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 (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах:
w = (mp/mт) • 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 mэ (эквивалентной массой), выражается в г/моль и равна произведению молярной массы на величину эквивалента:
mэ = 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 mЭ1 и mЭ2 этих веществ:
m1/m2 = mЭ1/mЭ2
Объемы взаимодействующих газообразных веществ прямо пропорциональны их эквивалентным объемам:
V1/V2 =VЭ1/VЭ2
Если первое вещество является твердым или жидким, а второе – газом, то закон эквивалентов можно записать в следующем виде:
m1/V2 = mЭ1/VЭ2
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 ЕхОу 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
mЭ = 1•98 = 98 (г/моль).
Во второй реакцииучаствуют два моля ионов водорода, т.е. эквивалент Н3РО4 равен 1/2, а молярная масса эквивалента mЭ = 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 mЭ = 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.
