Материал: Основные понятия и законы в курсе химии учебное пособие
●Химический элемент – определённый вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
●Изотопы – разновидность атомов одного и того же химического элемента, имеющих одинаковый заряд ядра (одинаковое число протонов) и разную массу (разное число нейтронов).
●Аллотропия – способность химического элемента образовывать несколько простых веществ, различных по строению и свойствам.
●Простые вещества – вещества, образованные из атомов одного химического элемента.
●Сложные вещества – вещества, образованные атомами разных химических элементов.
●Закон постоянства состава веществ – состав вещества не зависит от способа получения и имеет всегда постоянный качественный и количественный состав (Ж. Пруст).
2H2 + O2 = 2H2O
NaOH + HCl = NaCl + H2O
NH4Cl + NaOH = tNaCl + NH3↑ + H2O
CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O
Следовательно, в H2O на 1 весовую часть водорода приходится
8 весовых частей кислорода, где w(H)=11,11%; w(O)=88,89%
Современные достижения химии показали, что это утверждение справедливо только для веществ молекулярного состава (дальтонидов).
Отметим, что среди веществ молекулярного строения не обладают постоянным составом полимеры. Их степень полимеризации зависит от условий и способа осуществления реакции. Наряду с дальтонидами существуют вещества с переменным составом (бертоллиды), их состав изменяется в зависимости от условий проведения реакции и не отвечает целочисленным, стехиометрическим отношениям. Как правило, такие вещества имеют атомную, ионную или металлическую кристаллическую решётку.
Зависимость состава, структуры и свойств вещества от способа получения является теоретической основой получения материалов с заданными свойствами.
●Химическая формула отражает состав вещества с помощью символов химических элементов и индексов, указывающих число атомов данного элемента в составе молекулы. Различают несколько видов химических формул, примеры которых представлены в таблице 1.
●Молекулярная формула отражает число атомов каждого химического элемента в молекуле. Молекулярная формула описывает состав вещества только с молекулярным строением.
●Эмпирическая формула (простейшая) отражает простейшее соотношение между числом атомов разных химических элементов в веществах немолекулярного строения (с атомной или ионной структурой).
6
Эмпирическими формулами можно отобразить состав веществ и молекулярного строения. Отметим, что эмпирическая формула таких веществ может совпадать с их молекулярной формулой.
●Структурная формула отражает порядок соединения атомов в молекуле и число связей между атомами. В структурных формулах каждая черточка – это пара электронов, обеспечивающая ковалентную связь между атомами.
|
Виды химических формул вещест в |
|
|
|
|
Таблица 1 |
||||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||||||
Название |
Молекулярная |
Эмпирическая |
Ст рукт урная |
Графическая |
||||||||||||||||||||||
вещест ва |
формула |
формула |
|
формула |
|
|
|
формула |
|
|||||||||||||||||
Хлороводород |
|
HCl |
HCl |
|
|
|
H−Cl |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
Уксусная |
|
|
|
(CH2O)р, |
|
|
|
H |
|
|
|
C |
O |
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||
CH3COOH |
H |
|
|
C |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
кислота |
где р=2 |
|
|
|
|
|
O |
|
|
H |
|
|
|
|
|
|||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||||
|
|
|
|
|
|
H |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Сульфат |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
+ − |
|
|
O |
|
|
|
|
Na2SO4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Na O |
S |
||||
натрия |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
+ − |
O |
||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Na O |
|
|
|||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
Фосфорная |
|
H3PO4 |
H3PO4 |
|
H |
|
|
|
|
|
O |
|
|
|
|
O |
|
|
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||
кислота |
|
|
H |
|
|
|
|
O |
|
|
P |
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
H |
|
O |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
●Графическая формула, как и структурная, отражает порядок соединения частиц в формуле вещества немолекулярного строения и число связей между
ними.
Количественные характеристики вещества, используемые в расчётах, таковы.
● Количество вещества (ν или n, выражается в молях) определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.) этого вещества.
● Моль – это единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода, состоящего только из изотопа 12С. Любое вещество количеством 1 моль содержит 6,02·1023моль–1 структурных единиц данного вещества. Число частиц 6,02·1023моль–1 называется числом Авогадро и обозначается NA: NA = 6,02·1023моль–1.
Например: 1 моль атомов меди = 6,02·1023 атомов Cu;
1 моль молекул Cl2 = 6,02·1023 молекул Cl2;
1 моль ионов SO42– = 6,02·1023 ионов SO42– и т.д. Для расчёта количества вещества используются формулы:
7
|
v = |
M |
; v( |
. .) |
|
= |
Vm |
; v = |
NA |
; v = |
Qрm |
; |
|
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
ра |
|||||||||
v( − |
|
|
|
для газов |
|
|
|
р− |
ра |
− ) = |
|
Q |
|
|
|
||||||
− ) = V ∙рCM; v( |
|
|
|
|
|||||||||||||||||
v( − |
|
m |
= |
при н у |
|
|
|
V |
|
|
|
|
N |
|
|
. |
|
= PV |
|||
− ) |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
; v |
( |
|
|
|
|
||||||
|
в ва в р ре |
|
|
ра |
|
ρв ва в р ре |
|
|
w ∙ m( − ) |
||||||||||||
|
|
|
|
|
|
|
M |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
. .) RT |
||||
в |
ва в р |
ре |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
усл |
|
|
|
|
|
|
|
w ∙ V( − |
|
|
) |
∙ ( − |
) |
|
отличных от ну |
|
|
|
|||||||
● Масса вещества (m) определяется взвешиванием, измеряется в
килограммах (кг), |
используются |
кратные |
|
и дольные |
|
части килограмма |
|||||
(г, т и др.) |
m = m0 |
∙ N; m = v ∙ M; m( − − ) = w ∙m( − ); |
|
||||||||
|
в ва вm( − |
|
) = w ∙ m( |
ре |
|
); |
ра |
|
|||
m( − |
|
|
в |
ва в р |
р |
∙ M; |
|||||
в |
) = w ∙ m( ); m( − |
|
− ) = CM ∙ V( − ) |
||||||||
|
|
ва в кристаллогидрате |
|
|
|
кристаллогидрата |
|
|
|
||
|
|
смеси |
смеси |
в |
ва в р |
|
ре |
|
р |
ра |
|
●Относительная атомная масса химического элемента (Ar) – величина,
равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома углерода 12С. Относительная атомная
масса – безразмерная величина. Значения Ar химических элементов указаны в периодической системе.
●Относительная молекулярная масса вещества (Mr) – величина, равная отношению средней массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода 12С. Численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов,
входящих в состав молекулы.
Mr = |
m0 |
; |
Mr(H2O) = 2Ar(H) + Ar(O); |
|||||
1/12 m 12C |
||||||||
|
0 |
|
|
|
|
|
|
|
1/12 m 12C = 1а.е.м. |
M |
= |
m0 |
; m0(в а.е.м.)= Mr; |
||||
1 а.е.м. |
||||||||
|
0 |
|
|
r |
|
|
||
1а.е.м. = N1A ; Mr(A) = DA/B Mr(B)
●Молярная масса (М) – величина, равная отношению массы вещества к его количеству. Её размерность – кг/моль или г/моль. Молярная масса вещества
численно равна его относительной атомной или молекулярной массе: Ar(O)= 16; M(O)=16г/моль; Mr(O2)=32; M(O2)=32г/моль.
Для расчёта молярной массы используются следующие формулы:
M = mν ; /M/ = Mr; M(газ) = Vm ρ; Μ = m0 ΝΑ
● Число частиц (N) рассчитывается по формулам:
N = |
|
m |
; |
N = νN |
|
m |
|||
V = m ; |
V(газн.у.) = v ∙Vm; |
|||
|
|
0 |
|
A |
● Объём вещества (V, выражается в м3, л) рассчитывается по формулам:
ρ
8
●Плотность вещества (ρ, выражается в кг/м3; г/м3; г/мл) рассчитывается по формуле:
m
ρ = V
● Массовая доля элемента в веществе и вещества в системе (w) –
безразмерная величина – отношение: а) массы атомов химического элемента в веществе к массе вещества; б) массы вещества в растворе, смеси, кристаллогидрате к массе раствора, смеси, кристаллогидрата.
w |
= |
m(ХЭ) |
; w(в-ва) = |
m(в-ва) |
|
m(в-ва) |
m(р-ра, смеси, крсталлогидрата) |
||||
(ХЭ) |
|
|
●Объёмная доля газообразного вещества (φ) – отношение объёма данного газа в смеси к объёму всей смеси:
ϕ= V(газа)
V(смеси)
●Мольная доля вещества или химического элемента (χ) – безразмерная величина, показывающая отношение: а) количества атомов химического элемента к суммарному количеству атомов химических элементов в веществе; б) количества вещества в смеси к количеству смеси:
χ(ХЭ) = |
ν(ат.ХЭ) |
Σν |
|
|
(ат. ХЭ в в-ве) |
(Например, χ=(O в HNO3) = 53 мольмоль = 53 ) ;
|
ν |
|
χ(в-ва) = |
(в-ва) |
. |
ν(смеси) |
||
Химические явления (химические превращения или химические реакции)
– это явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом не происходит изменение состава ядер атомов (природа химических элементов остаётся неизменной).
Физические явления – явления, при которых изменяется форма или агрегатное состояние вещества. Возможно образование и новых веществ за счёт изменения состава ядер атомов.
Химическое уравнение – это условная запись химической реакции с помощью математических знаков, химических формул и стехиометрических коэффициентов.
Стехиометрические коэффициенты – коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций.
Стехиометрические расчёты – вычисления по химическим формулам и уравнениям, вывод формул веществ и составление уравнений реакций.
На начальных этапах изучения химии для расчёта по химическим уравнениям используются следующие зависимости.
9
●Закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции (М.В. Ломоносов, А. Лавуазье): m(в-в до р-ции)= m(в-в после р-ции).
В1905 г основоположник современной физики Эйнштейн выразил взаимосвязь между массой и энергией уравнением: E=mc2, где с – скорость света в вакууме, равная 2,997925·108 м/сек (≈3·108 м/сек).
Так как при химических реакциях происходит изменение энергии (ΔЕ), то должна изменяться и масса (Δm):
∆m = ∆E c2
Но в химических реакциях изменение массы, вызванное поглощением или выделением энергии, очень мало (лежит за пределом чувствительности самых совершенных весов), т.е. точность взвешивания является значительно меньшей, чем изменение в массе. Для химической реакции эти практически ничтожные изменения в массе не учитываются.
В ядерных реакциях (распад ядер урана и других радиоактивных элементов) выделение большого количества энергии происходит вследствие даже незначительного изменения массы.
●Закон объёмных отношений Ж.Л. Гей-Люссака: объёмы вступивших и образующихся в реакции газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как коэффициенты перед формулами
газообразных веществ в уравнении реакции. Например,
H2 + Cl2 = 2HCl 1V : 1V : 2V
●Масса раствора после реакции равна массе раствора до реакции за вычетом массы газообразных веществ и веществ, выпавших в осадок:
m(р-ра после р-ции) = m(р-ра до р-ции) – m(газа, осадка). |
|||||
Выход вещества в реакции от теоретически возможного вычисляется в |
|||||
долях единицы или процентах (практический выход): |
|||||
η= |
m(пр.) |
или |
η= |
ν(пр.) |
|
m |
ν |
|
|||
|
(теор.) |
|
|
(теор.) |
|
2. ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ
Наиболее важными условиями, определяющими состояние газообразных веществ, являются объём V, занимаемый газом, давление газа P и температура Т. Эти величины связаны между собой определёнными зависимостями – газовыми законами, установленными в работах многих учёных.
При изучении газообразного состояния было введено понятие об идеальном газе, молекулы которого не взаимодействуют друг с другом. Поведение идеальных газов полно и точно отражается математическими соотношениями между температурой, объёмом и давлением газов. Но идеального газа в действительности не существует. Реальные газы подчиняются газовым законам при низких давлениях и высоких температурах.
Единицы измерения температуры, давления и объёма.
10