Называть формулировки и границы применимости основных стехиометрических законов химии: закона сохранения массы, закона объемных отношении, закона Авогадро. Образовательные- производить вычисления с использованием величины количества вещества и стехиометрических законов. Развивающие- развивать умение сравнивать, научить учащихся обобщать и делать выводы, анализировать, систематизировать. Воспитательные- патриотическое воспитание, формирование естественно - научной картины мира, экологическое воспитание, способствовать осознанию роли химических знаний в развитии личности: Знать и применять стехиометрические законы химии в решении задач.
Организационная часть: Проверить наличие количество учащихся
Назначить дежурных.
Актуализация опорных знаний учащихся: -приведите примеры применения углеводородов в народном хозяйстве;
-есть ли в неживой природе запасы органических веществ?
Изложение нового материала: Основные стехиометрические законы химии.Стехиометрия - раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ, постоянства состава, кратных отношений, объемных отношений, Авогадро. Они подтвердили атомно-молекулярное учение.
1.Закон сохранения массы и энергии. Это объединенный закон. В него входят два закона. Закон сохранения массы Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакцииь Этот закон был открыт М.В. Ломоносовым (1748 г.) и дополнен А.Л.Лавуазье в 1789 г.В процессе реакции сохраняется масса каждого элемента. Этот закон позволяет составлять уравнения химических реакций и осуществлять расчеты на их основе. Он не является абсолютным. Абсолютным является закон сохранения энергии. Закон сохранения энергии. Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.Этот закон – результат работ А. Эйнштейна. Он установил связь между энергией и массой вещества (1905 г.):Е = mc2,где с – скорость света в вакууме, равная ~ 300 000 км/с.Поскольку в результате химической реакции выделяется или поглощается энергия, то, в соответствии с уравнением Эйнштейна, изменяется и масса веществ. Однако это изменение столь мало, что на практике не учитывается (так называемый дефект массы).Следующие законы справедливы только для соединений с постоянным составом молекул (дальтонидов). Они отличаются от соединений, имеющих переменный состав молекул – бертоллидов. 2. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1801).Соотношение между массами химических элементов, входящих в состав данного соединения, есть величина постоянная, не зависящая от способа его получения.Например, как бы не получали воду – при сгорании водорода (2Н2 + О2 = 2Н2О) или при разложении гидроксида кальция (Са(ОН)2 = СаО + Н2О) – отношение масс атомов водорода и кислорода в реакции равно ~ 1:8. 3. Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803). Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящееся на определенную массу другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.Этот закон подтвердил атомистическое представление о структуре материи: раз элементы соединяются в кратных отношениях, то химические соединения распадаются на целые атомы. Например, на 1 г азота в его оксидах N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 приходится 0,57; 1,14; 1,71; 2,28 и 2,85 г кислорода, что соответствует отношению 1:2:3:4:5. Однако в случае соединений переменного состава этот закон неприменим. 4. Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808).При равных условиях объем вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образовавшихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.так, например, в реакции образования аммиака из простых веществ N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3 (г)отношение объемов азота (N), водорода (H) и аммиака (NH3) составляет 1:3:2. 5. Закон Авогадро (1811).В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р и Т) содержится одинаковое число молекул.Этот закон вытекает из анализа уравнения состояния идеального газа Клапейрона–Менделеева: рV = nRT.Это уравнение можно записать для двух газов:p1V1 = n1RT1;p2V2 = n2RT2.При равенстве р1 = р2, Т1 = Т2 и V1 = V2 будут равны и количества вещества газов: n1 = n2 или, с учетом числа Авогадро:n1 · NA = n2 · NA,т.е. будет равно и число молекул газов. Закон Авогадро имеет следствия: Одинаковое число молекул любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.Массы газов, взятых в одинаковых объемах при одинаковых условиях (р, Т), относятся друг к другу как их молярные массы:m1/m2 = M1/M2 (1) Это следствие вытекает из равенства количеств веществ этих газов n1 = n2. Подставляя вместо количества вещества отношения его массы к молярной массе n = m/M получим: m1/ M1= m2/M2или m1/m2 = M1/M2. Второе следствие позволяет вывести уравнение для определения молярной массы неизвестного газа по известной величине относительно плотности этого газа по другому известному газу.После подстановки в числитель и знаменатель левой части уравнения (1) объемов первого и второго газов, которые равны, получаем: m1 · V2 /m2 · V1 = M1/M2. Отношение массы вещества к объему заменяем на плотность (ρ = m/V): ρ1/ ρ2 = M1/M2и получим уравнение для расчета молекулярной массы первого газа по второму: M1 = (ρ1/ρ2) M2 = D1/2M2 (2) Или в общем виде: M= DгМг. (3) где Dг – относительная плотность первого газа по второму. Если известна плотность данного газа по водороду, то используется уравнение: М = 2D(Н2). Н/р Определить молярность 8 % раствора хлорида натрия с плотностью 100г/л.Дано: Решение: W(NaCl)=0.08% С= n/V=m* ρ /M ρ =100г/л C=w* ρ/M=0.08*100/58.5= 0.137моль/л=0,137МС(NaCl)-?
5.Рефлексия по занятию
1. Задание: Через раствор, содержащий 5,6 г гидроксида калия, пропустили избыток хлороводорода. Чему равна масса образовавшейся соли? Определит массу одного атома кальция Рассчитайте относительные плотности по воздуху для газов:H2S. NH3 . C2H6Рассчитайте молярную концентрацию 705-го раствора серной кислоты, плотность которого равна 1,615 г/мл
