Предмет и задачи химии.
Химия занимает центральное место в ряду естественных наук, поскольку она изучает элементы и образуемые ими соединения, которые составляют Вселенную. Окружающий нас мир находится в непрерывном движении, изменении и развитии. Изменения веществ, происходящие в результате движения материи, называются явлениями. Явления, наблюдаемые в природе, делятся на две группы:
1. Физические – это явления, при которых не происходит превращения одного вещества в другое (например, изменение агрегатного состояния вещества, электропроводности, выделение тепла, света и др.);
2. Химические – это явления, при которых из одного вещества образуются другие новые вещества.
Процесс превращения вещества называют химической реакцией. Исходные вещества, которые вступают в реакцию, называются реагентами, а новые вещества, которые образуются в результате реакции, называются продуктами реакции.
Наука, изучающая состав, строение и свойства веществ, их превращения и явления, сопровождающие эти превращения, называется химией.
Перед современной химией стоят 3 главные задачи:
1. Это исследование строения вещества, развитие теории строения и свойств молекул и материалов.
2. Это осуществление направленного синтеза новых веществ с заданными свойствами.
3. Анализ с целью определения и уменьшения последствий воздействия человека на природу.
Современная химия представляет собой систему отдельных научных дисциплин и тесно связана с физикой и биологией.
Основные понятия и законы химии
Атомно-молекулярное учение:
1. Все вещества состоят из молекул. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
|
|
2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания. При химических явлениях молекулы разрушаются, но атомы сохраняются.
Каждый отдельный вид материи, обладающий при данных условиях определенными физическими свойствами, называется веществом. Вещества могут быть:
1) простые – это неорганические макротела, состоящие из атомов одного и того же химического элемента;
2) сложные или хим. соединения – неорганические макротела, состоящие из атомов разных химических элементов.
Раздел химии изучающий количественные отношения, в которых взаимодействуют друг с другом вещества, называется стехиометрией. В стехиометрии необходимо различать:
1) стехиометрические коэффициенты – числа, стоящие перед формулами веществ в уравнениях химических реакций;
2) с техиометрические индексы – числа, стоящие справа внизу при символах химических элементов, характеризующие количественное содержание химического элемента в данном соединении.
Установка количественных отношений в стехиометрии производится на основе понятия моль: количество вещества системы, содержащей столько атомов, молекул, ионов или других структурных единиц, сколько их содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12С, называется моль.
Масса вещества взятого в количестве 1 моль называется молярной массой (г/моль).
Величина равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома 12С называется относительной атомной массой (а.е.м.).
|
|
Величина равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы 12С называется относительной молекулярной массой (а.е.м.).
.
Основные законы стехиометрии
1. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 г.). Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
2. Закон сохранения энергии (М.В. Ломоносов, 1760 г.). При любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы из одного вида энергии в другой.
Законы сохранения массы и энергии до начала 20 века рассматривались независимо друг от друга, поскольку вещество и энергия считались не связанными друг с другом категориями. Но в 1905 г. Альберт Эйнштейн показал, что энергия и масса связаны между собой соотношением
Е = mc2
, где с – скорость света в вакууме, равная 2,998 * 108 м/с.
3. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808 г.). Любое сложное вещество, независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.
4. Закон кратных отношений (Дж. Дальтон). Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то масса одного из элементов, приходящихся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
5. Закон эквивалентов. Количество элемента или вещества, которое взаимодействует с одним атомом водорода (1 г) или замещает это количество водорода в химической реакции, называется эквивалентом (Э). Численно эквивалент никогда не бывает больше 1.
|
|
Масса одного эквивалента вещества называется эквивалентной массой (Мэ, г/моль).
Формулы для вычисления эквивалентных масс различных химических соединений:
1 Элемент: Mэ = A/B = АЭ; Э = 1/В.
2 Кислота: Mэ = М/(число катионов водорода в кислоте) =
= 1 + Мэ (кислотного остатка).
3 Основание: Mэ = М/(число гидроксильных групп в основании) = 17 + А/В.
4 Соль: Mэ = М/(число металла)⋅(валентность металла) =
= А/В + Мэ (кислотного остатка).
5 Оксид: Mэ = М/2(число кислорода в оксиде) = 8 + А/В.
Введение в химию понятия "эквивалент" позволило сформулировать закон эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ (m 1 и m 2) прямо пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).
Математическое выражение закона эквивалентов:
m 1/ m 2 = Mэ1/Mэ2.
Если в реакции находится газообразное вещество, то математическое выражение закона эквивалентов принимает вид:
m / V о = Mэ/ V э
где V о – объем газа при н.у., дм3; V э – эквивалентный объем газа, дм3.
Эквивалентный объем газообразного вещества вычисляется:
V э = 22,4 ⋅ Мэ/М (дм3).
Газовые законы
1. Закон парциальных давлений (Дж. Дальтон, 1803 г.). Общее давление смеси газов, не вступающих в реакцию друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь:
р общ. = р 1 + р 2 + р 3 +….
Парциальным называется давление, которое производило бы имеющееся в смеси количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем, занимаемый смесью.
2. Закон А. Авогадро (1811 г.). В равных объемах любых газов взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении содержится одинаковое число молекул.
Из закона А. Авогадро вытекают следующие следствия:
1. Молекулы большинства простых газов двухатомны (О2, N2, т.д.)
2. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
3. При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем равный 22,4 дм3. Этот объем называется молярным объемом газа.
4. Моль любого вещества независимо от условий и агрегатного состояния содержит одинаковое число частиц6,02⋅1023, эта величина называется числом Авогадро (NА) или постоянной Авогадро.
Если взять отношение масс различных газов, то оно будет равно отношению их молекулярных масс:
m 1/ m 2 = M1/M2
Отношение m 1/ m 2 получило название плотности первого газа по второму:
D = M1/M2.
3. Закон Р. Бойля–Э. Мариотта. При постоянной температуре объем данного газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится:
VP = V 1 P 1 или P о V о = PV.
4. Закон Гей–Люссака. При постоянном давлении изменение объема прямо пропорционально температуре:
V / T = V 1/ T 1 или V о/ T о = V / T.
5. Объединенный газовый закон
PV / T = P 1 V 1/ T 1.
6. Уравнение Менделеева-Клапейрона
РV = mRT /M,
где R – универсальная газовая постоянная, вычисляемая по уравнению P о V о/ T о = R.
Имеет три значения в зависимости от того, в каких единица взяты давление и объем:
мм рт.ст.,см3 атм., дм3 Па, м3
R 62400 0,082 8,314