Основные законы атомно-молекулярной теории.
Основные законы атомно-молекулярной теории.
1.)Закон сохранения массы. Масса исходных веществ, вступивших в реакцию, равна массе получившихся веществ.
2)Закон эквивалентов. Вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Эквивалент – это количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает 1 моль атомов водорода в химических реакциях.
3)Закон постоянства состава .Состав индивидуального химического соединениия постоянен и не зависит от способа получения этого соединения
4) Закон простых кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то на одну и ту же массу одного элемента приходятся такие массы другого, которые относятся друг к другу как небольшие целые числа.
5) Закон простых объемных отношений . Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов как небольшие целые числа.
6) Закон Авогадро. В равных объемах газов при обинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Закон Авогадро
2. Закон Авогадро(1810)-В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул
Следствия: 1).масса равных объемов двух газов при одинаковых условиях будет относится друг к другу как их молекулярные массы.
2).масса любого вещества, равная его атомной массе, будет содержать одно и тоже кол-во молекул, это кол-во называют числом Авогадро. Кол-во частиц, равное числу авогадро, принято называть моль. При одинаковых условиях 1 моль любого газообразного в-ва занимает один и тот же объем.
3).относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.
Модель Бора-Зоммерфельда
Электрон может вращаться вокруг ядра только по строго определенным орбитам,орбиты могут быть как сферические, так и эллипсоидные, при движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.
Атомная орбиталь – область пространства в которой вероятность обнаружения электрона максимальна. Она может быть охарактеризована с помощью набора квантовых чисел, определяющих ее энергию, форму и пространственное расположение,
n – главное квантовое число
l - орбитальное квантовое число, l=0, s- орбиталь, l =1 p -орбиталь…
m¹- магнитное квантовое число
mˢ - спиновое квантовое число
Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах и кристаллах.
Закон Гесса
В основе термохимических расчётов лежит закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
:
.
С помощью закона Гесса можно рассчитать энтальпии образования веществ и тепловые эффекты реакций, которые невозможно измерить экспериментально.
Закон Кирхгофа
Закон Кирхгофа устанавливает зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры: температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Закон Кирхгофа лежит в основе расчёта тепловых эффектов при разных температурах.
------------------------------------------------------------------------------
Первый закон термохимии (Лавуазье и Лаплас, 1780—1784):
тепловой эффект образования данного соединения в точности равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.
Из закона Лавуазье—Лапласа следует невозможность построить вечный двигатель I рода, использующий энергию химических реакций.
Второй закон термохимии (Г. И. Гесс, 1840):
тепловой эффект химической реакции не зависит от характера и последовательности отдельных ее стадий и определяется только начальными и конечными продуктами реакции и их физическим состоянием (при p=const или при v=const).
Г. И. Гесс первый принял во внимание физическое состояние реагирующих веществ, так как теплоты изменения агрегатных состояний веществ накладываются на тепловой эффект реакции, увеличивая или уменьшая его.
Утверждение закона Гесса о том, что тепловой эффект процесса не зависит от его отдельных стадий и их последовательности, дает возможность рассчитывать тепловые эффекты реакций для случаев, когда их определить экспериментально или очень трудно, или вообще невозможно.
Применение закона Гесса чрезвычайно расширило возможности термохимии, позволяя производить точные расчеты тепловых эффектов образования целого ряда веществ, опытные данные по которым получить было трудно.
Закон Гесса в наши дни применяют главным образом для расчета термодинамических функций—энтальпий, которые сейчас используются для термохимических расчетов. Термохимия, исторически сложившаяся раньше термодинамики, в настоящее время претерпела некоторые изменения и стала разделом химической термодинамики.
Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.
C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),
Где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.
Классификация растворов
По агрегатному состоянию
| дисперсная среда | дисперсная фаза | |
| газообразная | Газ Жидкость твердая | -воздух - туман - дым |
| жидкость | Газ Жидкость твердая | - Минеральн. вода - спирт - сладк. чай, глюкоза, хлорист. кальций |
| твердая | Газ Жидкость твердая | - любые пористые в-ва (пенопласт) - почва, свежий хлеб сплавы |
2. Истинные р-ры(диаметр р-ра менее 1 нм) – глюкоза, сахар, р-ры солей
3. Грубодисперсные р-ры (диаметр р-ра 100 нм, термодинамически неустойчивы) – гашеная известь Ca(OH)2, -еще их называют суспензиям.
Эмульсии (жидкость в жидкости) – крем
4. Калоидные р-ры(образуют высокополимерные в-ва) – крахмал, белки. Присущ эффект Пендаля –опалесценция
14.Растворимость и произведение растворимости.
Под растворимостью понимают способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Растворимость - это предельное содержание вещества в растворе, выше которого раствор теряет гомогенность, т. е. перестает быть раствором по определению, растворимость обозначается s = с (насыщенный раствор), где с - концентрация вещества (молярная концентрация) в насыщенном растворе, единица СИ - моль/м3. До сих пор растворимость часто приводят в граммах растворенного вещества на 100 г или 1 дм3 растворителя.
Отнесение массы растворенного вещества к массе или объему растворителя, а не раствора, как в иных случаях выражения состава (w, ф, с), составляет особенность расчетов, связанных с растворимостью.
Растворимостью также называют молярную концентрацию вещества в его насыщенном растворе, или любой способ выражения состава насыщенного раствора при данной температуре.
Растворимость зависит:
1) от природы вещества;
2) природы растворителя;
3) агрегатного состояния веществ;
4) наличия посторонних примесей;
5) температуры;
6) давления (для газов).
Растворимость твердых веществ при изменении температуры зависит от знака теплового эффекта процесса растворения.
Растворимость газов увеличивается при понижении температуры и зависит от давления газа над жидкостью. Эта зависимость выражается законом Генри: растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорциональна давлению газа над раствором
При образовании насыщенного водного раствора малорастворимой соли в воде между твердой солью и перешедшими в раствор ионами устанавливается равновесие, например: CaSO4 ↔ Ca2+ + SO42-
Константа равновесия для этого процесса:
Знаменатель дроби – концентрация твердого вещества – постоянная величина, разделив на нее обе части уравнения, получаем:
В насыщенном растворе слабого электролита произведение концентраций его ионов при данной температуре величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР) данного электролита.
Если электролит дает при диссоциации несколько одинаковых ионов, то их концентрации возводятся в это число.
Например: PbI2 ↔ Pb2+ + 2I-
Произведение растворимости для сильного электролита требует учета электростатического взаимодействия между находящимися в растворе ионами. Это взаимодействие учитывается введением в формулу для коэффициентов активности i.
В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m ионов An+ и n ионов Bm-, рассчитывается по уравнению:
где [An+] и [Bm-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.( Значения произведений растворимости приведены в справочниках).
Диссоциация воды
Вода диссоциирует на ионы: H2O ↔ H+ + OH-
или 
Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрация воды практически постоянна:
, эта величина носит название ионного произведения воды.
При 250С 
Растворы, где концентрации водородных и гидроксид-ионов одинаковы, нейтральны:
Для удобства вычислений пользуются не концентрацией водородных ионов, а водородным показателем (pH):
pH = - lg [H+], соответственно:
pH = 7 нейтральная среда;
pH ‹ 7 кислая среда;
pH › 7 щелочная среда.
Дисперсные системы.
Диспе́рсная систе́ма — это образования из двух или более числа фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда)
Основные типы дисперсных систем. По дисперсности, т. е. размеру частиц дисперсной условно делят на грубодисперсные и тонко(высоко)дисперсные. наз. коллоидно-дисперсными или просто коллоидными системами. В грубодисперсных системах частицы имеют размеры от 1 мкм и выше (уд. пов-сть не более 1 м2/г), в коллоидных - от 1 нм до 1 мкм (уд. пов-сть достигает сотен м2/г). Дисперсность оценивают по усредненному показателю (среднему размеру частиц, уд. пов-сти) или дисперсному составу.
По агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды различают следующие дисперсные системы (табл.9):
Таблица 9. Классификация дисперсных систем по агрегатным состояниям дисперсной фазы и дисперсионной среды
| Дисперсионная среда | Дисперсная фаза | ||
| Твердая | Жидкая | Газообразная | |
| Жидкая | Золи, суспензии, гели, пасты | Эмульсии | Газовые эмульсии, пены |
| Твердая | Твердые золи, сплавы | Твердые эмульсии | Твердые пены |
| Газообразная | Дым, пыль | Туманы | Отсутствуют |
Аэрозоли представляют собой системы с газообразной дисперсионной средой. Они делятся на туманы — аэрозоли с жидкой дисперсной фазой, пыли и дымы — аэрозоли с твердой дисперсной фазой (пыли образуются при измельчении твердых веществ, а дымы при конденсации твердых веществ из газовой фазы).
Дисперсии в жидкой среде делятся на пены (дисперсная фаза газ), эмульсии (дисперсная фаза жидкость), суспензии или взвеси (грубодисперсные системы твердых частиц в жидкостях) и коллоидные растворы или золи (тонкодисперсные системы твердых частиц в жидкостях).
Слово «золь» произошло от латинского слова (solutio), обозначающего раствор.
Дисперсии в твердых телах представляют собой системы с твердой дисперсионной средой. К ним относятся твердые пены (дисперсная фаза газ, например, пенобетоны, пенопласт, хлеб и т.п.), твердые эмульсии (дисперсная фаза жидкость, например, жемчуг, где в твердом карбонате кальция диспергирована вода), а также системы типа твердое в твердом: например, рубиновое стекло, в котором в силикатном стекле находятся частички золота размером 4-30 мкм.
В зависимости от того, одинаковы или нет размеры частиц, различают соответственно монодисперсные и полидисперсные системы. Подавляющее большинство реальных систем полидисперсны.
Дисперсные системы подразделяюттакжепо характеру взаимодействия между частицами дисперсной фазы на свободнодисперсные и связаннодисперсные.
Свободнодисперсные системы -дисперсные системы, в которых частицы дисперсной фазы свободны и могут независимо друг от друга перемещаться в дисперсионной среде. Такие системы обладают текучестью.
Примеры: золи, суспензии, аэрозоли…
Связаннодисперсные (структурированные) системы -дисперсные системы, в которых частицы связаны между собой межмолекулярными силами, образуя трехмерную пространственную структуру.
Примеры: гели, студни…
Положение элемента в ПС, валентные возможности, правило четности, распространение в природе и основные природные формы соединений, характеристики простых тел, физические и химические свойства, важнейшие соединения, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Б) Характеристика калия.
Химия воды.
Вода H2O – это оксид водорода , в котором водород проявляет степень окисления +1, а O-2
Молекула воды полярна и имеет угловую форму. Молекула воды взаимодействует между собой, образуя водородную связь. Это обуславливает аномалию температур плавления и кипения - они значительно выше, чем у ее химических аналогов.
Физические свойста:
Чистая вода не имеет цвета, вкуса и запаха, толстые слои воды (более 5 м) имеют голубую окраску. Затвердевание воды в лёд сопровождается увеличением объёма на 9%, то есть лёд легче жидкой воды (вторая аномалия воды). T кип = +100,0 °C Наибольшую плотность вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды).
Сущ-ет в 3 агрегатных состояниях: тв.- лед, жидкое и газообразное – водяной пар.
Химические свойства:
Вода - чрезвычайно слабый электролит (H2O <—> Н+ + ОН−), электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз воды проводят в присутствии сильных электролитов.
По химическим свойствам вода - достаточно активное вещество, в подходящих условиях она реагирует со многими металлами и неметаллами, основными и кислотными оксидами:
2H2О + 2Na = 2NaOH + H2↑ H2O + BaO = Ba(OH)2
H2O + Cl2 = HClO + HCl 3H2O + P2O5 = 2H3PO4
- Благодаря полярности молекул воды в ней растворяются и диссоциируют основания, кислоты и соли, большинство солей вступает с водой в реакции обратимого гидролиза.
- Вода как растворитель способствует протеканию огромного количества обменных и окислительно-восстановительных реакций.
- Со многими безводными солям вода образует кристаллогидраты ( белого сульфата меди(II) CuSO4 в голубой медный купорос CuSO4 . 5H2O).
PH воды
Для удобства, концентрации [H+] и [HO-] выражают в виде водородного показателя pH и гидроксильного показателя pOH.
pH и pOH - это отрицательные десятичные логарифмы концентраций [H+] и [HO-] (правильнее использовать не концентрацию, а активность) соответственно:
pH = -lg[H+]
pOH = -lg[OH-]
Если [H+]=[OH-]=10-7 моль/л, то среда раствор нейтральная;
если [H+]>10-7 моль/л, то раствор кислый;
если [OH-]>10-7 моль/л, то раствор щелочной.
Основные законы атомно-молекулярной теории.
1.)Закон сохранения массы. Масса исходных веществ, вступивших в реакцию, равна массе получившихся веществ.
2)Закон эквивалентов. Вещества реагируют в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Эквивалент – это количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает 1 моль атомов водорода в химических реакциях.
3)Закон постоянства состава .Состав индивидуального химического соединениия постоянен и не зависит от способа получения этого соединения
4) Закон простых кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то на одну и ту же массу одного элемента приходятся такие массы другого, которые относятся друг к другу как небольшие целые числа.
5) Закон простых объемных отношений . Объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов как небольшие целые числа.
6) Закон Авогадро. В равных объемах газов при обинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Закон Авогадро
2. Закон Авогадро(1810)-В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул
Следствия: 1).масса равных объемов двух газов при одинаковых условиях будет относится друг к другу как их молекулярные массы.
2).масса любого вещества, равная его атомной массе, будет содержать одно и тоже кол-во молекул, это кол-во называют числом Авогадро. Кол-во частиц, равное числу авогадро, принято называть моль. При одинаковых условиях 1 моль любого газообразного в-ва занимает один и тот же объем.
3).относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.