Методическая разработка по химии на тему: " Основные понятия и законы химии "

Лекция № 1.

Основные понятия и законы химии

Химия – это наука о веществах, изучающая их состав, строение, свойства, а также их превращения. Природа, т.е. окружающий мир, – это различные формы движущейся материи, которая может существовать в виде элементарных частиц и полей. Взаимодействуя друг с другом, частицы и поля образуют более сложные системы – атомы. Атомы при взаимодействии образуют различные вещества. Каждое вещество обладает набором характерных признаков – свойств, которые отличают одно вещество от другого. При изменении условий одни вещества могут превращаться в другие – происходит химическая реакция. В определенной совокупности вещества образуют материалы, которые использует человек. На базе химических знаний создаются новые технологии, позволяющие получать принципиально новые вещества и материалы, металлы и сплавы, полупроводниковые и сверхпроводниковые материалы, лекарственные препараты, красители, синтетические материалы и т.д. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ Атом – наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул и сохраняющая химические свойства данного элемента. Молекула – наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая всеми химическими свойствами данного вещества. Молекулы могут содержать различное число атомов: молекулы простых газов двухатомны, молекулы воды – трехатомны, молекулы белков содержат сотни тысяч атомов. Химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При взаимодействии атомов одного элемента образуется простое вещество, которое является формой существования химического элемента в свободном состоянии. Сочетание разных атомов дает сложное вещество, т.е. химическое соединение. 6 Многие химические элементы образуют не оно, а несколько простых веществ. Такое явление называют аллотропией, а каждое из этих простых веществ – аллотропной модификацией данного элемента. Существование таких модификаций обусловлено неодинаковой кристаллической структурой простых веществ или различным числом атомов, входящих в состав молекул отдельных аллотропных форм. Вследствие этого аллотропные модификации химического элемента различаются физическими свойствами и химической активностью. Например, алмаз и графит резко отличаются по своим физическим и химическим свойствам, однако являются аллотропными модификациями одного химического элемента – углерода. Одной из важнейших характеристик атомов и молекул является их масса. Абсолютные величины (т.е. массы, выраженные в граммах) очень малы, например, масса атома водорода равна 1,67∙10-24 г. Поэтому для практических целей введена атомная единица массы (а.е.м.), которая составляет 1/12 часть массы атома изотопа углерода с массовым числом, равным 12, – 12С: 1 а.е.м.=1,667∙10-24 г. Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой и обозначается Ar . Относительная атомная масса является безразмерной величиной и показывает во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы 12С. Например, Ar (S) = 32. Масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной молекулярной массой и обозначается Mr . Зная формулу химического соединения, можно рассчитать его молекулярную массу как сумму относительных атомных масс всех входящих в его состав атомов. Например, Мr (Н2SO4) = 2∙Ar (H) + Ar (S) + 4∙Ar (O) = 2∙1 + 32 + 4∙16 = 98. В химии широко применяется единица количества вещества – моль. Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц 7 (атомов, молекул, ионов и др.) данного вещества, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода 12С. Вычислено, что в 12 г 12С содержится 6,02∙1023 атомов. Это число называется числом Авогадро и обозначается NА. Следовательно, в одном моле любого вещества содержится 6,02∙1023 частиц. Масса одного моля вещества называется молярной массой вещества и обозначается М. Молярная масса вещества представляет собой отношение массы вещества (m) к количеству вещества (ν): М = m/ν. Молярную массу обычно выражают в граммах на моль (г/моль) и численно она равна относительной молекулярной массе. Например, М(Н2SO4) = 98 г/моль. Объем, занимаемый одним молем газа при нормальных условиях (температура 0ºС, давление 760 мм рт. ст. или 101, 325 кПа), называют молярным объемом. Он обозначается Vm и равен 22,4 л/моль. Химические реакции изображают с помощью химических уравнений. Принято выделять следующие типы химических реакций: 1. реакции соединения: А + В = АВ Например, СаО + СО2 = СаСО3 2. реакции разложения: АВ = А + В Например, СаСО3 = СаО + СО2 3. реакции замещения: АВ + С = АС + В Например, Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 4. реакции обмена: АВ +CD = AD + CB Например, CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ Основным законом химии является закон сохранения массы веществ, который вывел русский ученый Ломоносов М.В. в 1748 г.: масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате 8 реакции. Таким образом, в химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. С законом сохранения массы веществ тесно связан закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но одни ее виды могут превращаться в другие в строго эквивалентных количествах. Например, при разложении солей под действием электрического тока электрическая энергия превращается в химическую, при разрядке аккумулятора происходит обратный процесс – превращение химической энергии в электрическую. В 1799 г. французский ученый Жозеф Луи Пруст сформулировал закон постоянства состава: каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения. Позже был сформулирован закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Под «реальной частицей» понимают реально существующие соединения (КОН, H2SO4, Н2О), под «условной» – доли этих реальных частиц ( 1/2H2SO4 , 1/5KMnO4 ). Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина, и его состав выражают с помощью химических формул и символов. Количество вещества эквивалентов измеряется в молях. Масса 1 моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (Мэ ) и выражается в г/моль. Молярная масса эквивалентов вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается так: 9 , где М – молярная масса вещества; nе– число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя. Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующих в кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле , где n – число функциональных групп: для кислот – число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток. Молярная масса эквивалентов соли в реакциях обмена рассчитывается по формуле: , где n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления иона металла. Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле: , где n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.