Лекция №1 “ Введение. Основные понятия химии. Законы стехиометрии”

Химия - наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ.

• Цель изучения химии - освоить современные представления о строениях как атомов и молекул, так и вещества в целом, а также об основных законах, управляющих процессами превращения веществ.

2.Международная номенклатура неорганических соединений.

• 2.Международная номенклатура неорганических соединений.

Основой химических веществ являются химические соединения. В настоящее время известно более 20 миллионов химических соединений. Несмотря на столь многочисленный состав, большинство неорганических соединений укладываются в общую схему классификации, которая выглядит следующим образом:

• Металлы и неметаллы простые вещества
• Оксиды
• Основания сложные вещества
• Кислоты
• Соли

Существует связь между указанными классами, что позволяет получать вещества одного класса из веществ другого класса. Такая связь называется генетической. Ее удобно отобразить в виде блок-схемы:

Формулы и название кислот и кислотных остатков

3.Основные понятия химии

• В химических расчетах используется единица количества вещества – моль. Один моль любого вещества содержит число Авогадро (NA=6,021023) частиц, из которых оно состоит.
• Масса одного моль вещества называется молярной массой (М)

4.Основные стехиометрические законы

• Стехиометрия –
• раздел химии, который рассматривает количественные соотношения между реагирующими веществами.
• Теоретической основой расчетов количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в уравнениях химических реакций являются стехиометрические законы химии.

4.1. Закон сохранения массы и энергии: (Ломоносов, 1748)

• Масса веществ, вступающих в реакцию равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции:
• Ca + Cl2  CaCl2
• 40 + 71 = 111
• М.В. Ломоносов связывал закон сохранения массы веществ с законом сохранения энергии. Взаимодействие массы и энергии выражается уравнением А. Энштейна: E=mc2 ; c=3  108 m/c.
• Современная формулировка:
• В изолированной системе сумма масс (энергий) веществ до химической реакции равна сумме масс (энергий) образовавшихся веществ после реакции.

4.2.Закон постоянства состава (Пруст, 1808)

• Любое сложное вещество молекулярного строение независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав. В природе существуют вещества с молекулярной и кристаллической (ионной) структурой: вещества с постоянным составом – дальтониды (H2O; CO2);
• вещества переменного состава – бертоллиды (от TiO0,7 до TiO1,3).

4.3. Закон кратных отношений (Дальтон, 1803)

• Атомы в молекуле, а также их массы относятся друг к другу как небольшие целые числа. C : H =1 : 2;
• Если два элемента образуют между собой более одного соединения, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

4.4. Закон простых объёмных отношений (Гей-Люссак, 1808)

• Объёмы вступающих в реакцию газов, а также объёмы газообразных продуктов реакции относятся между собой как небольшие целые числа.
• N2 + 3H2  2NH3;
• V(N2) : V(H2) : V(NH3) = 1:3:2.

4.5. Закон Авогадро

• В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (p,t) содержится одинаковое число молекул.
• Следствие 1: Один моль любого газа в нормальных условиях занимает объём
• 22,4 л/моль – Vм молярный объём.
• Н.у. : p = 1 атм ; 101 кПа, T = 0 С; 273 К.
• Следствие 2: Отношение плотностей двух газов прямо пропорционально отношению их молярных масс: ρ1/ ρ2 = М1/ М2 = D;
• D(H2) = M(газа)/2 ; D(возд.) = M (газа)/29

4.6. Закон Менделеева – Клапейрона

• pV = nRT ; R = 8,314; если р = Па, V=м3;
• R=0,082; если р =атм, V=л.
• 4.7. Объединённый газовый закон.
• P  V = P0  V0
• T T0

5.Химический эквивалент. Закон эквивалентов.

• Эквивалент – условная или реальная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции соответствует одному катиону Н+, а в окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.
• Реальная частица – молекула, атом или ион, условная частица – определенная часть молекулы, атома или иона.

Фактор эквивалентности (fэкв) – доля условной или реальной частицы эквивалента вещества.

• Фактор эквивалентности (fэкв) – доля условной или реальной частицы эквивалента вещества.
• fэкв = 1/Z ,
• где z – степень окисления элемента или число эквивалентности;
• fэкв ≤ 1; fэкв (O-2) = ½
• Mэкв (х) – молярная масса эквивалента – это молярная масса 1 моль эквивалента вещества; рассчитывается по формуле
• Мэкв(х) = М(х) * fэкв .

При вычислении молярных масс эквивалентов веществ необходимо учесть следующее:

• молярная масса эквивалента оксида равна сумме молярных масс эквивалентов кислорода и элемента, входящего в состав оксида;
• молярная масса эквивалента кислоты равна:
• Мэкв (к-ты) = М(к-ты) * fэкв, где fэкв (к-ты) = 1/ число Н+
• молярная масса эквивалента основания равна:
• Мэкв (осн) = М(осн) * fэкв, где fэкв (осн) = 1/ число ОН-
• молярная масса эквивалента соли равна:
• Мэкв (соли) = М(соли) * fэкв, где fэкв (соли) = 1/ (число Ме * ст. ок. Ме)
• молярная масса эквивалента сложного вещества не является величиной постоянной, а зависит от химической реакции, в которой принимает участие данное соединение.

Эквивалентные объёмы газов:

• Эквивалентные объёмы газов:
• Vэкв(½ Н2) = 11,2 л/моль;
• Vэкв(1/4О2) = 5,6 л/моль.

Закон эквивалентов

• массы веществ m, реагирующих друг с другом или получающихся в результате реакции, пропорциональны молярным массам их эквивалентов Мэкв:
• m1/m2 = Mэкв1/Mэкв2.

Спасибо за внимание!