.

208 г (1моль) BaCl₂ реагирует с 132 г (1 моль) Na₂SO₄;

20,8 г –– с Х г

X = (20,8•132)/208 = 13,2 г Na₂SO₄

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl₂ израсходуется 13,2 г Na₂SO₄, а дано 18,0 г. Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl₂, взятому в недостатке.

Определяем количество выпавшего осадка BaSO₄.

208 г (1 моль) BaCl₂ образует 233 г (1 моль) BaSO₄;

 20,8 г –– Y г

Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г

Закон постоянства состава (Пруст, 1801г.): Каждое чистое соединение независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же состав.

Например, вода может образоваться в результате окисления кислородом водорода или метана, а также при взаимодействии кислот с основаниями, однако ее состав - Н₂О - остается постоянным.

2H₂ + O₂ → 2Н₂О;

CH₄ + 2O₂ → 2Н₂О + CO₂;

NaOH + HCl → Н₂О + NaCl

Из этого закона следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях. Например, соотношение масс меди и серы в сульфиде меди CuS равно соотношению их атомных масс:

m(Cu):m(S) = A(Cu):A(S) = 64:32 = 2:1.

Поэтому чтобы получить CuS, необходимо смешать медь и серу в массовых отношениях 2:1. Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке. Так, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию.

Закон кратных отношений (Дальтон, 1803г.): Если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Например, соотношение масс азота и кислорода в молекулах оксидов азота N₂O, N₂O₃, N₂O₄ и N₂O₅, относятся между собой как 5:4:3:2:1.

Оксидыазота N₂O, NO,N₂O₃NO₂N₂O₅

m (N)/ m (O) 14/8 7/8 4,7/8 3,5/8 2,8/8

n 5 4 3 2 1

Закон Авогадро (1811г.): В равных объемах различных газов при одинаковой температуре и давлении содержится одно и то же число молекул, т.е. объемы газов прямо пропорциональны их количествам.

Следствия: 1) при одинаковых условиях равные количества разных газов занимают равные объемы,

2) при нормальных условиях (н.у.) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. 11

Пример. Какой объем водорода выделится при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?

Mg + 2HCl →MgCl₂ + H₂

Решение.

При растворении 24 г (1 моль) Mg в HCl выделится 22,4 л (1 моль) H₂;

при растворении 4,8 г Mg – Х л H₂.

X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода.

Для количественных расчетов в химии введено понятие эквивалента.

Эквивалент элемента (Э) – это такое его количество (в молях), которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает один моль атомов водорода в химических реакциях.

Масса одного эквивалента элемента или сложного вещества называется молярной массой его эквивалента m_э (эквивалентной массой), выражается в г/моль и равна произведению молярной массы на величину эквивалента:

m_э = М Э

Для газообразных веществ используется понятие эквивалентного объема – объема, занимаемого одним эквивалентом газа при нормальных условиях.

Эквивалентные объемы газообразных водорода и кислорода при н.у. равны, соответственно, 11,2 и 5,6 л.

Закон эквивалентов: Массы реагирующих веществ m1 и m2 прямо пропорциональны эквивалентным массам m_Э1 и m_Э2 этих веществ:

m₁/m₂ = m_Э1/m_Э2

Объемы взаимодействующих газообразных веществ прямо пропорциональны их эквивалентным объемам:

V₁/V₂ =V_Э1/V_Э2

Если первое вещество является твердым или жидким, а второе – газом, то закон эквивалентов можно записать в следующем виде:

m₁/V₂ = m_Э1/V_Э2

Для реакций, протекающих в растворах, выполняется следующее соотношение:

Сн₁∙V₁ = Сн₂∙V₂,

 где Сн₁ и Сн₂ – молярные концентрации эквивалента веществ в растворах, моль/л;

V₁ и V₂ – объемы растворов веществ.

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных

масс эквивалентов составляющих его частей.

Формулы расчета эквивалентных масс (Мэ) основных веществ (М – молярная

масса, Е – элемент, Х – кислотный остаток)

оксиды Е_хО_у Мэ = mэ(Е) + mэ(О) = mэ(Е) + 8

кислоты HnX Мэ = М/n

основания Е(OH)n Мэ = М/n

соли ЕnXm Мэ = mэ(Е) + mэ(X) = M/n m

Пример. Определите молярную массу эквивалента Н3РО4 в следующих

реакциях:

Н₃РО₄ + NaОН → NaН₂РО₄ + Н₂О

Н₃РО₄ + 2NaОН → Na₂НРО₄ + 2Н₂О

Н₃РО₄ + 3NaОН → Na₃РО₄ + 3Н₂О

Решение.

В первой реакции происходит замещение на натрий одного моля

ионов водорода в ортофосфорной кислоте, и ее эквивалент равен единице, а

молярная масса эквивалента

m_Э = 1•98 = 98 (г/моль).

Во второй реакцииучаствуют два моля ионов водорода, т.е. эквивалент Н₃РО₄ равен 1/2, а молярная масса эквивалента m_Э = 1/2•98 = 49 (г/моль). В третьей реакции

моль кислоты соответствует трем молям ионов водорода, т.е. эквивалент

Н₃РО₄ равен 1/3 моля, а молярная масса эквивалента m_Э = 1/3•98 = 32,7

(г/моль).

Вопросы для самоконтроля:

1.Основные законы химии.

2. Предмет и задачи химии.

3.Значение неорганической химии в подготовке будущего фармацевта.

4.Химия и охрана окружающей среды.

5.Роль отечественных и зарубежных ученых в развитии химии.

6.Основные понятия химии.

7.Количественные отношения в химии: относительная атомнаяи относительная

молекулярная массы, количество вещества, молярная масса и молярный объем.

8.Закон Авогадро и следствие из него.

9.Газовые законы.

Задания для самостоятельного выполнения:

1. Выучите основные понятия и термины по теме.

2. Письменно ответьте на вопросы и выполните задания:

1)Какие величины могут быть указаны около химического знака? Ответ запишите в виде схемы и продемонстрируйте на конкретном примере. Схематически покажите, что выражает химическая формула, дайте пояснение к схеме.

2)Рассчитайте массовую долю водорода и серы, укажите массовое соотношение элементов в молекуле сероводородной кислоты. Определите массу сульфата алюминия количеством вещества 0,2 моль.

3)Определите молярную массу эквивалента металла, зная, что для полного растворения 8,16 г этого металла потребовалось 20 г серной кислоты, молярная масса эквивалента которой 49 г/моль.

4) Определите эквивалент и молярную массу эквивалента тригидроксида

алюминия в реакциях:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + ЗН₂О

Al(OH)₃ + 2HCl = AlOHCl₂ + 2Н₂О

Al(OH)₃ + HCl = Al(OH)₂Cl + Н₂О

5)Сколько моль воды содержится в одном её литре?Сколько молекул воды содержится в 1 л. воды?

6)Сколько литров и килограммов оксида углерода (IV) получится при сгорании 5 моль октана?

7)Сколько литров воздуха потребуется для сжигания 50 л. пропилена (н.у.)?

8)Вычислите во сколько раз пропан легче или тяжелее воздуха? Какова масса 1 л. пропана  при нормальных условиях.

9) Для веществ, формулы которых произвести расчеты и заполнить таблицу:

Формула вещества	Молярная масса (М), г/моль	Масса вещества (m), г	Количество вещества (n), моль	Число молекул или формульных единиц (N)	Объем газа при н.у. (V), л
NH3					2,24
CuSO4			0,2
SO2		6,4
O2					11,2
NaNO3				6,02×1021

Доклады и рефераты на темы:

· «Атомно-молекулярное учение»;

· «Великие ученые мира, внесшие вклад в развитие науки химии»;

· «История возникновения науки химии»;

 

Список рекомендуемой литературы:

1. Пустовалова Л.М., Никанорова И.Е.Неорганическая химия. Ростов-н/Д. Феникс, 2005

2. Бабков, А.В. Общая и неорганическая химия [Текст]: учебник / А.В. Бабков, Т.И. Барабанова, В.А. Попков. – М.: ГЭОТАР-Медиа, 2014. – 384 с.

3. Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. – Ростов н/Д, Феникс, 2007

Тема 1.2.«Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева. Строение атома».

Содержание учебного материала: Открытие Периодического закона.Современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева в свете теории строения вещества.Малые и большие периоды, группы и подгруппы периодической системы.Электронное строение атомов элементов.

Основные понятия и термины по теме: Периодический закон, периодическая система, период, группа, электронная оболочка, электронное облако, электронная конфигурация атома.

Методические рекомендации:

При изучении темы необходимо рассмотреть периодический закон Д.И. Менделеева и пользуясь таблицей химических элементов проследить закономерность изменения свойств элементов в отдельных группах и периодах. Обратите внимание на строение энергетических уровней атома. Запомните порядок заполнения уровней и подуровней атома электронами.