Справочник от Автор24
Химия

Конспект лекции
«Основные понятия и законы химии»

Справочник / Лекторий Справочник / Лекционные и методические материалы по химии / Основные понятия и законы химии

Выбери формат для чтения

pdf

Конспект лекции по дисциплине «Основные понятия и законы химии», pdf

Файл загружается

Файл загружается

Благодарим за ожидание, осталось немного.

Конспект лекции по дисциплине «Основные понятия и законы химии». pdf

txt

Конспект лекции по дисциплине «Основные понятия и законы химии», текстовый формат

ЛЕКЦИЯ №1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Химия – это наука о веществах, их взаимодействиях, и о тех явлениях, которые эти взаимодействия сопровождают. Вещество — это субстанция со специфическим химическим составом. Примеры химических веществ: вода, железо, фосфор, известь, кислород и т.д. Так определяется понятие вещества с позиций химии. В физике термин «вещество» имеет немного другое значение. Там веществу противопоставляется физическое понятие, которое называется «поле», так как физика помимо изучения строения и физических свойств различных веществ, занимается еще и изучением полей. Известны электромагнитное и гравитационное поля, поле ядерных сил, волновые поля различных элементарных частиц. С позиций современного естествознания и вещество, и поле состоят из частиц, но вещество, в отличие от поля, обладает массой покоя, а поле, соответственно, массой покоя не обладает. Физик зачастую пользуется понятием вещество, чтобы противопоставить его полю. Химия в отличие от физики изучением полей не занимается. Химия изучает только вещества, но изучает их более подробно. Химических веществ очень много. На данный момент известно около 25 миллионов химических веществ и постоянно открываются и синтезируются новые химические вещества. Каждое вещество обладает набором специфических свойств – объективных параметров, которые обуславливают индивидуальность вещества и тем самым позволяют отличить его от всех других веществ. Свойства веществ подразделяются на физические и химические. Физические свойства вещества: температура плавления, температура кипения, цвет, вязкость, плотность и др. Химические свойства вещества – это способность веществ взаимодействовать с другими химическими веществами. Важнейшая задача химии – изучение закономерностей между строением веществ и их свойствами. В процессе своего развития химическая наука, накапливая новые знания, использует их для научно-технического прогресса. Сейчас уже нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с использованием химии. Природа дает нам лишь исходные материалы – руды металлов, каменный уголь, нефть. Подвергая природные вещества химической обработке, получают разнообразные продукты, необходимые для жизнедеятельности человеческого общества. Современная химия служит основой для создания инновационных технологий и новых веществ, развития новых направлений химического производства. Атомно-молекулярное учение Гипотеза о том, что все вещества состоят из отдельных частиц, возникла задолго до нашей эры. Уже тогда философы считали, что вещества построены из мельчайших неделимых частиц — атомов, находящихся в постоянном движении. В промежутках между атомами находится пустое пространство. Античные мыслители полагали, что все вещества отличаются друг от друга формой, числом и расположением образующих их атомов, а все происходящие в природе изменения объясняли соединением или разъединением атомов. В XVII веке вклад в развитие атомно-молекулярного учения внесли английские ученые Роберт Бойль и Исаак Ньютон. Но наиболее полно основы атомно-молекулярного учения были изложены первым русским химиком М.В.Ломоносовым в 1741 году. Окончательно атомномолекулярное учение сформировалось к концу XVIII – началу XIX веков, когда в химию были введены количественные методы исследования. Основные положения атомно-молекулярного учения 1) Молекулы состоят из атомов. Свойства атомов одного и того же элемента одинаковы и отличаются от свойств атомов других элементов. 2) Вещества состоят из молекул; молекулы различных веществ отличаются между собой химическим составом, размерами, химическими свойствами. Например, молекула водорода состоит из двух атомов водорода и имеет размер 0,25 нм, а молекула самого простого белка инсулина содержит около 850 атомов, в их числе атомы углерода, водорода, кислорода, азота, серы, и размер этой молекулы явно больше, чем 0,25 нм. Обратите внимание, что в данной формулировке не упоминаются физические свойства. Физические свойства вещества, такие как температура плавления и кипения, механическая прочность и твердость зависят от прочности связей между молекулами вещества в его данном фазовом состоянии (жидком, твердом или газообразном). Поэтому термин «физические свойства» можно использовать только по отношению к более крупным частицам вещества, а не к отдельным молекулам. Использование его по отношению к отдельной молекуле не имеет смысла. 3) В процессе химических взаимодействий молекулы подвергаются качественным изменениям. Более легкую для понимания формулировку химического взаимодействия можно записать следующим образом: Химическое взаимодействие – это превращение молекул одних веществ в молекулы других. 4) Атомы, в отличие от молекул, в химических взаимодействиях не изменяются. Смысл всех химических взаимодействий состоит в том, что между вступающими в них веществами (они называются исходными веществами) и теми веществами, которые получаются (они называются продуктами химического взаимодействия) должен соблюдаться баланс атомов: сколько атомов имеется в составе исходных веществ, столько же атомов должно входить в состав продуктов реакции, причем атомов того же самого вида. Допустим, что в реакцию вступают двухатомные молекулы водорода и кислорода, состоящие соответственно из атомов водорода и кислорода. Из них получаются молекулы воды, тоже состоящие из атомов водорода и кислорода. 2 Н2 + О2 = 2 Н2О исходные вещества продукт У нас были две молекулы водорода, каждая из которых состоит из двух атомов водорода и одна молекула кислорода, состоящая из двух атомов кислорода, а получились две молекулы воды, каждая из которых состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Итак, если посчитать количество атомов водорода и кислорода слева и справа от знака равенства, то видно, что оно одинаковое. Вступившие во взаимодействие атомы водорода и кислорода никуда не исчезли и не превратились в какие-то другие атомы, не появились и дополнительные атомы водорода и кислорода или каких-либо других веществ; только те атомы, что у нас изначально были, скомпоновались по-другому. Еще пример – два химических вещества обмениваются входящими в их состав атомами: FeSO4 + 2 KOH = Fe(OH)2 + K2SO4 исходные вещества продукты Изначально у нас имелась молекула сульфата железа и две молекулы гидроксида калия. Данные вещества обмениваются атомами металлов: атом железа соединяется с двумя гидроксогруппами и получается гидроксид железа, а два атома калия занимают место железа в составе сульфата и получается молекула сульфата калия. И еще один пример – химическое вещество разлагается на другие вещества: СН4 = С + 2 Н2 исходное вещество продукты Одна молекула углеводорода метана под воздействием высокой температуры разлагается на одну молекулу углерода и две двухатомные молекулы водорода. Итак, во всех вышеуказанных химических процессах соблюдается правило баланса атомов: какое количество атомов одного вида вступает в реакцию, такое же количество атомов того же вида получается в результате реакции. В этом и состоит принципиальное различие между химическими и ядерными процессами, которые происходят, например, на атомных электростанциях. В случае ядерных процессов из одних атомов получаются другие, например, из атомов урана – атомы плутония. Но вернемся к нашим химическим процессам. То, что мы сейчас записали, называется химическими уравнениями. Химическое уравнение – это запись химического взаимодействия с помощью формул исходных веществ и формул продуктов взаимодействия. Атом, химический элемент, молекула Итак, исходя из основных положений атомно-молекулярного учения, наименьшая частица химического элемента, обладающая свойствами данного элемента – это атом. Атом - наименьшая частица химического элемента, которая обладает свойствами данного элемента. Атом состоит из элементарных частиц – протонов, нейтронов и электронов. Положительные протоны и электронейтральные нейтроны составляют ядро атома. Соответственно, ядро атома положительно. Во внешней оболочке атома находятся отрицательные электроны. Число отрицательных электронов равно числу положительных протонов. Поэтому любой атом – электронейтральная частица. Все атомы каждого данного элемента имеют одно и то же число протонов в составе ядра и соответственно число электронов в оболочке. Данные о количестве протонов, которые имеются у каждого отдельного элемента, можно найти в таблице Менделеева: номер элемента в таблице соответствует количеству протонов. Например, водород, элемент №1, имеет один протон и соответственно один электрон; кислород, элемент №8, имеет восемь протонов и восемь электронов. Поэтому можно сформулировать следующее определение химического элемента: Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Каждый химический элемент имеет свое название и свой символ. Примеры химических элементов: азот N, железо Fe . Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Примеры молекул: Н2О, НCl, KOH. Нельзя смешивать понятия «химические свойства элемента» и «химические свойства вещества», потому что Химические свойства молекулы вещества отличны от химических свойств входящих в состав вещества элементов. Молекула сульфида свинца PbS состоит из атомов элементов свинца и серы, но она не обладает химическими свойствами элементов свинца и серы, она обладает уже совсем другими химическими свойствами, свойствами именно сульфида свинца. Например, при взаимодействии сульфида свинца с азотной кислотой основным продуктом является сульфат свинца: PbS + 8 HNO3 = PbSO4 + 8 NO2 + 4 H2O а при взаимодействии с азотной кислотой свинца и серы основными продуктами являются соответственно нитрат свинца и серная кислота: Pb + 4 HNO3 = Pb(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O S + 6 HNO3 = H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O А например, со щелочами сульфид свинца не взаимодействует, тогда как свинец и сера взаимодействуют: сера с образованием сульфитов и сульфидов, а свинец с образованием комплексных солей гидроксоплюмбитов. PbS + KOH = реакция не идет 3 S + 6 KOH = K2SO3 + 2 K2S + 3 H2O Pb + 4 KOH + 2 H2O = K4[Pb(OH)6] + H2 гидроксоплюмбит калия Вещество простое и сложное Молекулы могут содержать атомы только одного элемента. Такие вещества называются простыми веществами. Простые вещества – это вещества, молекулы которых содержат атомы только одного элемента (Р, Са, N2, O2). Некоторые элементы могут образовывать несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Способность одного элемента существовать в виде разных простых веществ, отличающихся по свойствам, называется аллотропией, а сами вещества называются аллотропными модификациями. Элемент кислород О имеет две аллотропные модификации: кислород О2 и озон О3, отличающиеся числом атомов в их молекуле, а модификации углерода – графит, алмаз, карбин – отличаются структурой. Модификации кислорода – кислород О2 и озон О3, модификации углерода – алмаз, графит, карбин. Понятие «простое вещество» нельзя отождествлять с понятием «химический элемент». Простое вещество ≠ химический элемент Простое вещество имеет определенную плотность, температуру плавления, температуру кипения и другие физические свойства. Эти свойства относятся к совокупности атомов. Химический элемент имеет определенный положительный заряд ядра, степень окисления и др. Свойства элемента относятся к отдельным атомам. Простых веществ существует сравнительно немного; большинство химических веществ являются сложными, то есть состоят из атомов разных химических элементов. Сложные вещества – это вещества, молекулы которых содержат атомы двух и более разных элементов (SO2, НСl, H2S, КОН). Обратите внимание, что сложные вещества состоят не из простых веществ, а из элементов: вода состоит не из простых веществ водорода и кислорода, а из элементов водорода и кислорода. Относительная атомная и молекулярная масса Конечно, атомы элементов и молекулы веществ обладают каждый своей физической (абсолютной) массой, которую можно выразить в единицах системы СИ. Но в этих стандартных единицах массы атомов и молекул получаются крайне малы. Например, масса атома водорода составляет всего 1,67.10–24 граммов. Как мы видим, такими маленькими значениями абсолютных масс атомов и молекул пользоваться неудобно. Поэтому было введено понятие относительной массы атомов и молекул. Для вычисления относительных атомных масс первоначально за единицу массы была выбрана масса атома водорода как самого легкого элемента и по отношению к нему вычисляли массы атомов других элементов. Но так как атомные массы большинства элементов находились исходя из состава их кислородных соединений, то фактически вычисления производились по отношению к атомной массе кислорода, которая считалась равной 16; отношение между атомными массами кислорода и водорода считалось равным 16:1. Впоследствии более точные исследования показали, что это отношение равно 15,875:1 или 16:1,0079. Изменение атомной массы кислорода повлекло бы за собой изменение атомных масс большинства элементов. Поэтому для кислорода оставили атомную массу 16, а атомную массу водорода стали считать равной 1,0079. Таким образом, единицей атомной массы считалась 1/16 часть массы атома кислорода, получившая название кислородной единицы. Но затем было установлено, что кислород является смесью изотопов и его масса равна не 16, а 15,999. Для химиков эта разница была несущественна, чего нельзя было сказать о физиках, которые внесли изменения в шкалу атомных масс элементов. Вследствие этого сосуществовали две шкалы атомных масс элементов – химическая и физическая, что создавало большие неудобства в расчетах. Чтобы навести порядок в расчетах атомных масс элементов, в 1961 году была введена новая единая шкала относительных атомных масс элементов, в основу которой положена 1/12 часть массы атома углерода. Так как углерод тоже является смесью изотопов, был выбран изотоп углерода-12 как наиболее распространенный и стабильный. Почему был выбран именно углерод, четких ответов в учебной литературе нет, но можно предположить, что просто был нужен принципиально новый элемент, чтобы не возникло путаницы с существовавшими ранее водородной и кислородной шкалой, а если не водород или кислород, то почему бы и не углерод? К тому же углерод входит в состав большинства химических соединений. Данная углеродная шкала используется в неизменном виде до сих пор. В соответствии с ней Относительная атомная масса Аr – это отношение абсолютной массы атома элемента к 1/12 части атома изотопа углерода-12 (1,66.10–24 г). Относительная молекулярная масса Мr – это отношение абсолютной массы молекулы химического вещества к 1/12 части атома изотопа углерода-12. Относительные атомные массы элементов – безразмерные физические величины. Аr и Мr – безразмерные величины. Их значения указаны в таблице Менделеева. Обычно в расчетах значения атомных и молекулярных масс округляются до целых чисел, если в условии задачи не сказано, как именно производить округление. Единственное исключение – атомная масса хлора, которую всегда берут дробной. Относительную молекулярную массу также можно найти, сложив атомные массы элементов, входящих в состав молекулы. Относительная молекулярная масса вещества складывается из относительных масс атомов, входящих в состав молекулы. Например, запишем атомные массы калия, хлора и кислорода. Эта запись будет выглядеть следующим образом: Аr(К)=39 Аr(Cl)=35,5 Аr(О)=16 Затем запишем молекулярные массы простых веществ, образованных данными элементами. Для калия, молекула которого одноатомна, атомная и молекулярная масса будут иметь одинаковое численное значение. Для хлора и кислорода, молекулы которых двухатомны, молекулярная масса будет в два раза больше атомной: Мr(К)=39 Мr(Cl2)=71 Мr(О2)=32 И запишем молекулярную массу сложного вещества хлората калия (бертолетовой соли), в состав которой входят калий, хлор и кислород: Мr(КClO3) = Аr(К)+ Аr(Cl)+3·Аr(О)= 39 + 35,5 + 3·16 = 122,5 Количество вещества В химических расчетах также часто используется понятие «количество вещества». Количество вещества – это количество структурных единиц (атомов, молекул, ионов или других частиц), образующих данное вещество. Единицей количества вещества является моль. Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода-12. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моль любого вещества равно постоянной Авогадро: NА = 6,02∙1023 моль–1. Чтобы представить себе, как велико число Авогадро, допустим, что нам удалось каким-либо образом пометить все молекулы, содержащиеся в одном моль воды (18 г). Если эту воду вылить в океан и дождаться, когда воды Мирового океана перемешаются, то набрав в любом месте стакан воды, мы найдѐм в нѐм около сотни меченых молекул. Итак, моль - это количество вещества, которое содержит такое количество структурных единиц вещества, которое равно постоянной Авогадро: 6,02.1023 молекул – один моль молекул, 6,02.1023 ионов – один моль ионов. Например, дано - некоторый объем азота содержит число молекул, равное числу Авогадро: 6,02∙1023 молекул азота N2 = 1 моль молекул азота N2 Поскольку молекула азота двухатомна, то количество атомов во взятом объеме азота будет в два раза больше: 6,02∙1023 молекул азота N2 = 12,04∙1023 атомов азота N Значит и число моль атомов азота в том же самом объеме будет в два раза больше, чем моль молекул азота: 12,04∙1023 атомов азота N = 2 моль атомов азота N И все эти выражения можно приравнять друг к другу: 6,02∙1023 молекул азота N2 = 1 моль молекул азота N2 = 12,04∙1023 атомов азота N = 2 моль атомов азота N Еще пример; дано - раствор соляной кислоты, в котором содержится количество молекул соляной кислоты, равное числу Авогадро. 6,02∙1023 молекул соляной кислоты НCl = 1 моль молекул соляной кислоты НCl Но в растворах соляная кислота находится в виде ионов Н+ и Cl¯: НCl = H+ + Cl¯ Следовательно, у нас имеется количество ионов H+, равное числу Авогадро, и количество ионов Cl¯, равное числу Авогадро, потому что из каждой молекулы соляной кислоты получается два иона - H+ + Cl¯: 6,02∙1023 молекул соляной кислоты НCl = 6,02∙1023ионов H+ + + 6,02∙1023ионов Cl¯ Или по-другому можно сказать, что у нас имеется 1 моль ионов H+ и 1 моль ионов Cl¯: 6,02∙1023ионов H+ = 1 моль ионов H+ 6,02∙1023ионов Cl¯ = 1 моль ионов Cl¯ 6,02∙1023 молекул соляной кислоты НCl =1 моль ионов H+ + 1 моль ионов Cl¯ А всего в растворе находится два моль ионов, но при этом только один моль молекул: 1 моль молекул соляной кислоты НCl = 1 моль ионов H+ + 1 моль ионов Cl¯ И если уравнять между собой все вышеуказанные выражения, то получится: 6,02∙1023 молекул соляной кислоты НCl = 1 моль молекул соляной кислоты НCl = 6,02∙1023ионов H+ + 6,02∙1023ионов Cl¯ = 1 моль ионов H+ + 1 моль ионов Cl¯ Молярная масса М – это масса вещества, взятого в количестве одного моль (г/моль). Численно равна относительной молекулярной массе вещества. Например, относительная молекулярная масса хлора Сl2 равна 71. Следовательно, молярная масса Cl2 равна 71 г/моль: Мr(Cl2)=71 М(Cl2)=71 г/моль Молекулярная масса хлората калия (бертолетовой соли) равна 122,5 как мы подсчитали ранее. Значит молярная масса хлората калия равна 122,5 г/моль. Мr(КClO3) = 122,5 М(КClO3) = 122,5 г/моль Закон сохранения массы Важнейшим открытием атомно-молекулярного учения стал закон сохранения массы, который был сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748г. Масса всех веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равна массе всех продуктов данного взаимодействия. Например, дано 10 г метана, который мы подвергнем сжиганию в токе кислорода и получим углекислый газ и воду. Уравнение с учетом коэффициентов выглядит следующим образом: СН4 + 2 О2 = СО2 + 2 Н2О Сначала найдем, сколько грамм кислорода нужно для сгорания 10 г метана: 10г СН4 Хг + 2 О2 М=16г/моль М=32г/моль m=16г m=64г = СО2 + 2 Н2О Найдем, сколько грамм углекислого газа и воды получится после сгорания 10 г метана: 10г СН4 Хг + М=16г/моль m=16г 2 О2 = СО2 Yг + 2 Н2О М=44г/моль М=18г/моль m=44г m=36г Запишем все полученные данные: 10г 40г 27,5г 22,5г СН4 + 2 О2 = СО2 + 2 Н2О Итак, у нас в реакцию вступили 10 г метана и 40 г кислорода, а получились 27,5 г углекислого газа и 22,5 г воды. Если сложить между собой массы исходных веществ и массы продуктов, то получается, что в реакцию вступило 50 г вещества и получилось 50 г вещества – конечно, это уже другие вещества, но общая масса осталась неизменной. Закон сохранения массы имел огромное значение для атомно-молекулярного учения. С позиций атомно-молекулярного учения этот закон объясняется тем, что в химических взаимодействиях общее количество атомов не изменяется, а происходит лишь их обмен. Закон сохранения массы является основным законом химии, все расчѐты по химическим уравнениям производятся на его основе. Именно с открытием этого закона связывают возникновением современной химии как точной науки. Закон Авогадро В равных объемах различных газов в одинаковых условиях (давление Р и температура Т) содержится одинаковое число молекул. Следствие из закона Авогадро: Одинаковое число молекул разных газов в одинаковых условиях будет занимать одинаковый объем. Если количество молекул будет равно числу Авогадро, то есть если у нас будет один моль газа, то в нормальных условиях он будет занимать объем 22,4 л. В нормальных условиях (Т=00С и Р=760 мм рт. ст.) один моль любого газа занимает объем 22,4 л. Какой именно газ – неважно; это может быть водород, кислород, хлор, сероводород или любое другое газообразное вещество. Запишем отношение между объемом и количеством вещества газа: где Vn – молярный объем газа, указывающий отношение объема газа к количеству вещества, л/моль; V- объем газа, л; n – количество вещества, моль. Подставим в данное уравнение численные значения: Для нормальных условий молярный объем любого газа всегда равен 22,4 л/моль. По вышеуказанной формуле можно вычислить объем газа, исходя из его количества, и наоборот, можно вычислить количество вещества газа, если известен его объем. Например, нужно найти, какой объем занимает газ, если его количество вещества равно 2,5 моль. А если нужно найти количество вещества газа, который занимает объем 11,2 л, то формула видоизменяется следующим образом: Эквивалент Элементы соединяются друг с другом, образуя химические вещества, в строго установленных количественных соотношениях. Поэтому в химии введено понятие эквивалента. Слово «эквивалентный» означает «равноценный». Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его в химических взаимодействиях. Эквивалентное число вещества z - это число эквивалентов вещества, содержащихся в 1 моль данного вещества. Число эквивалентов, содержащихся в руководствуясь следующими правилами. 1 моль вещества, находят, Правила нахождения эквивалентного числа вещества: 1) Эквивалентное число простого вещества равно валентности, умноженной на количество атомов в молекуле: z (H2) = 2 z (Cl2) = 2 z (O2) = 4 его z (O3) = 6 для одноатомных молекул металлов эквивалентное число считается равным проявляемой в соединениях валентности: z (Li) = 1 z (Mg) = 2 z (Al) = 3 если металл может проявлять несколько разных валентностей, то эквивалентное число для простого вещества считается равным наиболее типичной валентности: z (Fe) = 2 z (Cu) = 2 z (Ni) = 2 2) Эквивалентное число водородного соединения или кислоты равно количеству атомов водорода: z (LiH) = 1 z (H2O2) = 2 z (HCl) = 1 z(CaH2) = 2 z (NH3) = 3 z (HNO3) = 1 z (H2O) = 2 z (CH4) = 4 z (H2SO4) = 2 z (H3PO4) = 3 3) Эквивалентное число гидроксида равно количеству ОН-групп (одна гидроксогруппа соединяется с одним ионом водорода, значит, эквивалентное число гидроксогруппы тоже равно единице): z (KOH) = 1 z (Zn(OH)2) = 2 z (Al(OH)3) = 3 4) Эквивалентное число оксида находят, умножая количество атомов кислорода на два (эквивалентное число атома кислорода в оксидах равно двум, так как в оксиде водорода, то есть в воде, один атом кислорода соединен с двумя атомами водорода; эквивалентные числа оксидов бывают только четные): z (K2O) = 2 z (MgO) = 2 z (N2O5) = 10 z (SO2) = 4 z (SO3) = 6 z (Cl2O7) = 14 5) Эквивалентное число соли находят, умножая валентность кислотного остатка на количество кислотных остатков (у кислых солей атомы водорода входят в кислотный остаток): I I z (KCl) = 1 z (CaCl2) = 2 II II II z (K2SO4) = 2 z (MgSO4) = 2 z (Al2(SO4)3) = 6 I I z (KHSO4) = 1 z (Ca(HCO3)2) = 2 III III III z (K3PO4) = 3 z (AlPO4) = 3 z (Mg3(PO4)2) = 6 II I z (K2HPO4) = 2 z (KH2PO4) = 1 I z (MgOHCl) = 1 I z (Ca(H2PO4)2) = 2 II z ((MgOH)2SO4) = 2 6) Эквивалентное число прочих соединений находят на основании валентностей элементов: IV z (CS2) = 4 I z (SF6) = 6 II z (Ca3P2) = 6 Не путайте такие понятия как «эквивалентное число вещества» и «эквивалентное число элемента в составе вещества». Эквивалентное число элемента в составе вещества соответствует количеству атомов водорода, которыми можно было бы заменить один атом элемента (чаще всего численно равно валентности). Эквивалентное число элемента в составе вещества может совпадать с эквивалентным числом вещества, а может не совпадать. Например, в сероводородной кислоте эквивалентное число элемента серы совпадает с эквивалентным числом вещества – и то и другое равно двум: H2S: z (H2S) = 2 z (H) = 1 z (S) = 2 Эквивалентное число серной кислоты Н2SO4 тоже равно двум, так как эта кислота двухосновная, но эквивалентное число элемента серы в составе серной кислоты равно шести, так как если мы мысленно заменим атом серы атомами водорода, то для сохранения электронейтральности молекулы их понадобится шесть. Н2SO4: z (Н2SO4) = 2 z (H) = 1 z (S) = 6 z (O) = 2 Эквивалентное число элемента может иметь различные значения, в зависимости от того, из состава какого соединения оно было вычислено. Наиболее яркими примерами элементов, которые имеют разные эквивалентные числа в составе различных веществ, являются азот и хлор: HNO3: z (HNO3) = 1 z (H) = 1 z (N) = 5 N2O: z (N2O) = 2 z (N) = 1 z (O) = 2 NO: z (NO) = 2 z (N) = 2 z (O) = 2 Сl2O7: z (Cl2O7) = 14 z (Cl) = 7 z (O) = 2 Сl2O5: z (Cl2O5) = 10 z (Cl) = 5 z (O) = 2 z (O) = 2 Даже эквивалентное число кислорода в составе сложных веществ не всегда равно двум. В пероксидах оно равно единице (не совпадает с валентностью): H2O2: z (H2O2) = 2 z (H) = 1 z (O) = 1 Эквивалентное число химического взаимодействия Z зависит от природы взаимодействующих веществ, типа и степени осуществления процесса. В обменных взаимодействиях эквивалентное число устанавливают по количеству групп Н+, ОН¯ или других частиц, им эквивалентным. K2HPO4 + KOH = K3PO4 + H2O Z=1 Эквивалентное число равно единице, так как одна молекула гидрофосфата калия взаимодействует с одной молекулой гидроксида калия. K2HPO4 + 2 HCl = H3PO4 + 2 KCl Z=2 Эквивалентное число равно двум, так как одна молекула гидрофосфата калия взаимодействует с двумя молекулами соляной кислоты. K2HPO4 + 3 LiBr = Li3PO4 + 2 KBr + HBr Z=3 В данном случае эквивалентное число находим по количеству частиц Li+, которые эквивалентны ионам водорода Н+. Еще несколько примеров: HСl + KOH = KCl + H2O Z=1 H2SO4 + 2 KCl = K2SO4 + 2 HCl Z=2 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6 H2O Z=6 В окислительно-восстановительных процессах значения эквивалентного числа находят по числу электронов, которыми обмениваются окислитель и восстановитель. Li + AgCl = LiCl + Ag Li0 – ē = Li+ Ag+ + ē = Ag0 Z=1 Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2 Z=2 Zn0 – 2 ē = Zn+2 2 H+ + 2 ē = H20 2 K + Cl2 = 2 KCl Z=2 K0 – ē = K + Cl20 + 2 ē = 2 Cl¯ 8 HI + H2SO4 = 4 I2 + H2S + 4 H2O Z=8 2 I¯ – 2 ē = I20 S+6 + 8 ē = S–2 2 KMnO4 + 10 KI + H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 I2 + H2O Z = 10 2 I¯ – 2 ē = I20 Mn+7 + 5 ē = Mn+2 Молярная масса эквивалента вещества Молярная масса эквивалента вещества рассчитывается как молярная масса вещества, деленная на эквивалентное число вещества. z (KOH) = 1 М (КОН) = 56 г/моль z (Н2SO4) = 2 М (Н2SO4) = 98 г/моль Молярный объем эквивалента вещества Молярный объем эквивалента газообразного вещества рассчитывается как молярный объем газа, деленный эквивалентное число вещества. z (H2) = 2 на Vn = 22,4 л/моль z (O2) = 4 Количество вещества эквивалентов Количество вещества эквивалентов – это произведение количества вещества на эквивалентное число вещества. Размерность – моль. Например, найти количество вещества эквивалентов, которые содержатся в 5 моль серной кислоты: z (Н2SO4) = 2 В задачах, если даны масса или объем вещества, то для расчетов количества вещества эквивалентов также пользуются следующими формулами: где m – масса вещества, г; – молярная масса эквивалента вещества, г/моль; V – объем газообразного вещества, л; – молярный объем эквивалента газообразного вещества, л/моль. Закон эквивалентов Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Для выполнения некоторых задач формулировкой закона эквивалентов: удобнее пользоваться другой Массы (объемы) взаимодействующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов). Если взаимодействуют два твердых или жидких вещества, то формула для расчета будет выглядеть следующим образом: В случае взаимодействия двух газообразных веществ формула будет выглядеть следующим образом: И в случае взаимодействия твердого или жидкого вещества с газообразным веществом формула будет выглядеть следующим образом: Например, найдем, сколько грамм серной кислоты нужно затратить на нейтрализацию 10 г гидроксида калия. 10г Хг 2 КОН + Н2SO4 = K2SO4 + 2 H2O М=56г/моль М=98г/моль m=112г m=98г Подставим полученные значения в выражение для закона эквивалентов: И в левой, и в правой части выражения соотношения одинаковы. Действительно, 10 относится к 8,75 как 56 к 49. Закон эквивалентов выполняется. ФАЗОВЫЕ (АГРЕГАТНЫЕ) СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВА Все химические вещества могут существовать в разных фазовых состояниях — твѐрдом, жидком и газообразном. Так, лѐд, жидкая вода и водяной пар — это твѐрдое, жидкое и газообразное состояния одного и того же химического вещества — воды H2O. Твѐрдая, жидкая или газообразная формы не являются индивидуальными параметрами химических веществ, а соответствуют лишь различным, зависящим от внешних физических условий состояниям существования химических веществ. Поэтому не совсем правильно утверждать, что вода – это жидкость, кислород – это газ, а сера – твердое вещество. Каждое из этих (и всех других веществ) при изменении условий может изменить свое фазовое состояние. Кроме основных фазовых состояний – твердого, жидкого и газообразного – известны несколько пограничных промежуточных типов, наиболее распространенными из которых являются аморфное (стеклообразное) состояние, состояние жидкого кристалла и высокоэластичное (полимерное) состояние. В физике изучается четвѐртое фазовое состояние вещества — плазма; это частично или полностью ионизированное состояние. Диаграмма состояния чистого вещества Диаграмма состояния (или фазовая диаграмма) – это графическое изображение зависимости между величинами, описывающими состояние системы, и фазовыми превращениями в системе (переход из твердого состояния в жидкое, из жидкого в газообразное и т.п.). Диаграммы состояния широко используются в химии. Для однокомпонентных систем, то есть для чистых веществ, обычно используются диаграммы состояния, показывающие зависимость фазовых изменений от температуры и давления; они называются диаграммами состояния в координатах «давление-температура». С А В На данной схеме изображена диаграмма состояния воды. Любой точке на диаграмме отвечают соответствующие значения температуры и давления. Диаграмма показывает те состояния воды, которые термодинамически устойчивы при соответствующих значениях температуры и давления. Она состоит из линий, разграничивающих все возможные температуры и давления на области, отвечающие льду, жидкой воде и водяному пару. Линия ОА отделяет область пара от области жидкого состояния: ее точки показывают те значения температуры и давления, при которых вода и водяной пар находятся в равновесии друг с другом. Линия ОА называется линией равновесия «жидкость-пар» или линией кипения. Точкам, лежащим на диаграмме состояния ниже или правее линии кипения, отвечает область пара; точкам диаграммы, лежащим выше или левее линии кипения, отвечает область жидкого состояния. Линия ОС отделяет область жидкой воды от области льда. Линия ОС называется линией равновесия «твердое состояние-жидкость» или линией плавления. Показывает те значения температуры и давления, при которых лед и жидкая вода находятся в равновесии. Линия ОВ – это линия равновесия «твердое состояние-пар» или линия сублимации. Ей отвечают те значения температуры и давления, при которых в равновесии находятся лед и водяной пар. Все эти линии сходятся в точке О. Координаты этой точки – это единственная пара значений температуры и давления (0,01°С и 0,06 атм), при которых в равновесии могут находиться лед, жидкая вода и водяной пар. Она называется тройная точка. ОА – линия кипения ОС – линия плавления ОВ – линия сублимации О – тройная точка воды (0,01°С и 0,06 атм) Проведем пунктирную линию, соответствующую нормальному атмосферному давлению. Она пересечет линию плавления в точке, соответствующей температуре 0°С, а линию кипения – в точке, соответствующей температуре 100°С. Также из диаграммы можно сделать вывод, что при пониженном давлении (например, в высокогорных местностях) температура кипения воды ниже 100°С, а температура плавления льда, наоборот, выше 0°С. Газовое состояние вещества Газ — это фазовое состояние вещества, в котором его частицы не связаны или очень слабо связаны силами взаимодействия и движутся свободно, заполняя весь возможный объѐм. По некоторым данным слово «газ» произошло от слова «хаос». Газообразное состояние вещества в условиях, когда возможно существование устойчивой жидкой или твѐрдой фазы этого же вещества, обычно называется паром (водяной пар, пары этилового спирта, пары брома, йода, ртути и т.д.). Газы обладают текучестью и сопротивляются деформации. Они не имеют фиксированного объѐма и не образуют свободной поверхности, а стараются заполнить весь доступный объѐм. Газообразное состояние — самое распространѐнное состояние вещества Вселенной (межзвѐздное вещество, туманности, звѐзды, атмосферы планет и т. д.). Кстати, газ в атмосферах планет удерживается гравитацией. Поэтому у крупных планет атмосфера есть, а у небольших небесных тел, например, у Луны, ее нет. По химическим свойствам газы и их смеси весьма разнообразны — от малоактивных инертных газов до взрывчатых газовых смесей. К газам иногда относят не только системы из молекул, но и системы из других частиц — фотонов, электронов (есть выражение «электронный газ»), а также плазму. Идеальный газ — математическая модель газа, в которой допускается, что между молекулами не действуют силы притяжения или отталкивания. Модель широко используется для выполнения задач по термодинамике газов. Например, воздух при атмосферном давлении и комнатной температуре с большой точностью описывается данной моделью. Основные законы идеальных газов 1) Уравнение состояния идеального газа (уравнение КлапейронаМенделеева): где р — давление, Па; V — объем, м3; m — масса газа, кг; М — молярная масса газа, кг/моль; Т — абсолютная температура, К; R — универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль·К). В случае постоянной массы газа уравнение можно записать в виде: Это уравнение называют объединѐнным газовым законом. Из него вытекают остальные газовые законы. 2) Закон Шарля - закон идеальных газов, согласно которому давление данной массы идеального газа при постоянном объеме пропорционально абсолютной температуре. где р — давление газа, Па; T — температура газа, К. 3) Закон Гей-Люссака - закон идеальных газов, согласно которому объем данного количества газа при постоянном давлении пропорционален абсолютной температуре. где V — объѐм газа, м3; T — температура, К. Если известно состояние газа при постоянном давлении и двух разных температурах, закон может быть записан в следующей форме: или . 4) Закон Бойля-Мариотта - закон идеальных газов, согласно которому для данной массы данного газа при постоянной температуре произведение давления на объем есть величина постоянная. где p — давление газа, Па; V — объѐм газа, м3. 5) Закон Дальтона - физический закон, согласно которому давление смеси химически не взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений этих газов. где р0 – парциальные давления отдельных газов в составе смеси. Жидкое состояние вещества Жидкость - промежуточное состояние вещества между твѐрдым и газообразным. По одним свойствам жидкости близки к газам, по другим – к твердым телам. С газами жидкости сближает их текучесть, способность легко изменять внешнюю форму. Однако высокая плотность и малая сжимаемость жидкостей аналогичны свойствам твердых тел. Поэтому жидкое состояние и считают промежуточным между твѐрдым телом и газом: газ не сохраняет ни объѐм, ни форму, а твѐрдое тело сохраняет и то, и другое. Возможность свободного перемещения молекул относительно друг друга обусловливает свойство текучести жидкости. Тело в жидком состоянии, как и в газообразном, не имеет постоянной формы. Форма жидкого тела определяется формой сосуда, в котором находится жидкость, действием внешних сил и сил поверхностного натяжения. Способность жидкостей легко изменять свою форму свидетельствует об отсутствии в них жестких сил межмолекулярного взаимодействия. Однако молекулы вещества в жидком состоянии расположены настолько же плотно, как и в твердом состоянии. Поэтому объем жидкости мало зависит от давления. Свойства жидкости: плотность, текучесть, малая сжимаемость, сохранение объема, но отсутствие постоянной формы. Вещество в жидком состоянии существует в некотором интервале температур, ниже которого переходит в твердое состояние, выше — в газообразное. Границы этого интервала зависят от давления. Строение твердого вещества Твѐрдое тело — это фазовое состояние вещества, обладающее стабильностью формы. Стабильность формы обусловлена тем, что атомы в твердых телах совершают лишь малые колебания около положений равновесия. Атомы и молекулы, составляющие твѐрдое тело, достаточно плотно упакованы. Они сохраняют своѐ взаимное положение относительно других молекул и удерживаются между собой межмолекулярным взаимодействием. Различают кристаллические и аморфные твердые тела. Большинство веществ в твердом состоянии имеет кристаллическое строение. Каждое вещество образует кристаллы определенной формы: куб, пирамида, октаэдр и т.д. Кристаллическая форма – одно из характерных свойств вещества. Кристаллические твердые тела могут состоять из: 1) атомов - алмаз, кварц и некоторые другие неорганические вещества, обладающие высокой прочностью; в узлах кристаллической решетки металлов также находятся атомы, между которыми свободно движутся общие для этих атомов электроны. 2) молекул - йод, твердый углекислый газ, вода в виде льда, большинство органических соединений – вещества, имеющие небольшую твердость, легкоплавкие и летучие; 3) ионов - большинство солей – имеют сравнительно высокие температуры плавления, летучесть невелика; по прочности соединения уступают атомным, но прочнее молекулярных. ионные Аморфные вещества не образуют правильной структуры, являясь комплексом хаотично расположенных молекул. В отличие от кристаллических веществ, имеющих вполне определенную температуру плавления, аморфные вещества плавятся в широком интервале температур: они постепенно размягчаются, затем начинают растекаться и, наконец, становятся жидкими. При охлаждении они так же постепенно затвердевают. Примерами аморфных веществ могут быть стекла и смолы. К аморфным веществам относится также большинство полимеров. Некоторые вещества могут находиться и в кристаллическом, и в аморфном состояниях, например сера. Согласно классическим представлениям, устойчивым состоянием (с минимумом потенциальной энергии) твѐрдого тела является кристаллическое. Аморфное тело находится в метастабильном состоянии и с течением времени должно перейти в кристаллическое состояние, однако время кристаллизации часто столь велико, что этот переход незаметен. Многие вещества могут быть переведены из аморфного состояния в кристаллическое. Так, аморфное стекло после выдержки при повышенной температуре «расстекловывается», т.е. в нем появляются мелкие кристаллики и стекло мутнеет. Жидкие кристаллы Жидкие кристаллы (сокращѐнно ЖК) — это желеобразные вещества, состоящие из молекул вытянутой формы, которые определѐнным образом расположены во всем объѐме. Обладают свойствами как жидкостей (текучесть), так и кристаллов (анизотропия). Анизотропия – неоднородность физических свойств (прочность, теплопроводность и т.д.) по различным направлениям в кристалле. Наиболее характерным свойством жидких кристаллов является их способность изменять направление молекул под воздействием электрических полей, что открывает широкие возможности для использования их в промышленности. возможности были не сразу. Однако использованы эти Жидкие кристаллы были открыты еще в 1888 г. Но долгое время физики и химики не признавали жидких кристаллов, потому что их существование разрушало теорию об основных состояниях вещества: твѐрдом, жидком и газообразном. Учѐные относили жидкие кристаллы то к коллоидным растворам, то к эмульсиям. Только в 60-е годы ХХ века в США начали использовать свойства жидких кристаллов. Например, способность изменять цвет под воздействием температуры использовали для обнаружения тепловых полей. Любопытно, что внимание к жидким кристаллам значительно повысилось после того, как они были запатентованы. В 1968 г. были созданы новые индикаторы для систем отображения информации. Их действие основано на том, что молекулы жидких кристаллов, поворачиваясь в электрическом поле, по-разному отражают и пропускают свет. Под воздействием напряжения, которое подавали на проводники, впаянные в экран, на нѐм возникало изображение, состоящее из микроскопических точек. Сначала удавалось получить только монохромное изображение: такие индикаторы использовались в электронных часах, калькуляторах, карманных электронных играх, первых сотовых телефонах. Потом были разработаны цветные индикаторы, сейчас широко используемые для создания телевизоров и компьютерных мониторов.

Рекомендованные лекции

Смотреть все
Химия

Основные понятия и законы химии

Основные понятия и законы химии Химия играет ключевую роль среди естественных наук. Она дает фундаментальные знания, необходимые для прикладных наук, ...

Химия

Введение. Основные понятия и законы химии

Лекция №1. Введение. Основные понятия и законы химии. Рассматриваемые вопросы: 1. 2. 3. 4. 5. Предмет и задачи химии. Связь химии с биологией, физикой...

Естествознание

Законы, открытия, достижения физики, химии, биологии, лежащие в основе современной естественнонаучной картины мира.

Естественнонаучная картина мира  Модуль II. Законы, открытия, достижения физики, химии, биологии, лежащие в основе современной естественнонаучной карт...

Педагогика

Содержание и методика преподавания химии в основной школе

Содержание и методика преподавания химии в основной школе Лекции Лекция 1. Содержание школьного курса химии Основные понятия, связанные с содержанием ...

Естествознание

Естествознание

GNT1601: Естествознание Оффлайн-версия учебного курса сгенерирована автоматически 22 марта 2016 г., 19:49 для пользователя Карчин Сергей Викторович Ан...

Автор лекции

Карчин С.В.

Авторы

Химия

Предмет химии. Химическая связь. Химические реакции

1 Краткое содержание курса лекций "ХИМИЯ" (Составлено на основании материалов, приведенных в списке литературы) Общий список изучаемых вопросов Лекция...

Естествознание

Наука и культура. Различие между естественными и гуманитарными науками

Наука и культура Conceptio (понимание) – концепция:             1) способ понимания явлений;             2) основная точка зрения, руководящая идея де...

Социология

История развития науки

Тема 2. История развития науки1 Проблема происхождения науки связана с недостатком данных о времени и местах ее возникновения. Существует несколько то...

Химия

Химия

Министерство науки и высшего образования РФ ФГБОУ ВО Кубанский государственный технологический университет (ФГБОУ ВО «КубГТУ») Институт фундаментальны...

Автор лекции

Хрисониди В. А.

Авторы

Естествознание

Концепции современного естествознания

Министерство образования и науки Российской Федерации Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Чувашский госу...

Автор лекции

Воробьев Д. Н.

Авторы

Смотреть все