Основные законы химии. газовые законы. классы неорганических соединений

Вопросы, на которые необходимо обратить внимание при изучении темы (по лекционному материалу и рекомендуемой литературе):

Предмет и задачи химии. Связь химии с биологией, физикой, специальными дисциплинами. Содержание, цели и задачи курса. Химическое единство мира. Основные законы и понятия химии: атом, молекула, моль, относительная атомная и молекулярная масса, постоянная Авогадро. Законы сохранения массы и энергии, постоянства состава, Авогадро. Эквивалент. Закон эквивалентных отношений. Молярная масса эквивалента. Газовые законы. Основные классы неорганических соединений.

Вопросы темы, выносимые для самостоятельного изучения (сделать краткий конспект): Основные законы и понятия химии: атом, молекула, моль, относительная атомная и молекулярная масса. Простое и сложное вещество. Аллотропия. Основные стехиометрические законы химии. Газовые законы: Закон Авогадро. Закон Дальтона. Закон парциальных давлений. Относительная плотность газа. Основные классы неорганических соединений.

Основные понятия химии и единицы их измерения

Количество вещества (n) – это физическая величина, которая характеризует число структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов, протонов, эквивалентов и др.) в определенной порции вещества.

Единица измерения количества вещества – моль.

Моль – количество вещества, содержащее столько же структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов, эквивалентов и др.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С, то есть 6,02·10²³.

Это число (6,02·10²³) называется числом Авогадро. Измеряется в моль^-1.

Необходимо указывать, к каким структурным единицам относится понятие моль, например, «моль молекул водорода», «моль атомов водорода», «моль ионов водорода», «моль эквивалентов» и др.

Молярная масса – масса 1 моль вещества. Единица измерения г/моль.

Например, М(Н₂О) = 18 г/моль, М(NaOH) = 40 г/моль, М(HNO₃) = 63 г/моль.

Эквивалент– реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.

Молярная масса эквивалентов – физическая величина, измеряемая произведением молярной массы вещества на фактор эквивалентности.

Молярная масса эквивалентов – масса 1 моль эквивалентов, т.е. 6,02·10²³ эквивалентов. Обозначение М(f_экв.Х), М( Х), М_э(Х).Единица измерения г/моль.

Фактор эквивалентности– число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.

Молярная масса – это абсолютная константа индивидуального вещества, молярная масса эквивалентов – константа вещества в конкретной реакции.

Фактор эквивалентности рассчитывается на основе стехиометрии данной реакции из равенства f_экв.(Х) = , где z -

· в кислотно-основной реакции - основность кислоты или кислотность основания; определяется числом ионов водорода или гидроксид-ионов, участвующих в данной конкретной реакции;

· вокислительно-восстановительной реакции – число электронов, которые отдает или присоединяет частица в данной окислительно-восстановительной реакции.

Ниже приведены формулы для вычисления молярных масс эквивалентов сложных веществ:

Современные рекомендуемые обозначения физических величин, примеры их записи и расчета	Ранее используемые обозначения физических величин, примеры их записи и расчета
М( оксида)= ·М(оксида) М( Al2O3)= ·102= 17(г/моль)
М( кислоты)= ·М(кислоты) М( H2SeO4)= ·145=72,5(г/моль)
М( основания)= ·М(основания) М( Ca(OH)2)= ·74=37(г/моль)
М( соли)= ·М(соли) М( Fe2(SO4)3)= ·400=66,67(г/моль)

Молярная масса эквивалентов одного и того же вещества зависит от течения реакции:

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

В первом случае молярная масса эквивалентов H₂SO₄ равна ее молярной массе, во втором – половине молярной массы, так как в первом случае в реакции принимает участие один ион водорода (основность равна 1, f_экв= ), а во втором – два иона водорода (основность равна 2, f_экв= ).

М( H₂SO₄)=1 М(H₂SO₄)=98 (г/моль) или

М( H₂SO₄)= М(H₂SO₄)=49( г/моль) или

Для определения фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента вещества в окислительно-восстановительной реакции необходимо написать уравнение реакции и электронный баланс реакции.

Например, для реакции взаимодействия натрия и серы запишем уравнение реакции и электронный баланс:

Каждый атом натрия отдает один электрон, а каждый атом серы принимает два электрона. Поэтому

f_экв(Na) = 1/1, f_экв(S) = 1/2.

Молярная масса эквивалента равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества:

М_экв(Na) = f_экв(Na) ·M(Na);

A_r(Na) = 23, M(Na) = 23 г/моль, М_экв(Na) = (1/1)·23 = 23 (г/моль);

М_экв(S) = f_экв(S) · M(S);

A_r(S) = 32, M (S) = 32 г/моль, М_экв(S) = (1/2)·32 = 16 (г/моль).

Основные законы химии

1.Закон сохранения массы вещества (М.В.Ломоносов,1748; французский ученый Антуан Лоран Лавуазье,1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции (продуктов реакции). Этот закон является частным случаем общего закона сохранения энергии. В механических и ядерных процессах соблюдается только в том случае, если энергия не рассеивается.

С точки зрения атомно- молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химической реакции атомы не исчезают и не возникают из ничего, а происходит лишь их перегруппировка. А так как число атомов до реакции и после реакции остается неизменным, то и их общая масса также не изменяется.

Каждое химическое уравнение символизирует закон сохранения массы вещества и закон сохранения энергии:

∑m_{продуктов} = ∑m _{реагентов}

Например: H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O + 115 kДж

98 г + 80г = 142г + 36г

178 = 178

2. Закон постоянства состава (французский ученый Жак Пруст; 1808)

Cовременная формулировка закона: Каждое химически чистое вещество молекулярного строения независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный состав (под химически чистым веществом в определении подразумевается вещество, в котором химическим путем нельзя обнаружить примеси).

Ограниченность закона состоит в том, что он справедлив только для жидких и газообразных соединений с молекулярной структурой (например, SO₂, SO₃, NH₃,CH₄,H₂O и др.). Исключением являются полимеры, состоящие из молекул разной длины. Такие соединения в память Дж. Дальтона названы дальтонидами. Их состав выражается простыми формулами с целыми стехиометрическими индексами.

Вещества немолекулярного строения (ионные, атомные) имеют переменный состав и названы бертоллидами (в память фр. химика Клода Луи Бертолле, предвидевшего такие соединения). Стехиометрические индексы в бертоллидах могут быть дробными. Их состав меняется от условий получения (P, T). Например, можно получить оксид железа (II) состава Fe_0,89Oили Fe_0,93O. Бертоллиды часто встречаются среди бинарных соединений (гидридов, сульфидов, нитридов, оксидов металлов и т.п.) Из природных соединений бертоллидами являются, например, полевые шпаты, шпинели.

Закон постоянства состава можно сформулировать иначе: Химические элементы соединяются в определенных количественных соотношениях.

Например, углерод и кислород соединяются только в соотношении С:О =12:16, т.е.3 : 4 (СО – угарный газ) и С:О = 12:32, т.е. 3:8 (СО₂ – углекислый газ) Ни в каких других соотношениях они не соединяются.

Состав воды независимо от способа получения (синтезом, нейтрализацией, конденсацией и т. д.) имеет качественный и количественный состав: водорода Н – 11,19% и кислорода 88, 81%.Однако, нужно учитывать и изотопный состав. В тяжелой воде водорода ( ²Н – дейтерия) – 20%.

3. Закон кратных отношений (английский ученый Джон Дальтон, 1803) :

В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях.

Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO_1,46-1,56 и TiO_1,9-2,0), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С₂₀Н₄₂ и С₂₁Н₄₄).

4. Закон объёмных отношений. Этот закон в качестве обобщения вывел французский ученый Гей-Люссак (второе название закона – «химический»). Объёмы газов, участвующих в акте химического взаимодействия, относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Так, например, при взаимодействии 2 объёмов водорода и 1 объёма кислорода, образуются 2 объёма водяного пара.

5. Закон Авогадро.(1811):В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекает три следствия:

1. Один моль вещества в любом состоянии содержит одинаковое число молекул (или атомов) N_A= 6,022 ∙ 10²³(число Авогадро)

2. Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем, равный 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа (V_m): V_m = 22,4 л

Н.у. : Т = 273,15 К ( 0^оС); Р = 101,325 кПа = 101325 Па = 1 атм. = 760 мм.рт. ст

3. Массы различных газов, занимающих одинаковый объем, относятся между собой как их молярные массы

приV₁ = V₂

Относительная плотность газа – D;

Обычно плотность газа определяют по отношению к водороду (D_H ) или воздуху (D_возд.).

М _газа = 2D_H ;М _газа = 29D_возд

На основании газовых законов Р. Бойля – Э. Мариотта, 1662 г. (pV =const при изотермических условиях), Ж. Шарля – Ж. Гей-Люссака, 1802 г. (вскрывает зависимость объема газа от его температуры при постоянном давлении – при изобарных условиях):

и закона А. Авогадро выводится объединенный закон газового состояния, выражением которого является уравнение состояния идеального газа^*:

Это уравнение легко преобразовать в уравнение Клапейрона – Менделеева, 1874 г.

гдеR – универсальная газовая постоянная. Её численное значение зависит от единиц измерения объема и давления, например: R = 8,314 Дж/моль∙К = 62360 мм рт. ст.∙мл / моль∙К.

* Идеальный газ – это газ, поведение которого «идеально»: его молекулы не имеют объема, не взаимодействуют друг с другом, движутся быстро, прямолинейно и не теряют энергию при столкновениях. Многие реальные газы ведут себя подобным образом при условии, если молекулы газа малы и расположены далеко друг от друга.

6. Закон эквивалентов. Отношение масс (или объёмов) взаимодействующих друг с другом веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объёмам). Математически это можно записать следующим образом: =

Из последнего соотношения следует:

= ,

т.е. число моль эквивалентов вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции веществ равны между собой:

n_{э 1 =} n_{э 2}

Количественным выражением закона эквивалентов для реакций, протекающих в растворах, является соотношение:

,

где с_н – нормальная концентрация вещества (молярная концентрация эквивалента).

Раствор, содержащий в одном литре один моль эквивалентов растворенного вещества, называется однонормальным (1,0 н.), 0,1 моль эквивалентов - децинормальным (0,1 н.), 0,01 моль эквивалентов – сантинормальным (0,01 н.)

Приближенное значение мольной массы атомов элемента позволяет определить правило Дюлонга и Пти: Атомная теплоёмкость большинства простых веществ в твёрдом состоянии лежит в пределах 22-29 Дж/(моль*К) [в среднем около 26 Дж/(моль*К)]. Отсюда следует, что разделив 26 на удельную теплоёмкость простого вещества, легко определить приближённое значение мольной массы атомов соответствующего элемента.