Основные понятия и законы химии

 

Основные  понятия и законы химии

План

1. Понятие о материи, теоретическое и практическое значение химии.
2. Основные понятия химии.
3. Основные законы химии
1. Стехиометрические законы химии
2. Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов.
3. Газовые законы

 

1. Понятие о материи, теоретическое и практическое значение химии.

Химия относится к числу  естественных наук, которые изучают  окружающий нас мир, т.е. материю. Материя  проявляется в двух видах: вещества и поля. Вещество - это устойчивое скопление элементарных частиц (атомов, молекул, ионов и др.), обладающих массой покоя. Поле – представляет собой поток квантов, которым масса покоя не присуща. Посредством поля осуществляется взаимодействие между частицами вещества. Примеры полей: электромагнитное, гравитационное, ядерное и др.

Способом существования  материи является движение. Различают  пять форм движения материи: механическую, физическую, химическую, биологическую  и социальную.

Химическая форма  движения материи – это процессы разрушения и образования веществ, которые называются химическими реакциями. Они сопровождаются перемещением валентных электронов, т.е. частиц вещества. Таким образом, химия - наука, изучающая состав, строение, свойства  и превращения простых и сложных веществ.

 Химия формирует научное  мировоззрение и составляет теоретическую  основу многих наук, в том числе  сельскохозяйственных. Велика роль  химии в практической деятельности  человека. Новые вещества и материалы,  процессы и технологии - основа  научно-технического прогресса.  В сельском хозяйстве используются  химические средства и процессы  для увеличения плодородия почв, повышения эффективности производства  и увеличения производительности  труда. Важную роль играет химия  и в воспитании экологической  культуры, т.к. эта проблема имеет  в своей основе преимущественно  химическую природу, а для ее  решения зачастую используются  химические средства и методы  контроля за окружающей средой. Таким образом, химия является  неотъемлемой частью профессионального  и мировоззренческого багажа  любого специалиста инженерного  направления.

2. Основные понятия химии

Объектом изучения химии  являются элементы и их соединения.

Химическим элементом называют вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра.

Атом - наименьшая химически неделимая частица химического элемента, сохраняющая все его свойства. Атомы образуют молекулы.

Молекула -  наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая химическими свойствами данного вещества. Молекулы простых веществ образованы атомами одного элемента (H₂, S₄, O₂ и др.), а сложных – разными (SO₂, H₃PO₄ ,)

Массы атомов и молекул, выраженные в килограммах (кг) или граммах(г), представляют собой чрезвычайно  малые числа. Например, масса атома  углерода равна 1,993·10^-26 кг. Пользоваться такими числами при расчетах неудобно, поэтому для выражения масс атомов и молекул введена особая единица - атомная единица массы, (а.е.м). В 1961 году за единицу атомной массы принята, углеродная единица,  которая представляет собой 1/12 часть массы атома изотопа углерода ¹²С.

Относительной атомной  массой (символ — Аr) называется величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12    массы    атома изотопа  углерода      ¹²С.    Например, Аг(С1)=35,453.   Подстрочный   индекс   г   происходит   от   лат.   relative   -относительный. Аг - величина безразмерная.

Относительная    молекулярная    масса    вещества    (Mr)    -    это

отношение массы  молекулы вещества к 1/12    массы атома изотопа углерода¹²С.  Mr - численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы. Например, Mr(H₂SO₄)=2·Ar(H) + Ar(S) + 4·Ar(O) = (2·1) + 32 + (4 · 16) = 98.

В Международной системе (СИ) за единицу количества вещества принят моль. Моль (υ) — это количество вещества системы, содержащее столько структурных частиц (атомов, молекул, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода   ¹²С.

Постоянная Авогадро (Na) — это число частиц, содержащихся в одном моле любого вещества. (N_А)= 6,02·10²³ моль^-1

Молярная масса (М(х), г/моль) — масса одного моля вещества.

Молярные   массы   численно   совпадает   с  относительными   массами   атомов   и   молекул.

Например:   Аг(С)=12, М(С)=12 г/моль; Mr(H₂SO₄)=98, M(H₂SO₄)=98 г/моль.

Между массой вещества (m, г), количеством вещества (υ, моль) и молярной массой (М, г/моль) существуют взаимосвязь:                   m= υ · M

3. Основные законы химии

Стехиометрия  – это особый раздел химии, в котором изучают количественный состав веществ, а также количественные изменения, происходящие с ними при химических реакциях.

В основе стехиометрических  расчетов лежат фундаментальные  количественные законы химии.

Закон сохранения массы вещества (Ломоносов М.В., 1748, 1756; Лавуазье А., 1777): Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Объясняется это тем, что при химических превращениях атомы не разрушается, а только перегруппировываются с образованием новых веществ. Все расчеты по химическим уравнениям производят на основании этого закона. По уравнениям реакций в химическом производстве и в лабораториях рассчитывают, какое количество исходных веществ надо взять, чтобы получить заданное количество продукта, рассчитывают выход продукта и т.д.

Закон сохранения массы  веществ М.В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии. Взгляды  Ломоносова подтверждены современной  наукой. Взаимосвязь массы и энергии  выражается уравнением Эйнштейна (1905)                              Е = m∙C², 

Е – энергия, m – масса, С – скорость света в вакууме.  Это уравнение может быть представлено в виде                     ∆m = Е/С²

Что можно сформулировать так: если тело теряет (испускает) энергию, то одновременно имеет место эквивалентное  уменьшение массы и наоборот. Однако это наблюдается лишь в процессах, сопровождающихся выделением или поглощением  громадных количеств энергии, например, в ядерных и термоядерных реакциях. Поэтому химические реакции подчиняются  закону сохранения массы, а ядерные  и термоядерные реакции – закону сохранения массы и энергии.

 

Закон постоянства  состава вещества (Ж.Л. Пруст, 1797): Вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения. На этом законе основаны расчеты по химическим формулам. Зная химическую формулу вещества, можно рассчитать относительное содержание каждого элемента в образце вещества – так называемую массовую долю W(ω).

Пример.  Вычислить массовую долю магния в MgCO₃.

Дальнейшее развитие химии  показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. Первые соединения называются дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые – бертоллидами (в память французского химика Бертолле).

Дальтониды – это соединения молекулярной структуры, т.е. состоящие из молекул. Их состав выражается простыми формулами с целочисленными индексами, например: Н₂О, ССl₄, СО₂ и др.

Бертоллиды – соединения с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой). Их состав изменяется и не отвечает стехиометрическим индексам. Например, оксид титана имеет состав от TiO_0,7 до TiO_1,3.

Закон постоянства состава  позволил установить весовые соотношения, в которых химические элементы соединяются  между собой. Дальтон ввел понятие  эквивалент (в переводе означает «равноценный»)

Эквивалент химического  элемента (Э(х),моль) – это реальная или условная частица, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Число, которое показывает, сколько эквивалентов содержится в одной формульной частице вещества (атоме, молекуле, ионе и т.д.) называется эквивалентным числом Z(x).

Число, обозначающее, какая  доля реальной частицы является эквивалентом, называется фактором эквивалентности (f_экв)

f_экв= 1/ Z(x), где

Для химических элементов  Z(x) равно валентности (В) элемента

Z(x) = B(x)

Например, в    Z(N)=3; Z(H)=1.

Для сложных веществ эквивалентное число рассчитывается по формуле:                     Z(х) = N(ФГ)∙В(ФГ), где

N – номер функциональной группы (ФГ),  В – валентность ФГ.

Функциональные  группы:

у кислот – катионы водорода Н⁺; у оснований – гидроксид ионы ОН^-;

у солей – катионы металлов Меⁿ⁺; или NH ; у оксидов – элемент, образующий оксид Эⁿ⁺.

Например: Z( ₃PO₄)=3;   Z(Ca(O )₂)=2;    Z( ₃(PO₄)₂)=6;    Z( ₂O₅)=10.

Молярная масса  эквивалента (M(f(x)), г/моль) – это масса одного моля химического эквивалента.

Для элемента                M(f(x))= Ar(x ) / B(x)

Для веществ                     M(f(x)) =  f_экв ∙ M(x)

Или                 Mэ(x)= 1/Z ∙ M(x)

Например: Z( ₂SO₄)=2; M(H₂SO₄) = 98 г/моль; Мэ(H₂SO₄) = ∙98=49 г/моль.

Для вычисления объема моля газов (эквивалентный объем газа  Vэ(х)) необходимо знать число молей эквивалентов в одном моле газа. Например, В(Н) = 1, тогда Z(Н) = 1 г/моль, что в 2 раза меньше молярной массы газа водорода М(Н₂) = 2 г/моль = Мэ(Н₂) = 2 г/моль. Следовательно, объем моля эквивалентов водорода в 2 раза меньше объема моля газа, т.е.

Vэ(Н₂) = 22,4 :2 = 11,2 л.

Аналогично, для кислорода:  В(О) = 2, Z(О) = 2, М(О) = 16 г/моль;   Мэ(О) = ½ ∙ 16 = 8 г/моль, так как молярная масса эквивалента кислорода (8 г/моль) меньше молярной массы кислорода в 4 раза (М(О₂) = 32 г/моль), то объем одного моля эквивалентов кислорода в 4 раза меньше его молярного объема, т.е. Vэ(О₂) = 22,4 : 4 = 5,6 л.

На основании понятия  об эквиваленте формулируется один из основных законов химии - закон эквивалентов: Вещества или элементы взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных молярным массам их эквивалентов.

= ;  где

m(1) и m(2)- массы реагирующих веществ; M(f(1) и M(f(2) – молярные массы их эквивалентов

Газовые законы

Закон объемных отношений (Ж.Гей-Люссак, 1805) при одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакций как соответствующие стехиометрические коэффициенты.

Закон Авогадро (1811).  В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре  и давлении) содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро вытекают следствия, которые используется при решении задач.

Следствие 1. Моли различных газов при одинаковых условиях (T и P) занимают одинаковый объем, а при нормальных условиях (н.у.) – 22,4 л.  Этот объем (объем одного моля газа) называется молярным объемом газа и обозначается V_M  или V_m. Молярный объем газа – это отношение объема вещества к количеству этого вещества V_M = .

Следствие 2. Плотности газов, взятых при одинаковых условиях (Т,Р) относятся как их молекулярные массы

=

Отсюда,                          Dгаз₂(газ₁) = Mr(газ₁) / Mr(газ ₂)

D – относительная плотность первого газа по второму. Обычно ее определяют по отношению к легкому газу – водороду. Поскольку Ar(Н₂) = 2, то Mr(газа) =  Mr(Н₂) ∙ D (Н₂) Отсюда  Mr (газа) = 2 ∙ D(Н₂)

Таким образом, молекулярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.

Для решения химических задач, связанных с газообразными веществами, часто используется формула объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

 

=

P₀ , V₀, T₀ – давление, объем газа и температура при нормальных условиях (р₀ = 101325 Па, Т₀ = 273 К).

Если известна масса или  количество газа, а необходимо вычислить  объем, или, наоборот, используют уравнение Менделеева – Клапейрона:

PV = n∙R∙T  , т.к.       n = m/M , то

n – число молей газа; m – масса, г;  M – молярная масса газа, г/моль; R – универсальная газовая постоянная:

R = 8,31 л∙кПа/моль∙К;

R = 62400 мл∙мм.рт.ст./град∙моль