Основные понятия химии, законы стехиометрии
Химическая атомистика (атомно-молекулярная теория) является исторически первой фундаментальной теоретической концепцией, положенной в основу современной химической науки. Формирование этой теории потребовало более сотни лет и связано с деятельностью таких выдающихся химиков, как М.В. Ломоносов, А.Л. Лавуазье, Дж. Дальтон, А. Авогадро, С. Канниццаро.
Современную атомно-молекулярную теорию можно изложить в виде ряда положений:
1. Химические вещества имеют дискретное (прерывистое) строение. Частицы вещества находятся в постоянном хаотическом тепловом движении.
2. Основной структурной единицей химического вещества является атом.
3. Атомы в химическом веществе связаны друг с другом, образуя молекулярные частицы или атомные агрегаты (надмолекулярные структуры).
4. Сложные вещества (или химические соединения) состоят из атомов разных элементов. Вещества простые состоят из атомов одного элемента и должны рассматриваться как гомоядерные химические соединения.
При формулировании основных положений атомно-молекулярной теории нам пришлось ввести несколько понятий, на которых необходимо остановиться более подробно, поскольку они являются основными в современной химии. Это понятия "атом" и "молекула", точнее атомные и молекулярные частицы.
Атомные частицы включают в себя собственно атом, атомные ионы, атомные радикалы и атомные ион-радикалы.
Атом - это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств, и состоящая из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.
Атомный ион - это атомная частица, обладающая электростатическим зарядом, но не имеющая неспаренных электронов, например, Cl - - хлорид-анион, Na + - катион натрия.
Атомный радикал - электронейтральная атомная частица, содержащая неспаренные электроны. Например, атом водорода фактически представляет собой атомный радикал - Н× .
Атомная частица, имеющая электростатический заряд и неспаренные электроны, называется атомным ион-радикалом. Примером такой частицы может служить катион Mn 2+ , содержащий пять неспаренных электронов на d-подуровне (3d 5).
Одной из важнейших физических характеристик атома является его масса. Поскольку абсолютное значение массы атома ничтожно мало (масса атома водорода равна 1,67×10 -27 кг), в химии используется относительная шкала масс, в которой за единицу выбрана 1/12 часть массы атома углерода изотопа-12. Относительная атомная масса - это отношение массы атома к 1/12 массы атома углерода изотопа 12 С.
Следует отметить, что в периодической системе Д.И. Менделеева приведены среднеизотопические атомные массы элементов, которые в большинстве своем представлены несколькими изотопами, вносящими свой вклад в атомную массу элемента пропорционально своему содержанию в природе. Так, элемент хлор представлен двумя изотопами - 35 Cl (75 мол.%) и 37 Cl (25 мол.%). Среднеизотопическая масса элемента хлор составляет 35,453 а.е.м. (атомных единиц массы) (35×0,75 + 37×0,25).
Аналогично атомным частицам, молекулярные частицы включают в себя собственно молекулы, молекулярные ионы, молекулярные радикалы и ион-радикалы.
Молекулярная частица - это наименьшая устойчивая совокупность взаимосвязанных атомных частиц, являющаяся носителем химических свойств вещества. Молекула лишена электростатического заряда и не имеет неспаренных электронов.
Молекулярный ион - это молекулярная частица, обладающая электростатическим зарядом, но не имеющая неспаренных электронов, например, NO 3 - - нитрат-анион, NH 4 + - катион аммония.
Молекулярный радикал – это электронейтральная молекулярная частица, содержащая неспаренные электроны. Большинство радикалов являются реакционными частицами с небольшим временем жизни (порядка 10 -3 –10 -5 с), хотя в настоящее время известны и довольно устойчивые радикалы. Так метильный радикал × СН 3 является типичной малоустойчивой частицей. Однако, если атомы водорода в ней заменить на фенильные радикалы, то образуется стабильный молекулярный радикал трифенилметил
Молекулы с нечетным числом электронов, например NO или NO 2 , также могут рассматриваться как свободные радикалы с высокой устойчивостью.
Молекулярная частица, имеющая электростатический заряд и неспаренные электроны, называется молекулярным ион-радикалом . Примером такой частицы может служить катион радикал кислорода – ×О 2 + .
Важной характеристикой молекулы является ее относительная молекулярная масса. Относительная молекулярная масса (М r) - это отношение среднеизотопической массы молекулы, вычисленной с учетом естественного природного содержания изотопов, к 1/12 массы атома углерода изотопа 12 C .
Таким образом, мы выяснили, что мельчайшей структурной единицей любого химического вещества является атом, точнее атомная частица. В свою очередь в любом веществе, исключая инертные газы, атомы связаны друг с другом химическими связями. При этом возможно образование двух типов веществ:
· молекулярные соединения, у которых можно выделить мельчайшие носители химических свойств, обладающие устойчивой структурой;
· соединения надмолекулярной структуры, которые представляют собой атомные агрегаты, в которых атомные частицы связаны ковалентной, ионной или металлической связью.
Соответственно, вещества, имеющие надмолекулярную структуру, представляют собой атомные, ионные или металлические кристаллы. В свою очередь, молекулярные вещества образуют молекулярные или молекулярно-ионные кристаллы. Молекулярное строение имеют также вещества, находящиеся в обычных условиях в газообразном или жидком агрегатном состоянии.
Фактически, работая с конкретным химическим веществом, мы имеем дело не с отдельными атомами или молекулами, а с совокупностью очень большого числа частиц, уровни организации которых можно отобразить следующей схемой:
Для количественного описания больших массивов частиц, которыми являются макротела, было введено специальное понятие "количество вещества", как строго определенное число его структурных элементов. Единицей количества вещества является моль. Моль - это количество вещества (n), содержащее столько структурных или формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода изотопа 12 С. В настоящее время это число довольно точно измерено и составляет 6,022×10 23 (число Авогадро, N A). В качестве структурных единиц могут выступать атомы, молекулы, ионы, химические связи и другие объекты микромира. Понятие "формульная единица" используется для веществ с надмолекулярной структурой и определяется как простейшее соотношение между составляющими его элементами (брутто-формула). В данном случае формульная единица берет на себя роль молекулы. Например, 1 моль хлорида кальция содержит 6,022×10 23 формульных единиц - CaCl 2 .
Одной из важных характеристик вещества является его молярная масса (М, кг/моль, г/моль). Молярная масса - это масса одного моля вещества . Относительная молекулярная масса и молярная масса вещества численно совпадают, но имеют разную размерность, например, для воды М r = 18 (относительная атомная и молекулярная массы величины безразмерные), М = 18 г/моль. Количество вещества и молярная масса связаны простым соотношением:
Большую роль в формировании химической атомистики сыграли основные стехиометрические законы, которые были сформулированы на рубеже XVII и XVIII столетий.
1. Закон сохранения массы (М.В. Ломоносов, 1748 г.).
Сумма масс продуктов реакции равна сумме масс веществ, вступивших во взаимодействие . В математическом виде этот закон выражается следующим уравнением:
Дополнением к данному закону является закон сохранения массы элемента (А. Лавуазье, 1789 г.). Согласно этому закону в процессе химической реакции масса каждого элемента остается постоянной .
Законы М.В. Ломоносова и А. Лавуазье нашли простое объяснение в рамках атомистической теории. Действительно, при любой реакции атомы химических элементов остаются неизменными и в неизменном количестве, что влечет за собой как постоянство массы каждого элемента в отдельности, так и системы веществ в целом.
Рассматриваемые законы имеют определяющее значение для химии, поскольку позволяют моделировать химические реакции уравнениями и выполнять на их основе количественные вычисления. Следует, однако, отметить, что закон сохранения массы не является абсолютно точным. Как следует из теории относительности (А. Эйнштейн, 1905 г.), любой процесс, протекающий с выделением энергии, сопровождается уменьшением массы системы в соответствии с уравнением:
где DЕ – выделившаяся энергия, Dm – изменение массы системы, с - скорость света в вакууме (3,0×10 8 м/с). В результате уравнение закона сохранения массы следует записывать в следующем виде:
Таким образом, экзотермические реакции сопровождаются уменьшением массы, а эндотермические – увеличением массы. В этом случае закон сохранение массы может быть сформулирован следующим образом: в изолированной системе сумма масс и приведенных энергий есть величина постоянная . Однако для химических реакций, тепловые эффекты которых измеряются сотнями кДж/моль, дефект массы составляет 10 -8 -10 -9 г и не может быть зарегистрирован экспериментально.
2. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1799-1804 гг.).
Индивидуальное химическое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав, не зависящий от способа его получения . Соединения, подчиняющиеся закону постоянства состава, называют дальтонидами . Дальтонидами являются все известные к настоящему времени органические соединения (около 30 миллионов) и часть (около 100 тыс.) неорганических веществ. Вещества, имеющие немолекулярное строение (бертолиды ), не подчиняются данному закону и могут иметь переменный состав, зависящий от способа получения образца. К ним относятся большинство (около 500 тыс.) неорганических веществ. В основном это бинарные соединения d-элементов (оксиды, сульфиды, нитриды, карбиды и т.д.). Примером соединения переменного состава может служить оксид титана(III), состав которого варьирует в пределах от TiO 1,46 до TiO 1,56 . Причиной переменного состава и иррациональности формул бертолидов являются изменения состава части элементарных ячеек кристалла (дефекты кристаллической структуры), не влекущие за собой резкого изменения свойств вещества. Для дальтонидов подобное явление невозможно, поскольку изменение состава молекулы ведет к образованию нового химического соединения.
3. Закон эквивалентов (И. Рихтер, Дж. Дальтон, 1792-1804 гг.).
Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам .
где Э А и Э В - эквивалентные массы реагирующих веществ.
Эквивалентной массой вещества называется молярная масса его эквивалента.
Эквивалент - это реальная или условная частица, отдающая или присоединяющая один катион водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия, один электрон в окислительно-восстановительных реакциях или взаимодействующая с одним эквивалентом любого другого вещества в реакциях обмена . Например, при взаимодействии металлического цинка с кислотой один атом цинка вытесняет два атома водорода, отдавая при этом два электрона:
Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2
Zn 0 - 2e - = Zn 2+
Следовательно, эквивалентом цинка является 1/2 его атома, т.е. 1/2 Zn (условная частица).
Число, показывающее, какая часть молекулы или формульной единицы вещества является его эквивалентом, называется фактором эквивалентности - f э . Эквивалентная масса, или молярная масса эквивалента, определяется как произведение фактора эквивалентности на молярную массу:
Например, в реакции нейтрализации серная кислота отдает два катиона водорода:
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O
Соответственно, эквивалентом серной кислоты является 1/2 H 2 SO 4 , фактор эквивалентности равен 1/2, а эквивалентная масса составляет (1/2)×98 = 49 г/моль. Гидроксид калия связывает один катион водорода, поэтому его эквивалентом является формульная единица, фактор эквивалентности равен единице, а эквивалентная масса равна молярной массе, т.е. 56 г/моль.
Из рассмотренных примеров видно, что при расчете эквивалентной массы необходимо определить фактор эквивалентности. Для этого существует ряд правил:
1. Фактор эквивалентности кислоты или основания равен 1/n, где n - число задействованных в реакции катионов водорода или гидроксид-анионов.
2. Фактор эквивалентности соли равен частному от деления единицы на произведение валентности (v) катиона металла или кислотного остатка и их числа (n) в составе соли (стехиометрический индекс в формуле):
Например, для Al 2 (SO 4) 3 - f э = 1/6
3. Фактор эквивалентности окислителя (восстановителя) равен частному от деления единицы на число присоединенных (отданных) им электронов.
Следует обратить внимание на то обстоятельство, что одно и то же соединение может иметь разный фактор эквивалентности в разных реакциях. Например, в реакциях кислотно-основного взаимодействия:
H 3 PO 4 + KOH = KH 2 PO 4 + H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1
H 3 PO 4 + 2KOH = K 2 HPO 4 + 2H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1/2
H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1/3
или в окислительно-восстановительных реакциях:
KMn 7+ O 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 ® Mn 2+ SO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
MnO 4 - + 8H + + 5e - ® Mn 2+ + 4H 2 O f э (KMnO 4) = 1/5
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Вещества и их свойства. Предмет химии
Оглянемся вокруг. Мы сами и все, что нас окружает, состоит из веществ. Веществ очень много. В настоящее время ученые знают около 10 млн. органических и около 100 тыс. неорганических веществ. И все они характеризуются определенными свойствами. Свойствами вещества называются признаки, по которым вещества отличаются друг от друга или сходны между собой .
Каждый отдельный вид материи, обладающий при данных условиях определенными физическими свойствами, например, алюминий, сера, вода, кислород, называют веществом .
Химия изучает состав, строение, свойства и превращение веществ. Глубокое знание химии совершенно необходимо специалистам всех отраслей народного хозяйства. Наряду с физикой и математикой она составляет основу подготовки специалистов высокой квалификации.
С веществами происходят различные изменения, например: испарение воды, плавление стекла, сгорание топлива, ржавление металлов и т. д. Эти изменения с веществами можно отнести к физическим или к химическим явлениям .
Физическими называют такие явления, при которых данные вещества не превращаются в другие, а обычно изменяется только их агрегатное состояние или форма
Химическими называют такие явления, в результате которых из данных веществ образуются другие. Химические явления называются химическими превращениями или химическими реакциями
При химических реакциях исходные вещества превращаются в другие вещества, обладающие другими свойствами. Об этом можно судить по внешним признакам химических реакций : 1) выделение теплоты (иногда света); 2) изменение окраски; 3) появление запаха; 4) образование осадка; 5) выделение газа.
Атомно-молекулярное учение
В XVIII – XIX вв. в результате работ М. В. Ломоносова, Дальтона, Авогадро и других была выдвинута гипотеза об атомно-молекулярном строении вещества. Эта гипотеза основана на идее о реальном существовании атомов и молекул. В 1860 г. Международный конгресс химиков четко определил понятия атома и молекула. Атомно-молекулярное учение приняли все ученые. Химические реакции стали рассматриваться с точки зрения атомно-молекулярного учения. В конце XIX и в начале XX вв. атомно-молекулярное учение превратилось в научную теорию. В это время ученые доказали экспериментально, что атомы и молекулы существуют объективно, независимо от человека.
В настоящее время, возможно, не только вычислить размеры отдельных молекул их массы, но и определить порядок соединения атомов в молекуле. Ученые определяют расстояние между молекулами и даже фотографируют некоторые макромолекулы. Также теперь известно, что не все вещества состоят из молекул.
Основные положения атомно-молекулярного учения можно сформулировать так:
1. Существуют вещества с молекулярным и немолекулярным строением.
2. Молекула - это самая маленькая частица вещества, которая сохраняет его химические свойства.
3. Между молекулами существуют промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния и температуры. Наибольшие расстояния имеются между молекулами газов. Этим объясняется их легкая сжимаемость. Труднее сжимаются жидкости, где промежутки между молекулами значительно меньше. В твердых веществах промежутки между молекулами еще меньше, поэтому они почти не сжимаются.
4. Молекулы находятся в непрерывном движении. Скорость движения молекул зависит от температуры. С повышением температуры скорость движения молекул возрастает.
5. Между молекулами существуют силы взаимного притяжения и отталкивания. В наибольшей степени эти силы выражены в твердых телах, в наименьшей – в газах.
6. Молекулы состоят из атомов, которые, как и молекулы, находятся в непрерывном движении.
7 Атомы – это мельчайшие химически неделимые частицы.
8. Атомы одного вида отличаются от атомов другого вида массой и свойствами. Каждый отдельный вид атомов называется химическим элементом.
9. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических, как правило, разрушаются. При химических реакциях происходит перегруппировка атомов.
Атомно-молекулярная теория - одна из главных теорий естественных наук. Эта теория подтверждает материальное единство мира.
По современным представлениям из молекул состоят вещества в газообразном и парообразном состоянии. В твердом (кристаллическом) состоянии из молекул состоят лишь вещества, имеющие молекулярную структуру, например органические вещества, неметаллы (за небольшим исключением), оксид углерода (IV), вода. Большинство же твердых (кристаллических) неорганических веществ не имеет молекулярной структуры. Они состоят не из молекул, а из других частиц (ионов, атомов) и существуют в виде макротел. Например, многие соли, оксиды и сульфиды металлов, алмаз, кремний, металлы.
У веществ с молекулярной структурой химическая связь между молекулами менее прочна, чем между атомами. Поэтому они имеют сравнительно низкие температуры плавления и кипения. У веществ с немолекулярной структурой химическая связь между частицами весьма прочна. Поэтому они имеют высокие температуры плавления и кипения. Современная химия изучает свойства микрочастиц (атомов, молекул, ионов и др.) и макротел.
Молекулы и кристаллы состоят из атомов. Каждый отдельный вид атомов называется химическим элементом.
Всего в природе (на Земле) установлено существование (92) различных химических элементов. Еще 22 элемента получены искусственным путем с использованием ядерных реакторов и мощных ускорителей.
Все вещества делятся на простые и сложные.
Вещества, которые состоят из атомов одного элемента, называются простыми.
Сера S, водород Н 2 , кислород О 2 , озон О 3 , фосфор Р, железо Fe - это простые вещества.
Вещества, которые состоят из атомов разных элементов, называются сложными .
Например, вода Н 2 О состоит из атомов разных элементов – водорода H и кислорода O; мел CaCO 3 состоит из атомов элементов кальция Ca, углерода C и кислородаO. Вода и мел - сложные вещества.
Понятие «простое вещество» нельзя отождествлять с понятием «химический элемент». Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами кипения и плавления и др. Химический элемент характеризуется определенным положительным зарядом ядра (порядковым номером), степенью окисления, изотопным составом и др. Свойства элемента относятся к его отдельным атомам. Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из элементов. Например, вода состоит не из простых веществ водорода и кислорода, а из элементов водорода и кислорода.
Названия элементов совпадают с названиями соответствующих им простых веществ, за исключением углерода.
Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией , а образовавшиеся вещества аллотропными видоизменениями или модификациями . Так, элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород и озон; элемент углерод - три: алмаз, графит и карбин; несколько модификаций образует элемент фосфор.
Явление аллотропии вызывается двумя причинами: 1) различным числом атомов в молекуле, например кислород О 2 и озон О 3 ; 2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз, графит и карбин.
2. Стехиометрические законы
Стехиометрия - раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами. В переводе с греческого слово «стехиометрия» имеет смысл «составная часть» и «измеряю».
Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы : сохранения массы веществ, постоянства состава, закон Авогадро, закон объемных отношений газов, закон эквивалентов. Они подтвердили атомно-молекулярное учение. В свою очередь, атомно-молекулярное учение объясняет стехиометрические законы.
Похожая информация.
Закон сохранения массы веществ
Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов
*Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результатехимических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е.химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование
других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктовреакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая массатакже изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество
Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций ипо ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.
Закон постоянства состава
Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и
количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способаполучения.
Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы
соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.
Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление ит.д.) содержится одинаковое число молекул. (Закон справедлив только для газообразныхвеществ.)
Следствия.
1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает
одинаковые объемы.
2. При нормальных условиях (0°C = 273°К, 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает
объем 22,4 л.__
Закон действующих масс
aA + bB + . . . = . . .
V = k [A]a [B]b . . .
Закон сохранения энергии : энергия изолированной системы (не обменивающейся с окружающей средой ни веществом, ни энергией) остается постоянной, возможны лишь переходы ее из одного вида в другой.
Закон сохранения электрического заряда : алгебраическая сумма электрических зарядов в изолированной системе сохраняется.
2. Основной закон химии как частный случай общего закона материального мира. Понятия: материя, вещество, поле, движение - и их количественные характеристики и взаимосвязь. Математические выражения законов сохранения массы и энергии.
Закон действующих масс
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
aA + bB + . . . = . . .
V = k [A]a [B]b . . .
Материя существует в форме вещества и поля. Химия изучает окружающий нас мир объединяемым понятием материи существующей вне и независимо от сознания человека.
вещество - это любая совокупность атомов и молекул
Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.
* Полностью эквивалентна этой и другая формулировка: в химической реакции число атомов химического элемента сохраняется.Последняя формулировка является основой для написания стехиометрических уравнений реакций.
Закон сохранения энергии: энергия изолированной системы (не обменивающейся с окружающей средой ни веществом, ни энергией) остается постоянной, возможны лишь переходы ее из одного вида в другой.
3. Атомно-молекулярное учение: современные положения, краткая история (основоположники).
АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ
Атомно-молекулярное учение - учение о строении веществ из атомов и молекул, создано трудами Ломоносова и Дальтона.
*В развитие атомно-молекулярного учения большой вклад внесли М. В. Ломоносов, Дж. Дальтон, А. Лавуазье, Ж. Пруст, А. Авогадро, Й. Берцелиус, Д. И. Менделеев, А. М. Бутлеров.
Состав и свойства химического соединения не зависит от способа и условий его получения.
Все молекулы состоят из атомов. Совокупность или набор атомов одного вида называют химическим элементом.
Атомно-молекулярная теория основные положения:
Все вещества состоят из атомов
Атомы одного химического вещества (химический элемент) обладают одинаковыми свойствами, но отличаются от атомов другого вещества
При взаимодействии атомов образуются молекулы (гомоядерные - простые вещества, гетероядерные - сложные вещества)
При физических явлениях молекулы не изменяются, при химических происходит изменение их состава
Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества
4. Основные понятияхимии : атом, молекула, химический элемент, вещество (простое и сложное). Количественные характеристики атома и молекулы: размеры, абсолютная и относительная атомная и молекулярная массы, атомная единица массы (а.е.м.).
Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и одного или нескольких электронов.
Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного вещества. Для некоторых веществ понятия атома и молекулы совпадают.
Простым веществом называется вещество, молекулы которого состоят из атомов одного элемента,
Соединениями или сложными веществами называются вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов
Молекулы различных веществ отличаются друг от друга массой, размерами и химическими свойствами. Все молекулы одного вещества одинаковы.
Молекулы состоят из более мелких частиц - атомов. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ состоят из разных атомов.
Атомы одного элемента отличаются от атомов других элементов зарядом атомного ядра, размером и химическими свойствами. При химических реакциях изменяется состав молекулы. Атомы при химических реакциях не разрушаются.
Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C - основного изотопаприродного углерода.
Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколькораз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м.
5. Расчет количества, молярной массы и молярного объема вещества. Число Авогадро.
Молярная масса вещества М равна отношению массы вещества к его количеству
и имеет принятую в химии размерность г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в г/моль численно равна его относительной молекулярной массе. Численное равенство означает совпадение числовых значений величин, но не их размерностей.
Аналогично определяется и молярный объем как отношение объема вещества к его количеству:
Молярный объем может иметь размерность м3/моль, л/моль, см3/моль. Молярный объем определен для любого агрегатного состояния вещества и связан с его молярной массой через плотность:
Закон Авогардо: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул.
NA = 6,022 141 29(27)·10 23 моль−1
6. Химический элемент, символы элементов. Химическая формула вещества, вид формулы: эмпирическая, молекулярная, графическая. Понятия: валентность (стехиометрическая, связевая, координационная) и степень окисления химического элемента. Примеры.
Химический элемент - вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра.
Молекулярная (брутто-) формула, показывающая число атомов в молекуле - C6H14,
Графическая
Эмпирическая формуладающая только соотношение элементов C:H = 3:7 - C3H7
Валентность - свойство атомов данного элемента присоединить или замещать в молекуле определенное число атомов других элементов. За единицу валентности принята валентность водорода.
Степенью окисления атома называется величина электростатического заряда атома в простом веществе, в молекуле химического соединения, в ионе
7. Понятия и количественное определение массовой, мольной и объемной долей элемента в молекуле вещества и вещества в смеси. Алгоритм установления эмпирической и молекулярной формул.
Массовая доля - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:
m - общая масса раствора, г.
Объёмная доля - отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.
V1 - объём растворённого вещества, л;
V - общий объём раствора, л.
Мольная доля - отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.
νi - количество i-го компонента, моль;
n - число компонентов;
Титр раствора - масса растворённого вещества в 1 мл раствора.
m1 - масса растворённого вещества, г;
V - общий объём раствора, мл;
Эмпирическая формула химического соединения - запись простейшего выражения относительного числа каждого типа атомов в нём; представляет собой линейную запись из символов химических элементов, сопровождающуюся подстрочными индексами, указывающими отношение элементов в соединении
Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как или. Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как).
Молярная масса эквивалентов вещества - масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.
Mэкв = fэкв×M
Фактор эквивалентности [править]
Отношение эквивалентной молярной массы к его собственной молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как).
Число эквивалентности [править]
Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивалентности связан с числом эквивалентности z следующим соотношением: =1/z.
Например, в реакции:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
Эквивалентом является частица ½Zn(OH)2. Число ½ есть фактор эквивалентности, z в данном случае равно 2
9. Химическая реакция: определение, признаки, отличие от физических явлений, классификации.
Хими́ческая реа́кция - превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется их общее число, изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.
Классификация
По изменению степеней окисления реагентов[править]
В данном случае различают
Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.
Пример окислительно-восстановительной реакции - горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:
Пример реакции диспропорционирования - реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем - азот (-3) катиона аммония:
NH4NO3 = N2O + 2H2O (до 250 °C)
Не окислительно-восстановительные реакции - соответственно, реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например, указанная выше реакция нейтрализации.
По тепловому эффекту реакции[править]
Все реакции сопровождаются тепловыми эффектами. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая, в основном, идет на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:
экзотермические реакции, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода
эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.
Тепловой эффект реакции (энтальпию реакции, ΔrH), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса, если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (ΔrH < 0) наблюдается выделение тепла, в противном случае (ΔrH > 0) - поглощение.
По типу превращений реагирующих частиц[править]
соединения:
разложения:
замещения:
обмена (тип реакции-нейтрализация):
обмена (тип реакции-обмена):
Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением и выделением энергии, например в виде теплопередачи, изменением агрегатного состояния реагентов, изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.
Химические процессы, протекающие в веществе, отличаются и от физических процессов, и от ядерных превращений. В физических процессах каждое из участвующих веществ сохраняет неизменным свой состав (хотя вещества могут образовывать смеси), но могут изменять внешнюю форму или агрегатное состояние.
В химических процессах (химических реакциях) получаются новые вещества с отличными от реагентов свойствами, но никогда не образуются атомы новых элементов. В атомах же участвующих в реакции элементов обязательно происходят видоизменения электронной оболочки.
10.Схема и уравнение химической реакции (алгоритм записи уравнения). Физический смысл стехиометрических коэффициентов. Типы уравнения: полное, неполное, молекулярное, ионное, термохимическое. Привести примеры.
При химических реакциях одни вещества превращаются в другие. Вспомним известную нам реакцию серы с кислородом. И в ней из одних веществ (исходных веществ или реагентов) образуются другие (конечные вещества или продукты реакции).
Для записи и передачи информации о химических реакциях используются схемы и уравнения реакций.
Схема химической реакции – условная запись,дающая качественнуюинформацию о химической реакции.
Схема реакции показывает, какие вещества вступают в реакцию и какие образуются в результате реакции. И в схемах, и в уравнениях реакций вещества обозначаются их формулами.
Схема горения серы записывается так: S8 + O2 SO2.
Это означает, что при взаимодействии серы с кислородом протекает химическая реакция, в результате которой образуется диоксид серы (сернистый газ). Все вещества здесь молекулярные, поэтому при записи схемы использованы молекулярные формулы этих веществ. То же относится и к схеме другой реакции – реакции горения белого фосфора:
При нагревании до 900 oС карбоната кальция (мела, известняка) протекает химическая реакция: карбонат кальция превращается в оксид кальция (негашеную известь) и диоксид углерода (углекислый газ) по схеме:
CaCO3 CaO + CO2.
Для указания на то, что процесс происходит при нагревании, схему (и уравнение) обычно дополняют знаком " t" , а то, что углекислый газ при этом улетучивается, обозначают стрелкой, направленной вверх:
CaCO3 CaO + CO2.
Карбонат кальция и оксид кальция – вещества немолекулярные, поэтому в схеме использованы их простейшие формулы, отражающие состав их формульных единиц. Для молекулярного вещества – углекислого газа – использована молекулярная формула.
Рассмотрим схему реакции, протекающей при взаимодействия пентахлорида фосфора с водой: PCl5 +H2O H3PO4 + HCl.
Из схемы видно, что при этом образуется фосфорная кислота и хлороводород.
Иногда для передачи информации о химической реакции бывает достаточно и краткой схемы этой реакции, например:
S8 SO2; P4 P4O10; CaCO3 CaO.
Естественно, что краткой схеме может соответствовать и несколько разных реакций.
Уравнение химической реакции – условная запись, дающая качественную и количественную информацию о химической реакции.
Для любой химической реакции справедлив один из важнейших законов химии:
При протекании химических реакций атомы не появляются, не исчезают и не превращаются друг в друга.
При записи уравнений химических реакций, кроме формул веществ, используются коэффициенты. Как и в алгебре, коэффициент "1" в уравнении химической реакции не ставится, но подразумевается. Рассмотренные нами реакции описываются следующими уравнениями:
1S8 + 8O2 = 8SO2, или S8 + 8O2 = 8SO2;
1P4 + 5O2 = 1P4O10, или P4 + 5O2 = P4O10;
1CaCO3 = 1CaO + 1CO2, или CaCO3 = CaO + CO2;
1PCl5 + 4H2O = 1H3PO4 + 5HCl, или PCI5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCI.
Исключительное значение для развития химии имело атомно-молекулярное учение, колыбелью которого является Древняя Греция. Атомистика древнегреческих материалистов отделена от нас 25-ве-ковым периодом, однако, логика греков поражает настолько, что философское учение о дискретном строении материи, развитое ими, невольно сливается в сознании с нашими сегодняшними представлениями. Как же зародилась атомистика? Основным научным методом древнегреческих философов являлись дискуссия, спор. Для поиска “первопричин” в спорах обсуждались многие логические задачи, одной из которых являлась задача о камне: что произойдет, если начать его дробить?
Большинство философов считало, что этот процесс можно продолжать бесконечно. И только Левкип (500--440 до н.э.) и его школа утверждали, что этот процесс не бесконечен: при дроблении, в конце концов, получится такая частица, дальнейшее деление которой будет просто невозможно. Основываясь на этой концепции, Левкипп утверждал: материальный мир дискретен, он состоит из мельчайших частиц и пустоты. Ученик Левкиппа Демокрит (460--370 до н. э.) назвал мельчайшие частицы “неделимые”, что по-гречески значит “атом”. Это название мы используем и сегодня. Демокрит, развил новое учение -- “атомистику”, приписал атомам такие “современные” свойства, как размер и форму, способность к движению.
Последователь Демокрита Эпикур (342--270 до н. э.) придал древнегреческой атомистике завершенность, предположив, что у атомов существует внутренний источник движения, и они сами способны взаимодействовать друг с другом. Все положения древнегреческой атомистики выглядят удивительно современно, и нам они, естественно, понятны. Ведь любой из нас, ссылаясь на опыт науки, может описать множество интересных экспериментов, подтверждающих справедливость любой из выдвинутых концепций. Но совершенно непонятны они были 20--25 веков назад, поскольку никаких экспериментальных доказательств, подтверждающих справедливость своих идей, древнегреческие атомисты представить не могли. Итак, хотя атомистика древних греков и выглядит удивительно современно, ни одно из ее положений в то время не было доказано. Следовательно ”атомистика, развитая Левкиппом, Демокритом и Эпикуром, была и остается просто догадкой, смелым предположением, философской концепцией, но подкрепленной практикой. Это привело к тому, что одна из гениальных догадок человеческого разума постепенно была предана забвению.
Были и другие причины, из-за которых учение атомистов было надолго забыто. К сожалению, атомисты не оставили после себя систематических трудов, а отдельные записи споров и дискуссий, которые были сделаны, лишь с трудом позволяли составить правильное представление об учении в целом. Главное же заключается е том, что многие концепции атомистики были еретичны и официальная церковь не могла их поддерживать.
Об учении атомистов не вспоминали почти 20 веков. И лишь в XVII в. Идеи древнегреческих атомистов были возрождены благодаря работам французского философа Пьера Гассенди (1592--1655 гг.). Почти 20 лет он потратил; чтобы восстановить и собрать воедино забытые концепции древнегреческих философов, которые он подробно изложил в своих трудах “С) жизни, нравах и учении Эпикура” и “Свод философии Эпикура”. Эти две книги, в которых воззрения древнегреческих материалистов впервые были изложены систематически, стали “учебником” для европейских ученых и философов. До этого единственным источником, дававшим информацию о воззрениях Демокрита - Эпикура, была поэма римского поэта Лукреция “О природе вещей”. История науки знает немало удивительных совпадений. Вот одно из них: возрождение древнегреческой атомистики совпадает по времени с установлением Р. Бойлем (1627--1691 гг.) фундаментальной закономерности, описывающей изменения объема газа от его давления. Качественное объяснение фактом, наблюдаемых Бойлем, может дать только атомистика: если газ имеет дискретное строение, т. е. состоит из атомов и пустоты, то легкость его сжатия обусловлена сближением атомов в результате уменьшения свободного пространства между ними. Первая робкая попытка применения атомистики для объяснения количественно наблюдаемых явлений природы позволяет сделать два очень важных вывода:
Одним из основных понятий химии и других естественных наук является атом. Этот термин имеет давнее происхождение; он насчитывает уже около 2500 лет. Впервые понятие атома зародилось в Древней Греции, примерно в V в. до н. э. Основоположниками атомистического учения были древнегреческие философы Левкипп и его ученик Демокрит. Именно они выдвинули идею о дискретном строении материи и ввели термин «АТОМ». Демокрит определял атом как наименьшую, далее неделимую, частицу материи.
Учение Демокрита не получило широкого распространения, и в течение большого исторического периода в химии (а во времена средневековья - алхимии) господствовала теория Аристотеля (384 - 322 гг. до н.э.). Согласно учению Аристотеля, основными началами природы являются абстрактные «принципы»: холод, тепло, сухость и влажность, при комбинации которых образуются четыре основных «элемента-стихии»: земля, воздух, огонь и вода.
Только в начале XIX столетия английский ученый Джон Дальтон возвращается к атомам как наименьшим частицам материи и вводит в науку этот термин. Этому предшествовали работы таких замечательных ученых, как Р. Бойль (в книге «Химик-скептик» он нанес сокрушительный удар по представлениям алхимиков), Дж. Пристли и К. В. Шееле (открытие кислорода), Г. Кавендиш (открытие водорода), А. Л. Лавуазье (попытка составить первую таблицу простых веществ), М. В. Ломоносов (основные положения атомно-молекулярного учения, закон сохранения массы), Ж. Л. Пруст (закон постоянства состава) и многие другие.
Атом (греч. ατομος - неделимый) - это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию и являющаяся носителем его свойств. Атом представляет собой электронейтральную микросистему, состоящую из положительно заряженного ядра и соответствующего числа электронов.
Тип атома определяется составом его ядра. Атомы каждого вида одинаковы между собой, но они отличаются от атомов любого другого вида. Так, атомы углерода, азота и кислорода имеют различные размеры, отличаются по физическим и химическим свойствам. Ядро состоит из электронов, протонов и нейтронов, вместе называемых нуклонами.
Электрон [др.греч. ηλεκτρον - янтарь (хорошо электризуется при трении)] - стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя, равную 9,109·10 -31 кг = 5,486·10 -4 а.е.м. , и несущая элементарный отрицательный заряд, равный 1,6·10 -19 Кл.
В химии и в физике при решении многих задач заряд электрона принимают за - 1 и заряды всех остальных частиц выражают в этих единицах. Электроны входят в состав всех атомов.
Протон (греч. πρωτοσ - первый) - элементарная частица, являющаяся составной частью ядер атомов всех химических элементов, обладает массой покоя m р = 1,672·10 -27 кг = 1,007 а.е.м. и элементарным положительным электрическим зарядом, равным по величине заряду электрона, т.е. 1,6·10 -19 Кл.
Число протонов в ядре определяет порядковый номер химического элемента.
Нейтрон (лат. neutrum - ни то, ни другое) - электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя, несколько превышающей массу покоя протона m n = 1,65·10 -27 кг = 1,009 а.е.м.
Наряду с протоном нейтрон входит в состав всех атомных ядер (за исключением ядра изотопа водорода 1 Н, представляющего собой один протон).
Характеристики отдельных элементарных частиц
| Элементарная частица | Обозначение | Масса | Электрический заряд | ||
| в ед. СИ (кг) | в а.е.м. | в Кл | в зарядах электрона | ||
| Электрон | e - | 9,109·10 -31 | 5,486·10 -4 | 1,6·10 -19 | -1 |
| Протон | p | 1,672·10 -27 | 1,007 | 1,6·10 -19 | 1 |
| Нейтрон | n | 1,675·10 -27 | 1,009 | 0 | 0 |
Обобщающее (групповое) название протонов и нейтронов - нуклоны .
Химический элемент - вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Химический элемент - это понятие, а не материальная частица. Это не атом, а совокупность атомов, характеризующихся определенным признаком - одинаковым зарядом ядра.
Атомы элемента могут иметь различные числа нейтронов в составе ядра, а следовательно, и массу.
Массовое число - общее число нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре.
Ядро атома состоит из протонов, число которых равно порядковому номеру элемента (Z) , и нейтронов (N) . А = Z + N , где А - массовое число.
Нуклиды (лат. nucleus - ядро) - общее название атомных ядер, характеризуются определенным числом протонов и нейтронов (величиной положительного заряда и массовым числом).
Для того чтобы указать химический элемент, достаточно назвать только одну величину - заряд ядра, т.е. порядковый номер элемента в Периодической системе. Для определения нуклида этого недостаточно - надо указать также и его массовое число.
Иногда, не совсем точно, понятие «нуклид» относят не к самому ядру, а ко всему атому.
Изотопы (греч. ισος - одинаковый + τοπος - место) - нуклиды, имеющие одинаковое число протонов, но различающиеся массовыми числами.
Изотопы - нуклиды, занимающие одно и то же место в Периодической системе, т. е. атомы одного и того же химического элемента.
Например: 11 22 Na , 11 23 Na , 11 24 Na .
Изобары (греч. ιςο - равный + βαροσ - вес) - нуклиды, имеющие одинаковые массовые числа, но различное число протонов (т.е. относящиеся к разным химическим элементам).
Например: 90 Sr , 90 Y , 90 Zr .
Изотоны - нуклиды с одинаковым числом нейтронов.
При химическом взаимодействии атомов образуются молекулы.
Молекула (уменьшительное от лат. moles - масса) - это наименьшая частица вещества, определяющая его свойства. Состоит из атомов одного или различных химических элементов и существует как единая система атомных ядер и электронов. В случае одноатомных молекул (например, благородных газов) понятия атома и молекулы совпадают.
Молекулы бывают одноатомные (например, молекулы гелия Не ), двухатомные (азота N 2 , оксида углерода СО ), многоатомные (воды Н 2 О , бензола С 6 Н 6 ) и полимерные (содержащие до сотен тысяч и более атомов - молекулы металлов в компактном состоянии, белков, кварца).
Атомы удерживаются в молекуле с помощью химических связей.
В химии, кроме атомов и молекул, приходится рассматривать и другие структурные единицы: ионы и радикалы.
Ионы (греч. ιον - идущий) - электрически заряженные частицы, образовавшиеся из атомов (или атомных групп) в результате присоединения или потери электронов.
Положительно заряженные ионы называются катионами (греч. κατα вниз + ион), отрицательно заряженные - анионами (греч. ανα - вверх + ион).
Например: К + - катион калия, Fe 2+ - катион железа, NH 4 + - катион аммония, Cl - - анион хлора (хлорид-анион) , S 2- - анион серы (сульфид-анион), SO 4 2- - сульфат-анион.
Радикалы (лат. radicalis - коренной) - частицы (атомы или группы атомов) с неспаренными электронами.
Они обладают высокой реакционной способностью.
Например: Н - радикал водорода, С1 - радикал хлора, СН 3 - радикал-метил.
В то же время парамагнитные молекулы, например, О 2 , NO , NO 2 , имеющие неспаренные электроны, не являются радикалами.
Простое вещество - вещество, состоящее из атомов одного химического элемента.
Простое вещество - это форма существования химического элемента. Многие элементы могут существовать в виде нескольких простых веществ, например, углерод (графит, алмаз, карбин, фуллерены), фосфор (белый, красный, черный), кислород (озон, кислород).
Известно около 400 простых веществ.
Аллотропия (греч. αλλοσ - другой + τροπε - поворот) - способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких простых веществ, отличающихся количеством атомов в молекуле (например, О 2 и О 3 ) или разной структурой кристаллов (графит и алмаз).
Полиморфизм (греч. πολιμορφοσ - многообразный) - способность твердых веществ существовать в двух или нескольких формах с различной кристаллической структурой и различными же свойствами. Такие формы называются полиморфными модификациями.
Например: FeS 2 может образовывать два вещества с различными кристаллическими структурами (полиморфные модификации): одно называется пирит, а другое - марказит. Являются ли эти вещества аллотропными модификациями? Не являются.
Аллотропия относится только к простым веществам и рассматривает как различие в составе их молекул, так и различие в строении кристаллических решеток. Если речь идет о различии в строении кристаллических решеток простых веществ, то понятия полиморфизм и аллотропия совпадают, например, о графите и алмазе можно сказать, что это аллотропные формы, а можно - полиморфные формы.
.jpg)