Основные понятия и законы химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Основные понятия и законы химии

План

1. Понятие о материи, теоретическое и практическое значение химии.

2. Основные понятия химии.

3. Основные законы химии

3.1 Стехиометрические законы химии

3.2 Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов.

3.3 Газовые законы

1. 

1. Понятие о материи, теоретическое и практическое значение химии

Химия относится к числу естественных наук, которые изучают окружающий нас мир, т.е. материю. Материя проявляется в двух видах: вещества и поля. Вещество - это устойчивое скопление элементарных частиц (атомов, молекул, ионов и др.), обладающих массой покоя. Поле - представляет собой поток квантов, которым масса покоя не присуща. Посредством поля осуществляется взаимодействие между частицами вещества. Примеры полей: электромагнитное, гравитационное, ядерное и др.

Способом существования материи является движение. Различают пять форм движения материи: механическую, физическую, химическую, биологическую и социальную.

Химическая форма движения материи - это процессы разрушения и образования веществ, которые называются химическими реакциями. Они сопровождаются перемещением валентных электронов, т.е. частиц вещества. Таким образом, химия - наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения простых и сложных веществ.

Химия формирует научное мировоззрение и составляет теоретическую основу многих наук. Велика роль химии в практической деятельности человека. В результате химизации строительства стало возможным широкое использование таких процессов, как сварка, склеивание, формование. Применение вяжущих веществ совершенствуется на основе изучения процессов, происходящих при их твердении. Создаются быстротвердеющие бетоны и растворы, используются химические методы ускорения твердения и методы, основанные на стимулировании скорости химических реакций (например, прогрев, электрохимическая обработка). Новые синтетические материалы - пластмассы, полимеры - способствуют совершенствованию конструкций и методов строительства. В большой степени химизация коснулась и отделочных работ - это краски, замазки, шпаклевки, линолеум, стеклопластики, поропласты и др. материалы. Глубокое понимание процессов, происходящих при твердении вяжущих веществ, знание основ химии строительных материалов, ясное представление о сущности физико-химических и химических процессов, применяемых в строительстве, обязательны для современного инженера - строителя.

2. Основные понятия химии

Объектом изучения химии являются элементы и их соединения.

Химическим элементом называют вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра.

Атом - наименьшая химически неделимая частица химического элемента, сохраняющая все его свойства. Атомы образуют молекулы.

Молекула - наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая химическими свойствами данного вещества. Молекулы простых веществ образованы атомами одного элемента (H2, S4, O2 и др.), а сложных - разными (SO2, H3PO4 ,)

Массы атомов и молекул, выраженные в килограммах (кг) или граммах(г), представляют собой чрезвычайно малые числа. Например, масса атома углерода равна 1,993·10-26 кг. Пользоваться такими числами при расчетах неудобно, поэтому для выражения масс атомов и молекул введена особая единица - атомная единица массы, (а.е.м). В 1961 году за единицу атомной массы принята, углеродная единица, которая представляет собой 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С.

Относительной атомной массой (символ -- Аr) называется величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Например, Аг(С1)=35,453. Подстрочный индекс г происходит от лат. relative -относительный. Аг - величина безразмерная.

Относительная молекулярная масса вещества (Mr) - это

отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома изотопа углерода12С. Mr - численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы. Например, Mr(H2SO4)=2·Ar(H) + Ar(S) + 4·Ar(O) = (2·1) + 32 + (4 · 16) = 98.

В Международной системе (СИ) за единицу количества вещества принят моль. Моль (х) -- это количество вещества системы, содержащее столько структурных частиц (атомов, молекул, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.

Постоянная Авогадро (Na) -- это число частиц, содержащихся в одном моле любого вещества. (NА)= 6,02·1023 моль-1

Молярная масса (М(х), г/моль) -- масса одного моля вещества.

Молярные массы численно совпадает с относительными массами атомов и молекул.

Например: Аг(С)=12, М(С)=12 г/моль; Mr(H2SO4)=98, M(H2SO4)=98 г/моль.

Между массой вещества (m, г), количеством вещества (х, моль) и молярной массой (М, г/моль) существуют взаимосвязь: m= х · M

3. Основные законы химии

Стехиометрия - это особый раздел химии, в котором изучают количественный состав веществ, а также количественные изменения, происходящие с ними при химических реакциях.

В основе стехиометрических расчетов лежат фундаментальные количественные законы химии.

Закон сохранения массы вещества (Ломоносов М.В., 1748, 1756; Лавуазье А., 1777): Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Объясняется это тем, что при химических превращениях атомы не разрушается, а только перегруппировываются с образованием новых веществ. Все расчеты по химическим уравнениям производят на основании этого закона. По уравнениям реакций в химическом производстве и в лабораториях рассчитывают, какое количество исходных веществ надо взять, чтобы получить заданное количество продукта, рассчитывают выход продукта и т.д.

Закон сохранения массы веществ М.В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии. Взгляды Ломоносова подтверждены современной наукой. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна (1905)

Е = m•C2,

Е - энергия, m - масса, С - скорость света в вакууме. Это уравнение может быть представлено в виде ?m = Е/С2

Что можно сформулировать так: если тело теряет (испускает) энергию, то одновременно имеет место эквивалентное уменьшение массы и наоборот. Однако это наблюдается лишь в процессах, сопровождающихся выделением или поглощением громадных количеств энергии, например, в ядерных и термоядерных реакциях. Поэтому химические реакции подчиняются закону сохранения массы, а ядерные и термоядерные реакции - закону сохранения массы и энергии.

Закон постоянства состава вещества (Ж.Л. Пруст, 1797): Вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения. На этом законе основаны расчеты по химическим формулам. Зная химическую формулу вещества, можно рассчитать относительное содержание каждого элемента в образце вещества - так называемую массовую долю W(щ).

Дальнейшее развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. Первые соединения называются дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле).

Дальтониды - это соединения молекулярной структуры, т.е. состоящие из молекул. Их состав выражается простыми формулами с целочисленными индексами, например: Н2О, ССl4, СО2 и др.

Бертоллиды - соединения с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой). Их состав изменяется и не отвечает стехиометрическим индексам. Например, оксид титана имеет состав от TiO0,7 до TiO1,3.

Закон постоянства состава позволил установить весовые соотношения, в которых химические элементы соединяются между собой. Дальтон ввел понятие эквивалент (в переводе означает «равноценный»)

Эквивалент химического элемента (Э(х),моль) - это реальная или условная частица, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Число, которое показывает, сколько эквивалентов содержится в одной формульной частице вещества (атоме, молекуле, ионе и т.д.) называется эквивалентным числом Z(x).

Число, обозначающее, какая доля реальной частицы является эквивалентом, называется фактором эквивалентности (fэкв)

fэкв= 1/ Z(x), где

Для химических элементов Z(x) равно валентности (В) элемента

Z(x) = B(x)

Например, в Z(N)=3; Z(H)=1.

Для сложных веществ эквивалентное число рассчитывается по формуле:

Z(х) = N(ФГ)•В(ФГ), где

N - номер функциональной группы (ФГ), В - валентность ФГ.

Функциональные группы:

у кислот - катионы водорода Н+; у оснований - гидроксид ионы ОН-;

у солей - катионы металлов Меn+; или NH; у оксидов - элемент, образующий оксид Эn+.

Например:

Z(3PO4)=3; Z(Ca(O)2)=2; Z(3(PO4)2)=6; Z(2O5)=10.

Молярная масса эквивалента (M(f(x)), г/моль) - это масса одного моля химического эквивалента.

Для элемента M(f(x))= Ar(x ) / B(x)

Для веществ M(f(x)) = fэкв • M(x)

Или Mэ(x)= 1/Z • M(x)

Например:

Z(2SO4)=2; M(H2SO4) = 98 г/моль; Мэ(H2SO4) =•98=49 г/моль.

Для вычисления объема моля газов (эквивалентный объем газа Vэ(х)) необходимо знать число молей эквивалентов в одном моле газа. Например, В(Н) = 1, тогда Z(Н) = 1 г/моль, что в 2 раза меньше молярной массы газа водорода М(Н2) = 2 г/моль = Мэ(Н2) = 2 г/моль. Следовательно, объем моля эквивалентов водорода в 2 раза меньше объема моля газа, т.е.

Vэ(Н2) = 22,4 :2 = 11,2 л.

Аналогично, для кислорода: В(О) = 2, Z(О) = 2, М(О) = 16 г/моль; Мэ(О) = Ѕ · 16 = 8 г/моль, так как молярная масса эквивалента кислорода (8 г/моль) меньше молярной массы кислорода в 4 раза (М(О2) = 32 г/моль), то объем одного моля эквивалентов кислорода в 4 раза меньше его молярного объема, т.е. Vэ(О2) = 22,4 : 4 = 5,6 л.

На основании понятия об эквиваленте формулируется один из основных законов химии - закон эквивалентов: Вещества или элементы взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных молярным массам их эквивалентов.

= ; где

m(1) и m(2)- массы реагирующих веществ; M(f(1) и M(f(2) - молярные массы их эквивалентов

3.3 Газовые законы

материя химия закон эквивалент

Закон объемных отношений (Ж.Гей-Люссак, 1805) при одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакций как соответствующие стехиометрические коэффициенты.

Закон Авогадро (1811). В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Из закона Авогадро вытекают следствия, которые используется при решении задач.

Следствие 1. Моли различных газов при одинаковых условиях (T и P) занимают одинаковый объем, а при нормальных условиях (н.у.) - 22,4 л. Этот объем (объем одного моля газа) называется молярным объемом газа и обозначается VM или Vm. Молярный объем газа - это отношение объема вещества к количеству этого вещества VM =.

Следствие 2. Плотности газов, взятых при одинаковых условиях (Т,Р) относятся как их молекулярные массы

=

Отсюда, Dгаз2(газ1) = Mr(газ1) / Mr(газ 2)

D - относительная плотность первого газа по второму. Обычно ее определяют по отношению к легкому газу - водороду. Поскольку Ar(Н2) = 2, то Mr(газа) = Mr(Н2) • D (Н2) Отсюда Mr (газа) = 2 • D(Н2)

Таким образом, молекулярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.

Для решения химических задач, связанных с газообразными веществами, часто используется формула объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

=

P0 , V0, T0 - давление, объем газа и температура при нормальных условиях (р0 = 101325 Па, Т0 = 273 К).

Если известна масса или количество газа, а необходимо вычислить объем, или, наоборот, используют уравнение Менделеева - Клапейрона:

PV = n•R•T , т.к. n = m/M , то

n - число молей газа; m - масса, г; M - молярная масса газа, г/моль; R - универсальная газовая постоянная:

R = 8,31 л•кПа/моль•К; R = 62400 мл•мм.рт.ст./град•моль

R = 0,082 л•атм/град•моль

Размещено на Allbest.ru