Материал: ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ биб

Теоретические основы химии

Курс лекций

Автор МАЛАШОНОК ИРИНА ЕВГЕНЬЕВНА

Кафедра общей и неорганической химии

Введение

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений. Все наблюдаемые в природе явления делятся на физические и химические. Явления, сопровождаемые изменением агрегатного состояния и не приводящие к превращению одних веществ в другие – физические (плавление льда, дробление мела). К физическим относятся также процессы образования новых веществ с изменением состава ядер атомов. Явления, при которых из одних веществ образуются новые вещества – химические (химические реакции).

Для установления свойств вещества необходимо иметь чистое вещество. Вещества в чистом виде не встречаются. Встречающиеся в природе вещества представляют собой смеси. Смеси отличаются от химического соединения тем, что их составные части сохраняют свои индивидуальные свойства и могут быть выделены физическими методами. В химических соединениях составные части не сохраняют своих свойств и не могут быть выделены. Вещества, выпускаемые химической промышленностью, также содержат примеси. Поэтому для указания степени их чистоты существуют различные марки: ТЕХН., Ч – чистый, ЧДА – чистый для анализа; ХЧ – химически чистый; ОЧ – особенно чистый, СЧ – спектрально чистый. Допустимое количество примесей регламентируется ГОСТом.

Основные понятия и законы химии Атомно - молекулярное учение.

Объектом изучения в химии являются химические элементы и из соединения .

1.Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2.Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3.Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра и строением электронной оболочки. В настоящее время известно 117 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений. Химическая формула показывает,  атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента. Cложные вещества – вещества, молекулы которых состоят из атомов различных химических элементов.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа  12C - основного изотопа природного углерода.

1 а.е.м = 1/12 m (¹²C) = 1,66057 10^-24 г

Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Ar(Mg) = 24,312 m (Mg) = 24,312·1,66057 10^-24 = 4,037 10^-23 г.

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Mг = ,

где m_r ‑ масса молекулы данного вещества.

Относительная молекулярная масса вещества равна  сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Примеры.

Mг(B₂O₃) = 2 Ar(B) + 3 Ar(O) = 2 11 + 3 16 = 70

Mг(KAl(SO₄)₂) = 1 Ar(K) + 1 Ar(Al) + 2 Ar(S) + 8 Ar(O) = 39 + 27 +64 + 8·16 = 258.

Абсолютная масса молекулы  равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

Количество вещества, моль, означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль.  Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода 12C.

Число Авогадро (NA). Количество частиц в 1 моле любого вещества одно и то же и равно 6,02 1023. Постоянная Авогадро NA имеет размерность - моль-1.

Пример. Сколько молекул содержится в 6,4 г серы? Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n(S) = m(S) / M(S) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA

N(S) = n(S) NA = 0,2 6,02·1023 = 1,2·1023

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M). Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества n:

M = .

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная. Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO₃), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г). Например, уравнение реакции: 2Na + Cl₂ 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

С точки зрения атомно-молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реакции и после остается неизменным, но их общая масса также не изменяется.

С точки зрения атомно-молекулярного учения закон кажется очевидным.

Однако в процессе химической реакции неизменными остаются только ядра атомов. А атом – не только ядро, но и окружающие его электроны. В процессе взаимодействия веществ реагентов происходит перестройка внешних электронных уровней, атом изменяется и совсем не очевидно, что его масса остается постоянной.

Может возникнуть возражение, число электронов так, как и ядер, сохраняется. Это правильно, но опять обратимся к уравнению Эйнштейна Е = mc2, выражающего связь между массой тела и энергией процесса.

Если происходит выделение энергии, масса продуктов уменьшается и наоборот. Изменение массы можно вычислить, зная тепловой эффект реакции.

Например

С + О₂ = СО₂; ∆Н= –393,5 кДж

∆m = 4,4 10^–12 кг = 4,4  10^–9 г

С выделившейся энергией рассеивается часть вещества. Масса моль СО2 меньше суммы масс С и О2 на 0,0000000044 г. Такое изменение массы находится вне пределов современных методов её определения. Точность определения молярных масс в таблице Менделеева ограничена четырьмя знаками после запятой. Поэтому следует считать, что в эттом месте теория с практикой расходятся. С практической точки зрения закон сохранения массы в химических процессах выполняется. Он выполняется строго, если не дать возможности выделяющейся энергии рассеиваться в окружающем пространстве или поступить из неё.

Значение закона сохранения массы для химии лишь историческое. Он утверждает материальность химических элементов и веществ. Широко используется в технологических расчетах при составлении баланса масс реагентов и продуктов промышленных производств.

Для характеристики природы веществ особенно важен заряд: нейтрон 0, электрон –, протон +. Электрон и протон обладают одинаковыми, но противоположными по знаку зарядами 1,6  10-19 Кл. заряд протона и электрона дальше неделим, поэтому называется элементарным. При образовании атомных ядер и при формировании вокруг них электронных оболочек заряды элементарных частиц алгебраически суммируются. Ядро атома гелия состоит из двух протонов и двух нейтронов, имеет суммарный заряд +2, а электронная оболочка состоит из двух электронов, (–2) в целом атом электронейтрален. Закон сохранения заряда: алгебраическая сумма зарядов любой изолированной системы постоянна. Взаимодействие между атомами и ядрами и электронными оболочками осуществляется благодаря наличию у них зарядов и служит основой при возникновении химической связи и образовании химических соединений.

Составление химических уравнений

Включает три этапа:

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "=" :

HgO = Hg + O₂

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

2HgO = 2Hg + O₂

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.