Лекція 1

Тема: Основні поняття, закони й теорії хімії.

Мета: Повторити основні поняття хімії: хімічний елемент, атом, молекула, кількість речовини. Повторити закони збереження маси речовини, ста­лості складу, об'ємних відносин, закон Авогадро і його наслідки для газів.

Обладнання й матеріали: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Базові поняття й терміни: Хімічний елемент, атом, прості та складні речовини, відносна атомна маса, відносна молекулярна маса, моль, молярна маса, маса речовини, молярний об'єм речовини, нормальні умови, хімічний склад речовини.

План лекції:

1. Визначення хімії як науки.

2. Основні положення атомно молекулярного вчення.

3. Поняття хімічний елемент, відносна атомна, відносна молекулярна маса.

4. Моль. Молярна маса. Молярний об’єм. Поняття про еквівалент.

5. Закони Авогадро, кратних відношень, збереження маси речовини, постійності складу, еквівалентів.

6. Застосування основних понять при рішенні розрахункових задач.

Хімія – це наука, яка вивчає склад, будову, властивості та перетворення речовин.

Неможливо уявити собі жодну галузь, де б не використовувалися поняття та закони хімії.

Сьогодні ми з вами і повторимо основні поняття і закони хімії.

Вперше визначення хімії як науки дав М.В.Ломоносов. І саме він вперше запропонував використовувати в хімії атомно-молекулярне вчення. В подальшому положення, висловлені Ломоносовим, неодноразово повторювалися і доповнювалися, і лише в 19 столітті АМУ затвердилося безперечно. Були прийняті поняття молекула та атом.

Атом – найменша хімічно неподільна електронейтральна частинка матерії, що складається з позитивно зарядженого ядра й негативно заряджених електронів і є носієм хімічних властивостей елемента.

Молекула – найменша частинка речовини, яка має сталий склад і зберігає її хімічні властивості.

З точки зору АМУ кожен окремий вид атомів називається хімічним елементом.

Ознакою, яка відрізняє один атом від іншого, є заряд ядра атома. Саме тому більш повне визначення хімічного елементу буде таке:

Хімічний елемент – це різновид атомів з однаковим протонним числом (заряд ядра атома).

Маси атомів надзвичайно малі, і використовувати ці числа при розрахунках дуже незручно. Тому використовують відносні значення мас атомів. За одиницю відносної атомної маси прийнята а.о.м, яка дорівнює ¹/₁₂ частини маси атома ізотопу Карбону ¹²С.

Відносна атомна (молекулярна) маса A_r (M_r) – значення маси атома (молекули), виражене в атомних одиницях маси. 1 атомна одиниця маси /а.о.м./ дорівнює ¹/₁₂ частини маси атома ізотопу Карбону ¹²С і становить 1,66 · 10^–24 г.

Відносна атомна маса показує, в скільки разів маса атома даного елементу більше за ¹/₁₂ частини маси атома ізотопу Карбону ¹²С.

Значення A_r наводяться в періодичній системі Д.І. Мендєлєєва.

Чому в періодичній системі наводяться дробні вирази відносних атомних мас?

Ізотопи – це різновид атомів з одноковим протонним числом, але різною відносною атомною масою.

наприклад:

A_r (Х) = Σ (₀р¹ + ₀n¹)

₈O¹⁶ ₈O¹⁷ ₈O¹⁸

Ізотопи всіх елементів не відрізняються між собою за властивостями. Винятком є ізотопи Гідрогену: ₁Н¹ ₁Д² ₁Т³

Властивості елементів, утворених цими сполуками, відрізняються між собою. Наприклад, проста вода має температуру замерзання 0 ^оС, важка вода (з дейтерієм) - –3 ^оС, відповідно температури кипіння цих сполук складають 100 ^оС та 103 ^оС.

Молекулярна маса конкретної речовини дорівнює сумі відносних атомних мас атомів усіх елементів, що входять до складу молекули, з урахуванням їх індексів.

Мr (Н₂О)=2Ar (Н) + Ar(О)

Моль – це одиниця кількості речовини (входять до системи СІ) – це така кількість речовини, що містить 6,02 · 10²³ структурних одиниць (атомів, молекул, йонів, електронів і т. ін.).

Число 6,02 · 10²³ називають сталою Авогадро.

N_a=6,02 · 10²³ моль ^–1

Маса 1 моль даної речовини називається її молярною масою. Вона вимірюється в г/моль і позначається буквою «М». Молярну масу знаходять, як відношення маси речовини до її кількості:

, г/моль.

Молярна маса дорівнює чисельно відносній молекулярній масі речовини.

Наприклад, молярна маса сульфатної кислоти М(Н₂SO₄) = 98 г/моль.

Об’єм 1 моль газоподібної речовини називається молярним об’ємом.

Хімічні елементи взаємодіють один з одним в певних співвідношеннях. Наприклад, один моль атомів Гідрогену (1,0079 г) може взаємодіяти лише з одним молем атомів Хлору (35,453 г). ці масові кількості рівноцінні або еквівалентні між собою.

Еквівалент (Е) – масова кількість речовини, що взаємодіє з одним атомом чи йоном Гідрогену чи заміщає таку його кількість у хімічних реакціях. Еквівалент речовини залежить від того, в якій конкретно реакції бере участь ця речовина.

Масу 1 моль еквівалентів речовини називають молярною масою еквівалентів речовини (М_1/z).

NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ + H₂O

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O

Молярні маси еквівалентів простих речовин розраховують за формулою:

М_1/z = , (г/моль), де В – валентність елемента за формулою.

Наприклад: М_1/z (Н₂) = 1 г/моль, М_1/z (О₂) = 8 г/моль.

Молярні маси еквівалентів складних речовин.

Молярна маса еквівалентів кислоти (М_{1/z К}) – відношення молекулярної маси кислоти до основності, яка визначається кількістю атомів Гідрогену, що беруть участь у реакції:

М_{1/z К} = , (г/моль).

Молярна маса еквівалентів основи (М_{1/z О}) – відношення молекулярної маси основи до кислотності, яка визначається кількістю гідроксогруп, що вступають у реакцію:

М_{1/z О} = , (г/моль).

Молярна маса еквівалентів солі (М_{1/z С}) – відношення молекулярної маси солі до добутку кількості атомів металу, що вступають у реакцію, на їх валентність:

М_{1/z С} = , (г/моль).

Молярна маса еквівалентів оксиду (М_{1/z Ок}) знаходиться аналогічно до молярної маси еквівалентів солі або як сума молярних мас еквівалентів елемента і Оксигену:

М_{1/z Ок} = , (г/моль).

Основні закони хімії

Розділ хімії, в якому розглядаються масові та об’ємні відношення між речовинами, які реагують, називається стехіометрієй.

Основу стехіометрії становлять стехіометричні закони.

Закон збереження маси (Ломоносов): в результаті хімічних перетворень сума мас речовин до реакції і сума мас речовин після реакції однакова.

З точки зору АМУ суть закону полягає в тому, що при реакціях атоми не зникають і не виникають з нічого – їх кількість залишається незмінною до та після реакції. Так як атоми мають постійну масу і їх кількість є постійною, то і маси речовин до та після реакції залишається незмінною.

Цей закон є основою при вивченні реакцій між різноманітними речовинами та розстановки коефіцієнтів в рівнянні хімічної реакції.

2Н₂ + О₂ → 2Н₂О

4г 32г 36 г

Закон сталості складу: кожна речовина має постійний якісний і кількісний склад незалежно від способів її одержання. Речовини, що отримані різними способами, але які мають той самий якісний і кількісний склад, мають однакові хімічні властивості.

2Н₂ + О₂ → 2Н₂О

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Закон кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук, то маси одного елемента, що приходяться на ту саму масу іншого елемента, відносяться між собою як невеликі цілі числа.

теоретично розраховані маси елементів, киї повинні вступити в реакцію

28 16 14 16 28 48 14 32 28 80 –

N₂ O N O N₂O₃ NO₂ N₂O₅

_{14 8 14 16 14---24 14 32 14 40 –} розрахунок на 1 моль нітрогену

випишемо окремо числа 8:16:24:32:40

Скоротимо їх на 8: 1:2:3:4:5

Закон об'ємних відношень: об'єми взаємодіючих газоподібних речовин відносяться між собою і до об'ємів продуктів реакції, як невеликі цілі числа.

H₂ + Cl₂ → 2HCl

1 об. 1 об. 2 об.

V(H₂): (V(Cl₂) : V(HCl) = 1:1:2

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

1 об. 3 об. 2 об.

V(N₂): (V(H₂) : V(NH₃) = 1:3:2

Закон Авогадро (1811 р.): у рівних об'ємах різних газів при однакових умовах міститься однакове число часток (молекул, атомів, йонів).

Висновки:

1. Моль будь-якого газу при нормальних умовах займає об'єм 22,4 л.

2. Моль будь-якого газу за нормальних умов містить 6,02 · 10²³ часток (стала Авогадро N_А).

H₂ O₂ N₂ Cl₂

2г/моль 32 г/моль 28 г/моль 71 г/моль

22,4 л

6,02 · 10²³ частинок

Закон еквівалентів:

2. Маси (об'єми) речовин, що реагують, пропорційні молярним масам (об'ємам) їхніх еквівалентів: