- •I. Строение атома
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •3. Принцип неопределенности Гейзенберга
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •Периодический Закон химических элементов д.И.Менделеева
- •II. Химическая связь
- •II. Химическая связь
- •Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •Основные количественные характеристики
- •Химической связи
- •По квантово-механической теории:
- •Энергия, длина связи, валентный угол
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
- •Химическая термодинамика и самопроизвольное протекание процесса
- •Химическая кинетика. Химическое равновесие
- •Скорость гомогенной и гетерогенной химических реакций.
- •Химическое равновесие
- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Содержание дисциплины «Химия»
- •Содержание лекций
- •1. Порядок работы:
- •1Фотона
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона, 1834 - 1874).
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химичес- ких процессов)
- •Термохимия -
- •Термохимические уравнения
- •Законы термохимии
- •Процессы в живых организмах
- •Теплоемкость
- •Второе начало (закон) термодинамики
- •Энтропия – мера приближения системы к равновесию
- •III. Дисперсные системы. Растворы.
- •2. Основные классы неорганических соединений
- •2.1. Оксиды
- •2.2. Гидроксиды
- •2.3. Кислоты
- •2.4. Соли
- •2.5. Комплексные (координационные) соединения
- •2.6. Соединения- объекты супрамолекулярной химии Примеры супер- и супрамолекул
- •2.5. Некоторые правила построения графических формул химических соединений:
- •2.6. Отличительные электрофизические свойства металлов, полупроводников, диэлектриков.
- •3. Комплексные соединения (к.С.) -
- •3.1. Супер- и супрамолекулярные соединения -
- •1. Первые (до Томсона) модели атома.
- •2. Спектры испусканния электронов в полупроводниках, светодиоды.
- •3. Радиоактивность: понятие, виды, характеристики.
- •1. Протонно-нейтронная теория строения атома.
- •2. Квантово-механическая теория строения атома.
- •2.1. Три основополагающие идеи (положения) квантовой механики:
- •2. Двойственная природа (корпускулярно–волновой дуализм) электрона.
- •2.2. Основные особенности квантового состояния электрона и электронной структуры атомов.
- •II. Химическая связь
- •1. Определение, основные типы и природа химической связи. Количественные характеристики химической связи на основе квантово-механической теории.
- •2. Типы химической связи
- •2.4. Гибридизация ковалентной связи.
- •3.2. Примеры решения типовых задач
1Фотона
Тема: Основные теории и законы химии. Стехиометрия и основные стехиометрические законы химии.
Вопросы: 1. Основные теории и законы химии: АМУ, ПЗ, теория строения
Бутлерова А.М.
2. Понятие стехиометрии.
Основные стехиометрические законы химии:
1) сохранения массы веществ и энергии;
2) постоянства состава и 2 следствия из него;
3) эквивалентов;
4) кратных отношений.- cамостоятельно
3. Газовые законы (стехиометрические):
5) Авогадро и основные следствия из него;
6) объемных отношений – «химический» закон Гей-Люссака);
7) Бойля-Мариотта и 2 следствия из него;
8) Гей-Люссака;
9) Шарля;
10) Клапейрона – Менделеева – основной (объединенный) закон
идеального газового состояния;
11) Дальтона – парциальных давлений.
Самостоятельная работа:
1. Дальтониды и бертоллиды.
2. Молекулярно-кинетическая теория газов (МКТ) и выводы из нее.
2. Варианты форм Периодической Системы.
К основным стехиометрическим законам химии
1. Закон постоянства состава химических соединений (Ж.-Л.Пруст, 1808):
Каждое химически чистое соединение молекулярного строения всегда имеет один и тот же постоянный состав, независимо от способа его получения и места нахождения.
Например, вода, полученная в различных химических реакциях и взятая из разных мест и источников, имеет один и тот же качественный (элементный) и количественный состав, выражаемый единой молекулярной формулой, Н2О:
и.
Согласно закону постоянства состава индексыв молекулярной формуле вещества, определяющиеколичества атомовхимических элементов, входящих в состав молекулы, всегда постоянны и целочисленны. Подчеркиваем, что этот закон относится только кмолекулярным соединениям (дальтонидам).
Исследования в области физики твердого тела и теории реальных кристаллов показывают, что существует много веществ кристаллической структуры с переменным составом. Например, оксид титана в зависимости от давления кислорода может иметь состав от TiO0,5 доTiO1,35. Такие соединения были названыбертоллидамив отличие отдальтонидов, в которых закон постоянства состава соблюдается. Соединения с нарушенным стехиометрическим составом, как правило, обладают полупроводниковыми свойствами. Например,Cu2O0,9 – является полупроводником сn–типом проводимости.
Количественный состав и свойства бертоллидов, соединений с нарушенным стехиометрическим составом,зависят от способа и условий их получения(давление, температура, состав реакционной системы).
2. Закон эквивалентов (И. Рихтер, 1793):
Вещества взаимодействуют между собой и образуются в эквивалентных количествах, т.е. пропорциональных их эквивалентам; при этом массы вступающих в реакцию веществ относятся друг к другу как их эквивалентные массы, т.е.: m(1)/m(2) = МЭ(1)/МЭ(2)
Таким образом, зная массу одного из вступивших в реакцию веществ, можно определить массу другого прореагировавшего вещества, предварительно рассчитав эквивалентные массы обоих веществ.
Для химических реакций с участием газообразных веществ(в условиях, близких к нормальным)закон эквивалентовформулируют несколько иначе:
Отношения масс и молярных эквивалентных масс газообразных веществ пропорциональны отношениям их объемов (V) и молярных эквивалентных объемов (VЭ), т.е.: m(1)/m(2) = МЭ(1)/МЭ(2) = V(1)/V(2) = VЭ(1)/VЭ(2). ___________________________________________________________________
Для понимания закона эквивалентов необходимо ввести основополагающие термины и понятия, позволяющие использовать его.
1. Эквивалент вещества (или элемента в химическом соединении)- это:
а) такое его количество (моль), которое способно взаимодействовать с одним эквивалентом (1 моль атомов) водорода в кислотно-основных, ионообменных реакциях или с одним эквивалентом (1моль) электронов в окислительно-восстановительных реакциях.
(Это определение эквивалента имеет больший физический смысл, чем следующее, известное (предложенное ИЮПАК), не противореча ему)
б) эквивалент – это условная или реальная частица, способная присоединять, замещать или каким-либо иным образом взаимодействовать с одним атомом водорода в кислотно-основных (ионообменных) реакциях или с одним электроном в окислительно-восстановительных реакциях.
2.В общем случаеэквивалент (Э) любого веществаХ(элементаХ) определяют какЭ(Х) = 1моль(Х)/ пЭ (Х), гдепЭ —число эквивалентов, иначе, число молей эквивалентов, содержащихся в одном моле вещества (или атомов элемента).
Величина, обратная числу эквивалентов) —фактор эквивалентностиfЭ этого вещества (элемента):fЭ = 1/пЭ.
Фактор эквивалентности показывает,какую часть моля вещества (атомов элемента) составляет один эквивалент его.
Таким образом, эквивалент вещества (химического элемента) всегда меньше или равен 1 моль: Э(Х) ≤ 1 моль
3.Важно отметить, чтопЭ,число эквивалентов(а значит, иЭ,эквивалент) в химическом соединении, определяютразлично для вещества (химического
соединения) в целом и какого-либо отдельного элемента в данном химическом соединении:
пЭ (вещества, химического соединения) = n.k,
пЭ (химического элемента) = n,
где n — валентность (степень окисленности)какого-либо химического элемента в данном соединении,k – количество (число) его атомов.
4. В сложном соединпении (состоящем из двух и более элементов) число эквивалентов, а значит, и эквивалент его, и фактор эквивалентности определяют по отношению к какому-либо одному химическому элементу или иону, способному вступать в реакцию,- любому в составе соединения:
пЭ (Мп2О7) = п(Мп). К(Мп) = п(О) . к(О) = 7. 2 = 14 эквивалентов, Э;
Э (Мп2О7) = 1 моль/пЭ = 1/14, моль; fЭ = 1/14 часть моля Мп2О7;
пЭ (СаСО3) = п(Са). к(Са) = п(СО32-). к(СО32-) =2.1 = 2Э,
Э(СаСО3) = 1 моль/пЭ = ½, моль; fЭ = ½ часть моля СаСО3.
5.Для одновалентныхэлементов в химическом соединениизначения чисел эквивалентов(пЭ) вещества ихимического элементаи, соответственно, ихэквиваленты(ифакторы эквивалентности)— совпадают,одинаковы.Для многовалентных (двух- и более-валентных) химических элементовчисло эквивалентов пЭ (вещества, элемента) больше значения их эквивалента Э (и фактора эквивалентности ) и равно числу, обратному их фактору эквивалентности fЭ.
Например: а) в соединении HClэквивалент хлораЭCl = 1мольи эквивалент хлороводородаЭ(HCl)=1 моль, число эквивалентов и фактор эквивалентности:пЭ(Cl,HCl) =1эквивалент (Э),fЭ(Cl,HCl) =1;
б) в соединении Н2Оэквивалент водородаЭ (Н)=1 мольипЭ(Н)=1 Э, fЭ(Н) = 1, а эквивалент кислородаЭ(О) =моль и эквивалент водыЭ(Н2О) = 1/2 моль,fЭ (О,Н2О)=½;пЭ (О,Н2О)=2 эквивалента (Э);
в) в соединении Al2О3 эквивалент оксида алюминияЭ(Al2О3)= 1/6 моль, фактор эквивалентностиfЭ (Al2О3) = 1/6, а число эквивалентовпЭ (Al2О3)=6 Э; эквивалент алюминияЭ(Al)=1/3 моль,fЭ (Al) = 1/3, апЭ (Al)=3 Э.
6.При решении задач чаще всего используют понятиемолярнаяэквивалентная масса (или кратко - эквивалентная масса) — это масса 1 моль эквивалентов вещества или атомов какого-либо элемента в химическом соединении, в граммах (МЭ, г/моль): МЭ= МЭ = М/ пЭ, =М. fЭ,
где М – молярная масса вещества (химического элемента), г/моль;Э– его эквивалент, моль; пЭ — число эквиалентов, fЭ — фактор эквивалентности.