1KURS_PNP / ТЕХНІЧНА ХІМІЯ / ЛЕКЦІЇ ТЕХНІЧНА ХІМІЯ / ЛЕКЦІЯ 1

7

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, моль, молярна маса, маса речовини, молярний об'єм речовини, нормальні умови, хімічний склад речовини.

Тип уроку: Евристична бесіда.

1. ОРГАНІЗАЦІЙНИЙ ЕТАП

2. ПОВТОРЕННЯ ВИВЧЕНОГО МАТЕРІАЛУ

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

2 г/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: