Кафедра общей и неорганической

химии

I курс. Общая химия.К.х.н.Авдонина Людмила Михайловна

Основные законы и понятия химииЛекция №1

Кафедра общей и неорганической

химии

План лекции

1. Стехиометрические законы

2. Основные понятия атомно-

молекулярного учения

3. Химический эквивалент. Закон

эквивалентов.

4. Газовые законы

3

Химия - наука о веществах и их превращениях

• Вещество – это:вид материи,обладающей

массой покоя.

• В химии вещество – это совокупность атомных и

молекулярных частиц, их ассоциатов и

агрегатов, находящихся в любом из 3-х

агрегатных состояний.

4

Стехиометрические законы

5

• Ломоносов М.В. (1758 г.)

• Лавуазье А. (1789 г.)

Пример. Доменный процесс

m(руда + топливо + воздух) =

= m(чугун + шлак + пыль + газы)

I. Закон сохранения массы вещества

6

• Эйнштейн А.(1905 г.)

Е = m c2

c ≈ 300 000 км/с = 3•108м/с

Закон сохранения энергии

7

• Ж. Пруст (1806 г.)

▫ 2H2 + O2 = 2H2O

▫ CuSO4• 5H2O = CuSO4 + 5H2O

▫ CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O H2O

▫ Mg(OH)2 = MgO + H2O

▫ …

ω%(H) = 11%

ω%(O) = 89%

II. Закон сохранения постоянства состава

8

• Д.Дальтон (1803 г.)

• Атомы элементов соединяются поштучно

III. Закон кратных отношений

CO CO2

ω(O)% 57.12 72.71

ω(C)% 42.88 27.29

m(O)/m(C) 1.33 2.66

1 2

9

• К.Бертолле (1801 г.)

Состав веществ меняется в

определенном интервале и зависит от

• соотношения исходных компонентов

• условий их получения (Т, Р).

Отклонения от закона постоянства состава

10

• H2O

• CO2

• NH3

вещества,

состоящие из

моллекул

• Fe 0,88÷1,33 S

• TiO 1,9÷2,0

вещества с

металлической

ионной связью

Дальтониды Бертоллиды

11

Основные понятия атомно-

молекулярного учения

12

Определения

13

Атом

Молекула

Химический

элемент

Примеры

15

Атом

Молекула

Химический

элемент

состав молекулы выражается формулой

N2, H2SO4, Fe2O3

H, C, Fe, Au

Вещества

Простые Сложные

• O2

• О3

• N2

• Cu

• Zn

• Al

• S

• P

• H2SO4

• H2O

• Fe2O3

• KOH

• Na2CO3

Пример: Z = 8, O - химический элемент кислород

O2 ,O3 – простые вещества

16

Аллотропные модификации

С – алмаз, графит, карбин,

фуллерены

S – ромбическая, моноклинная,

пластическая

O - кислород O2 и озон О3

17

Как измерить массы атомов и молекул?• m(H) = 1,7• 10-27кг

• m(O) = 2,7 • 10-26кг

Aтомная Единица Массы (а.е.м.)

1 а.е.м. = 1/12 m (12C)

кг101,66...

27-меа

mA A

r1

18

• Ar – относительная атомная масса

элемента▫ Ar(C) = 12,011

▫ Ar(Na) = 22,99

• Mr – относительная молекулярная

масса вещества

• Mr = ∑Ar

• Пример:

Mr(H2SO4) = 2 • 1 + 32 + 4 • 16 = 98

19

• МОЛЬ – единица количества вещества

• МОЛЬ – это…

20

Как считать атомы и молекулы

1 моль

6,02•10 23

любого веществасодержит

молекул, атомов, ионов и т.д.

NA = 6,02•10 23

число Авогадро

• М – масса 1 моль вещества, выраженная в граммах (г/моль)

• М численно равна Mr

21

Молярная масса

Пример: Какова масса молекулы

сульфата бария?

Количество вещества (число моль)

M

mn моль

г/моль

г[n]

Химический эквивалент.

Закон эквивалентов.

22

• Эквивалент – это …▫ Э(Н) = 1,008 ≈ 1

▫ Э(О) = 8

• Малярная масса эквивалента – это…

▫ MЭг-экв(Н) = 1 г/моль грамм-эквивалент

▫ MЭг-экв(О) = 8 г/моль

• Эквивалент находят из эксперимента

23

Определение эквивалента

24

Молярная масса эквивалента элемента

• Пример: N2O N2O5

Найти Э(N) = ?

элементаьвалентностB

B

AМ r

элем.Э

25

Эквиваленты химических соединений

Кислоты MЭ = Мr / z(H)

Основания MЭ = Мr / z(OH)

Соли MЭ = Мr / z z= k xk– заряд катиона

x – число катионов соли

Оксида МЭ = МЭ элем. + 8

HCl H2SO4 H3PO4 NaOH Ca(OH)2

МЭ: Mr/1 Mr/2 Mr/3 Mr/1 Mr/2

NaCl K2CO3 Al2(SO4)3

МЭ: Mr/1 Mr/2 Mr/6

26

H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O, МЭ(H3PO4)=Mr/2

H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O, МЭ(H3PO4)=Mr/1

Ca(ОH)2 + HCl = CaOHCl + H2O, МЭCa(OH)2=Mr/1

27

Количество вещества эквивалента

• Пример: m(BaSO4) = 23,3 г.

М(BaSO4) = 233 г/моль

• Определите число молей эквивалента в

данной массе BaSO4.

(A)М

m(A)(A)n

эквЭ

экв

28

Закон эквивалентов

Вещества реагируют

пропорционально их эквивалентам

DCBA

(D)n (C)n (B)n (A)n

М

m

М

m

М

m

М

m

эквэквэквэкв

DЭ

D

СЭ

C

BЭ

B

AЭ

A

Газовые законы.

29

В равных объемах (V1 = V2) различных газов

при одинаковых условиях (Р, Т) содержится

одинаковое число молекул (N1 = N2 ).

30

1. Закон Авогадро

P1 = P2

T1 = T2

V1 = V2

N1 = N2

O2H2

1. Если N1 = N2 при Р1 = Р2 и Т1 = Т2, то V1 = V2

2. Если N1 = N2 = 6,02•1023 приР1 = Р2 и Т1 = Т2, то Vм1 = Vм2

При н.у. VM = 22,4 л/моль (дм3/моль)

31

Следствия закона Авогадро

• Ро = 1атм = 760мм рт.ст. =

= 101325 Па ≈ 105Па

• То = 273 К = 0оС

32

Нормальные условия (н.у.)

Молярный объем

VM = 22,4 лобъем 1 моля любого газа при н.у.

• Абсолютная плотность газа (ρ г/л) – это масса 1л газа при некоторых условиях (Р,Т)

• Относительная плотность одного газа (1) по

другому (2) –это отношение масс газов, имеющих равные объемы (D1/2).

33

Плотность газов

• Если Р, Т одинаковы:D1/2 = m1/m2 = M1/M2 = ρ1/ρ2

V1=V2 22,4л 1л

• M = 2,016DH2 M = 29Dвозд.

Закон Бойля-Мариотта,

Гей-Люссака

Уравнение

Клапейрона

реальные нормальные

R – универсальная газовая постоянная

34

2. Объединенный газовый закон

constT

VP

0

00

T

VP

T

VP

RКмоль

Дж8,31

Κ 273

м1022,4 Пa 101325

Τ

VP

22,4лVV

33

0

Μ0

Μ0

Если V0 = n∙VM,

где n – количество вещества (моль)

35

Уравнение Менделеева-Клапейрона

M

0

0

0М

V

V

M

mn

RnT

PVn

T

VP

TRnVP

3. Закон парциальных давлений Дальтона

Pсмеси = P1 + P2 + P3 + …

• Парциальное давление – это давление

данного газа в смеси, которое создавал

бы этот газ, если бы он один при той же

температуре занимал объем, равный

объему всей смеси.

36

• Vэ – это объем, который занимает 1моль

эквивалента газа при н.у.

• Пример

Рассчитайте Vэ(Н2) и Vэ(О2) при н.у.

• Решение:

2г H2 ─ 22,4 л (н.у.) 32г О2 ─ 22,4 л (н.у.)

1г H2 ─ х л 8г О2 ─ х л

Vэ(Н2) = х = 11,2 л Vэ(О2) = х = 5,6 л

37

Эквивалентный объем

nэкв(газа) = V0 / Vэ

38

Число моль эквивалентов газа

Закон эквивалентов(если одно из веществ – газ)

А(тв) + В(газ) →

BnBV

BV

М

mAn экв

Э

0

АЭ

Aэкв

39