Основные законы химии

Основные понятия химии

Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения.

Химическим элементом называют вид атомов с одинаковым зарядом ядер. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

Молекулой называют наименьшую частицу индивидуального вещества, способную к самостоятельному существованию, обладающую его основными химическими свойствами и состоящую из одинаковых или различных атомов.

Если молекулы состоят из одинаковых атомов, то вещество называют простым или элементарным, например He, Ar, H₂, O₂, S₄. Простое вещество является формой существования химического элемента в свободном состоянии. Если молекула вещества состоит из разных атомов, то вещество называют сложным (или химическим соединением), например CO, H₂O, H₃PO₄.

Химические свойства вещества характеризуют его способность участвовать в химических реакциях, т. е. в процессах превращения одних веществ в другие.

Массы атомов, молекул очень малы. Например, массы отдельных атомов составляют 10^-24 - 10^{-22 г. Массы атомов, молекул выражают или в относительных единицах (через массу какого-либо одного определенного вида атома), или в атомных единицах массы (а.е.м.).}

1а.е.м.-это 1/12 часть массы атома изотопа углерода С. 1а.е.м.=1.66053*10^{-24 г.}

Значение относительной атомной (A_r) или молекулярной массы (M_r) показывает, во сколько раз масса атома или молекулы больше чем 1/12 часть массы атома изотопа углерода С (углеродная шкала атомных масс). A_r и М_r – безразмерны. Значения А_r приводятся в периодической системе элементов Д.И. Менделеева под символом элемента. Численно А_r и А (а.е.м.) совпадают. Зная относительную атомную массу, легко можно найти и массу атома, выраженную в граммах. Так, масса атома углерода-12 в г равна: 12* 1.66053*10^-24= 1.992636*10^{-23 г}. Масса молекулы равна сумме масс атомов, входящих в ее состав.

Количество вещества (n) – это число структурных единиц (атомов, молекул, ионов, эквивалентов, электронов и т.д.) в системе. Единицей измерения количества вещества является моль. Моль – количество вещества, которое содержит столько определенных структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле любого вещества в любом агрегатном состоянии, есть постоянная Авогадро: N_A=6,02*10²³ моль^-1.

Молярная масса (М) – это масса 1 моль вещества, равная отношению массы вещества (m) к его количеству (n):

М=m/n.

Основной единицей измерения молярной массы является г/моль (кг/моль). Молярная масса вещества, выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества.

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР). Эквивалент безразмерен, его состав выражают с помощью знаков и формул так же, как в случае молекул, атомов или ионов.

Для того чтобы определить состав эквивалента вещества и правильно записать его химическую формулу, надо исходить из конкретной реакции, в которой участвует данное вещество.

Рассмотрим несколько примеров определения формулы эквивалента:

А. 2NaOH+H₂SO₄ =2H₂O+Na₂SO₄.

Краткое ионно-молекулярное уравнение процесса:

2OH^- +2H⁺ =2H₂O.

В данной ионообменной реакции участвуют два иона водорода. На один ион водорода приходится:

NaOH+1/2H₂SO₄=H₂O+1/2Na₂SO₄,

т.е. одному иону водорода соответствует одна молекула NaOH, 1/2 молекулы H₂SO₄, одна молекула H₂O, 1/2 молекулы Na₂SO₄. Поэтому Э(NaOH)=NaOH; Э(H₂SO₄)=1/2H₂SO₄; Э(H₂O)=H₂O; Э(Na₂SO₄)=1/2Na₂SO₄.

Б. Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂

Ионно-электронные уравнения процессов окисления, восстановления:

Zn-2e=Zn²⁺,

2H⁺+2e=H₂.

В данной ОВР участвуют два электрона. На один электрон приходится:

1/2Zn+HCl=1/2ZnCl₂+1/2H₂,

т.е. одному электрону соответствует 1/2 атома Zn, одна молекула HСl,1/2 молекулы ZnCl₂ и 1/2 молекулы Н₂. Отсюда Э(Zn)=1/2Zn; Э(HCl)=HCl; Э(ZnCl₂)=1/2ZnCl₂;Э(H₂)=1/2H₂.

Число, обозначающее, какая доля от реальной частицы эквивалентна одному иону водорода или одному электрону, получило название фактора эквивалентности f_э. Например, в рассматриваемых реакциях f_э(Zn)=1/2, f_э(NaOH)=1.

Для окислительно-восстановительных реакций используют понятие «эквивалентное число» (Z), которое равно числу электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Моль эквивалента – количество вещества, cодержащего 6,02*10²³ эквивалентов. Массу одного моля эквивалента вещества называют молярной массой эквивалента вещества (М_э), измеряют в г/моль и рассчитывают по формулам:

М_э=m/n_э; М_э=f_э*М,

где М – молярная масса вещества, г/моль; ν_э – количество эквивалента вещества, моль.

Для расчета молярной массы эквивалента вещества можно использовать следующие формулы:

1. Для простого вещества:

М_э=М_А/В,

где М_А – молярная масса атомов данного вещества; В – валентность атома, например, М_э(Al)=27/3=9 г/моль.

2. Для сложного вещества:

М_э=М/В*n,

где В – валентность функциональной группы; n – число функциональных групп в формуле молекулы вещества.

Для кислот функциональной группой является ион водорода, для оснований – ион гидроксила, для солей – ион металла, для оксидов – оксидообразующий элемент.

М_{э кислоты}=М_{кислоты}/основность кислоты.

Основность кислоты определяется числом протонов, которое отдает молекула кислоты, реагируя с основанием. Например, М_э(H₂SO₄)=98/2=49 г/моль.

М_{э основания} = М_{основания}/кислотность основания.

Кислотность основания определяется числом протонов, присоединяемых молекулой основания при взаимодействии его с кислотой. Например, М_э(NaOH)=40/1=40 г/моль.

М_{э соли}=М_соли/(число атомов металла*валентность металла).

Например, М_э(Al₂(SO₄)₃)=342/(2*3)=57 г/моль.

М_{э оксида}=М_оксида/(число атомов оксидообразующего элемента * валентность элемента).

Например, М_э(Al₂O₃)=102/(2*3)=17 г/моль.

В общем случае молярная масса эквивалента химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

3. Для окислителя, восстановителя:

М_э=М/Z,

где Z – эквивалентное число.

Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (Т=273,15 К, Р=101,325 кПа или 760 мм рт. ст.) занимает объем, равный 22,4 л; этот объем называется молярным объемом V_м. Исходя из этой величины, можно рассчитать объем одного моля эквивалента газа (V_э, л/моль) при нормальных условиях. Например, для водорода Э(Н₂)=1/2Н₂, моль эквивалента водорода в два раза меньше его моля молекул и поэтому объем одного моля эквивалента водорода также в два раза меньше его молярного объема: 22,4 л/2=11,2 л. Для кислорода Э(О₂)=1/4 О₂, отсюда объем одного моля эквивалента кислорода в четыре раза меньше его молярного объема: 22,4 л/4=5,6 л.

В общем случае

V_э=f_э*V_м.

1. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов; 1756 г.):

масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава.

Имеет различные формулировки:

· состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа получения (более точная современная формулировка);

· любое сложное вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав;

· соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

3. Закон кратных отношений (Дальтон, 1803 г.):

если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон свидетельствовал о том, что элементы входят в состав соединений лишь определенными порциями, подтвердил атомистические представления. Наименьшее количество элемента, вступающее в соединение, - это атом. Следовательно, в соединение может вступать только целое число атомов, а не дробное. Например, массовые соотношения С:О в оксидах СО₂ и СО равны 12:32 и 12:16. Следовательно, массовое отношение кислорода, связанное с постоянной массой углерода в СО₂ и СО, равно 2:1.

4. Закон объемных отношений (ЗАКОН ГЕЙ-ЛЮССАКА):

объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

5. Закон Авогадро ( 1811 г.):

в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Постоянная Авогадро N_A=6,02*10²³ моль ^-1- число структурных единиц в одном моле вещества.

Следствия из закона Авогадро:

а) при определенных температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объем;

б) при н.у. (273,15 К и 101,325 кПа) молярный объем (V_м) любого газа равен 22,4 л/ моль. [1]

6. Уравнениесостояния идеального газа – Менделеева-Клапейрона:

PV=mRT/M,

где Р – давление газа, Па; V – объем газа, м³; m – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль*К.

7. Закон парциальных давлений (закон Дальтона):

Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. [2]

8. Закон эквивалентов.

Имеет несколько формулировок:

· массы участвующих в реакции веществ пропорциональны их молярным массам эквивалента:

m₁ / m₂ = M _Э1/ M _Э2 = …;

· все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, т.е. количества молей эквивалента веществ, участвующих в реакции, равны между собой:

ν_э1=ν_э2= …;

m₁ / M _Э1= m₂ / M _Э2=…._.

Для реагирующих веществ, находящихся в растворе, закон эквивалентов записывают следующим образом:

С_Э1*V₁=C_Э2*V₂,

где С_Э1, С_Э2 – нормальные концентрации или молярные концентрации эквивалента первого и второго растворов, моль/л; V₁ и V₂ – объемы реагирующих растворов, л.

2. СОВРЕМЕННАЯ ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

Дата добавления: 2013-12-11