МИНОБРНАУКИ РОССИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

Высшего профессионального образования

«Хакасский государственный университет им.Н.Ф.Катанова»

(ХГУ им.Н.Ф.Катанова)

ИНСТИТУТ ЕСТЕСТВЕННЫХ НАУК И МАТЕМАТИКИ

060101.65 – Лечебное дело

С2.Б.3 «Химия»

Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине

Конспект лекций

(на правах рукописи)

Абакан

2012

1. Конспект лекций разработан в соответствии с рабочей программой дисциплины С2.Б.3 «Химия» по специальности 060101.65 – Лечебное дело

2. Разработчик (и):

Горенкова Галина Алексеевна, доцент

_____________________________________________________________________________

ОГЛАВЛЕНИЕ

Тема 1. Атомно-молекуряное учение.

Тема 2. Строение атомов элементов.

Тема 3. Периодический закон химических элементов. Периодическая система.

Тема 4. Химическая связь и строение молекул.

Тема 5. Межмолекулярные взаимодействия. Конденсированное состояние вещества.

Тема 6. Растворы.

Тема 7. Теория электролитической диссоциации.

Список рекомендуемой литературы

Основные понятия и законы химии.

Тема 1. Атомно-молекулярное учение.

Атом – понятие (atomos – неделимый) было предложено в Др. Греции Демокритом и Левкипом.

Молекула – мельчайшая частица вещ-ва, сохраняющая его свойства.

Химический элемент – определенный вид атомов с определенным зарядом атома.

Простое вещ-во – вещество, состоящее из атомов одного вида. Обладает свойством совокупности атомов.

Сложное вещество – из атомов разного вида.

Атомная масса – массы атомов имеют очень малое значение, поэтому для определения атомных масс удобно пользоваться специальными единицами. Первый такую единицу предложил в 1808г. Джон Дальтон. Назыв.: водородная единица (сравнивалась с массой Н).

Позднее шведский ученый Берцелиус предложил кислородную единицу. Она просуществовала до 1961 г. Затем в химии и физике за основу была принята 1/12 массы углерода (С) – атомная единица массы (а. е. м.).

A (Fe)=56 а.е.м.; Ar (Fe)=56/

Моль = количеству вещества системы содержащей столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода (С).

Массу моля вещества принято называть молярной массой ( в г/моль).

Число частиц в 1 моле вещества составляет 6, 023*10²³ (число Авогадро).

Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 0⁰С = 273,15 К.

Закон 1.: Закон сохранения массы. Масса веществ, вступивших в реакцию равна массе конечного продукта в изолированной системе.

Закон 2.: Закон постоянства состава. Вещество независимо от условий получения и места, где оно получено, имеет одни и тот же качественный и количественный состав. Такие вещества называются дальтонидами. А те, которые не подчиняются – бертоллидами.

Закон 3.: Закон кратных отношений. Если элементы образуют друг с другом несколько химических соединений, то их количество в этих соединениях относятся как простые целые числа.

Закон 4.: Закон эквивалентности. Вещества, реагирующие друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентным массам.

Эквивалентность вещества – это такое его количество, которое в химических вещества взаимодействует с одной весовой частью Н или с 8-мью весовыми частями О.

Эквивалентность – это количество вещества, которое приходится на 1 единицу валентности.

Молярная масса эквивалентна для кислоты:

Мэ(Н₂SО₄)= М(Н₂SО₄)/2; Мэ(СН₃СООН)= М(СН₃СООН)/1;

Н₂SО₄+КОН => КНО₄+Н₂О; Н₂SО₄+КОН => К₂SО₄+2Н₂О

Молярная масса эквивалента основания равна молярной массе основания деленного на число ОН, (Мэ= М(Fe(OH)₂)/2.

Молярная масса экв. соли = ее молярной массе, деленной на число атомов металла и на заряд этого атома. (Мэ(Na₂SО₄)= М(Na₂SО₄)/2*1).

Закон Авогадро, уравнение Менделеева – Клапейрона.

Законы, описывающее поведение газов.

Закон Авогадро: в равных объемах газа при одинаковых условиях содержится равное количество молекул.

Следствие: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 0⁰С = 273,15 К.

Закон Авогадро позволяет ввести величину относительной плотности одного газа от другого. Эта величина часто используется при решении различных химических задач и она равна отношению масс двух газов, взятых в равных объемах при одинаковых количествах.

D=m₁/m₂=M₁/M₂

D=(H₂)=Mx/2 г/моль

Газообразное стояние характеризуется значительными расстояниями по сравнения с размерами частиц газа. Взаимодействие частиц в газовой фазе осуществляется при их столкновении. Вероятность столкновений растет при уменьшении объема и увеличении давления и температуры, поэтому эти 3 величины имеют наиболее важное значение для описания газового состояния.

По закону Бойля-Мариотта; Давление (Р) * Объем (V) = const.

По О Шарль: V=(V₀/273,15)*T.

По Гейлюсаку: Р=(Р₀/273,15)*T

Все эти 3 величины могут быть объединены:

PV/T=P₀V₀/T₀

Более общий характер носит уравнение Менделеева – Клапейрона:

PV=(m/M)RT

PV=υRT

R – универсальная постоянная = 8,3 Дж/моль К.

Правило Дюлонга и Пти.

Теплоемкость – отношение количества теплоты полученной веществом при нагревании или отданной при охлаждении к изменению температуры, которая при этом происходит.

Учитывая, что для большинства металлов теплоемкость остается постоянной величиной, Дюлонг и Пти предложили правило: произведение атомной массы металла на его удельную теплоемкость, есть величина постоянная и равная 26 кДж/моль К.

Исходя из этой величины легко можно рассчитывать атомные массы металлов, но так как правило носит приближенные характер, расчет ведется в 2 этапа:

1. Определяют приближенное значения атомной массы металла, затем эквивалент металла, проводят деление приближенного значения атомной массы на эквивалент и получают валентность.

2. Полученное значение округляем для целого и затем перемножить значение эквивалента и валентности, получаем точную атомную массу.