Основные понятия и законы химии презентация

Лекция ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Предмет химии Химия – одна из наук, изучающих природу и различные виды движущейся материи. Химия изучает состав, строение и свойства веществ, их превращения и те явление, которыми сопровождаются эти превращения. Физическими формами существования материи являются вещество и поле.

Веществом называют материальные образования, состоящие из частиц, имеющих собственную массу (массу покоя). В порядке усложнения организации материи такими частицами являются: элементарные частицы — ядра атомов — атомы — молекулы и др. Масса является одной из важнейших характеристик вещества. Веществом называют материальные образования, состоящие из частиц, имеющих собственную массу (массу покоя). В порядке усложнения организации материи такими частицами являются: элементарные частицы — ядра атомов — атомы — молекулы и др. Масса является одной из важнейших характеристик вещества. Поле (например, гравитационное, электромагнитное) представляет собой материальную среду, посредством которой частицы взаимодействуют между собой.

Основные понятия и определения Химия — наука о веществах, их свойствах и взаимных превращениях, связанных с изменением количественного и качественного состава, а также строения молекул.  

Атомно-молекулярное учение 1) Вещества состоят из молекул; 2) Молекулы состоят из атомов; 3) Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных — из различных; 4) Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении, которое определяет тепловое состояние тел.

Простыми веществами называются вещества, состоящие из атомов одного химического элемента. Простыми веществами называются вещества, состоящие из атомов одного химического элемента. Например: O2, N2, S8. Сложными веществами называются вещества, состоящие из атомов различных химических элементов. Например: Н2О, Н2SО4, CuCl2, NaOH.

Атомы и молекулы Атом – электронейтральная микросистема взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра (образованного нуклонами: протонами и нейтронами) и электронов, имеющих отрицательный заряд. Вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра (т.е. одинаковое число протонов), называется химическим элементом. Химическим способом вещество не может быть разложено на частицы более мелкие, чем атом. Поэтому рассматривается как наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Молекула – наименьшая электронейтральная частица вещества, которая может существовать самостоятельно, сохраняя его основные химические свойства. Химические свойства молекулы зависят от ее качественного и количественного состава, а также строения — взаимного расположения атомов. Молекула – наименьшая электронейтральная частица вещества, которая может существовать самостоятельно, сохраняя его основные химические свойства. Химические свойства молекулы зависят от ее качественного и количественного состава, а также строения — взаимного расположения атомов.

Изотопы Изотопы - атомы одного и того же химического элемента, имеющие одинаковое число протонов, т.е. один и тот же заряд ядра (Z), но отличающиеся числом нейтронов, а следовательно, и значением массовых чисел (А). Протий (11Н), дейтерий (D, или 21Н) и тритий (Т, или 31H) 

Изобары Атомы различных химических элементов, отличающиеся величиной заряда ядра (Z), но характеризующиеся одинаковым значением массового числа (А), называются изобарами. Например: атомы аргона, калия и кальция с одинаковым массовым числом 40 являются изобарами: Ar, K, Ca.

Аллотропия Явление, при котором один и тот же элемент может образовать несколько простых веществ, называется аллотропией, а образуемые при этом простые вещества – аллотропными модификациями.

Аллотропия Явление аллотропии вызывается двумя причинами: различным числом атомов в молекуле, например, кислород О2 и озон О3, различным строением кристаллической решетки и образованием различных кристаллических форм, например, алмаз, графит, фулерен.

Относительная атомная масса

Относительная атомная масса

Относительная молекулярная масса Относительной молекулярной массой Mr вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы вещества к величине массы 1 а.е.м.

Моль — единица количества вещества Количества, в которых вещества вступают в химические реакции, выражают либо в единицах массы, либо в единицах количества вещества. В Международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принята единица, называемая — моль. Количество вещества, выраженное в молях, условно обозначается греческой буквой — .

Моль — единица количества вещества Моль — это количество вещества, в котором содержится столько атомов, молекул, ионов, электронов или любых других реально существующих или условных структурных единиц вещества, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода 12C.

Число Авогодро NА = 12 г / 1,9952х10 –23 г = 6,02х1023 1/моль

Молярная масса

Основные стехиометрические законы  

 Закон Авогадро  Закон Авогадро Следствие 3: Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна M = 2DH2 = 29Dвозд  Закон Дальтона ( закон парциальных давлений) : давление смеси газов, не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. P= Pi

Закон эквивалентов Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных отношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента и эквивалентной массы. Еще Дальтон ввел в науку понятие о соединительных весах элементов, впоследствии названных эквивалентами.

Закон эквивалентов Закон эквивалентных отношений сформулирован Рихтером в 1793 г. Эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов H или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

В соединениях HCl, H2S, NH3, CH4 эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль. Масса одного эквивалента элемента называется эквивалентной массой ( Mэ ) и в приведенных примерах будет равна соответственно Cl — 35,45 г/моль; S — 16 г/моль; N — 4,67 г/моль; C — 3 г/моль. В соединениях HCl, H2S, NH3, CH4 эквивалент хлора, серы, азота, углерода равен соответственно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль. Масса одного эквивалента элемента называется эквивалентной массой ( Mэ ) и в приведенных примерах будет равна соответственно Cl — 35,45 г/моль; S — 16 г/моль; N — 4,67 г/моль; C — 3 г/моль.

Эквивалент и эквивалентная масса элементов величина не постоянная. Она зависит от валентности ( заряда ). Эквивалент и эквивалентная масса элементов величина не постоянная. Она зависит от валентности ( заряда ).   SO2 ЭS = ¼ моль mэ S = 32/4 = 8 г/моль  H2S ЭS = ½ моль mэ S = 32/2 = 16 г/моль  

Эквиваленты и эквивалентные массы сложных химических соединений могут быть определены по следующим эмпирическим уравнениям:  Эквиваленты и эквивалентные массы сложных химических соединений могут быть определены по следующим эмпирическим уравнениям:  mэ оксида = Молярн. масса/число ат.эл. · заряд.эл.  mэ к-ты = Мол. масса/основность (число замещ.  mэ осн. = Мол. масса/кислотность (число замещ. mэ соли = Мол. масса соли/число ат. Me·заряд.Me /число кат. х заряд кат. /число ан. х заряд ан.

Эквивалентная масса сложного вещества складывается из суммы эквивалентных масс простых веществ. Эквивалентная масса сложного вещества складывается из суммы эквивалентных масс простых веществ. mэ оксида = экв. массы кислорода (8 г/моль ) + экв. массы элемента, входящего в его состав. mэ кислоты = экв. масса H ( 1 г/моль ) + экв.масса кислотного остатка.  

mэ осн. =экв. масса Me+ экв. масса гидроксильн. группы ( 17 г/моль )  mэ соли = экв. Масса Ме + экв. масса кислотного остатка.  Эквивалент сложного вещества не является величиной постоянной, а зависит от химической реакции, в которой принимает участие данное химическое соединение.

Химический эквивалент –это реальная или условная частица, равноценная одному атому водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия или одному электрону в окислительно- восстановительных реакциях. Химический эквивалент –это реальная или условная частица, равноценная одному атому водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия или одному электрону в окислительно- восстановительных реакциях.

Идеальный газ. Уравнение состояния идеального газа  

Идеальный газ. Уравнение состояния идеального газа