Основные законы химии

1. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

2. Закон сохранения массы веществ

Масса веществ вступивших в
реакцию, равна массе образующихся
продуктов
∑ mисх. веществ = ∑ mпродуктов
Этот закон является одним их основных
стехиометрических законов химии.

3. Составление химических уравнений

Химическое уравнение – это условная запись
химической реакции с помощью химических
знаков и формул в стехиометрическом
соотношении.
В обратимых реакциях обе части уравнения
соединены
двумя
противоположно
направленными
стрелками
–
знаком
обратимости.
Часто в уравнениях над или под стрелкой
записывают условия реакции: сведения о
катализаторе, температуре или давлении.

4. Для составления уравнения:

1) Нужно знать формулы веществ, вступивших в реакцию
(формулы реагентов) и формулы веществ, полученных в
результате реакции (формулы продуктов).
2) Следует записать левую часть уравнения, где располагаются
формулы реагентов (в любом порядке). Между формулами
ставятся знаки "плюс".
3) Далее следует поставить знак равенства или стрелку и
записать правую часть уравнения: формулы продуктов (в
любом порядке) и знаки "плюс" между ними.
4) Число атомов каждого элемента в левой части уравнения
должно быть равно числу атомов каждого элемента в правой
части уравнения. Для достижения этого нужно подобрать и
поставить перед формулами соответствующие коэффициенты.
5) Нельзя менять местами левую и правую части уравнения.
Нельзя переносить формулы веществ из одной части
уравнения в другую.

5. Примеры

2Ag + S = Ag2S
4Al + 3O2 = 2Al2O3
HCl + NaOH = NaCl + H2O

6. Расчеты по химическим уравнениям 

Расчеты по химическим уравнениям
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы
веществ. В реальных химических процессах из-за
неполного протекания реакций и потерь масса
продуктов обычно меньше теоретически рассчитанной.
Выходом реакции ( ) называют отношение реальной
массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт),
выраженное в долях единицы или в процентах.
= (mp / mт) • 100%
Если в условиях задач выход продуктов реакции не
указан, его в расчетах принимают за 100%
(количественный выход).

7. Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

CuO + H2
Cu + H2O
1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению
реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может
образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении
может образовать Х г Cu
2. Определим сколько граммов меди может образоваться
теоретически:
80 г – 64 г
8г–Хг
Х = 8 64/80 = 6,4 г
выход теоретически
3. Определим, сколько граммов меди образуется при 82%
выходе продукта:
6,4 г –– 100%
Х г –– 82%Х
X = (6,4 • 82) / 100 = 5,25 г
выход (теоретический)
Х - фактический

8. Закон постоянства состава

Всякое чистое вещество независимо от способа его получения
всегда имеет постоянный качественный и количественный
состав.
Из закона постоянства состава следует, что при образовании
сложного вещества элементы соединяются друг с другом в
определенных массовых соотношениях. Закон постоянства состава
веществ справедлив только для молекулярных соединений,
соединений с ковалентной связью, жидких и газообразных веществ.
Современная формулировка закона постоянства состава такова:
состав соединений молекулярной структуры является
постоянным независимо от способа получения; состав же
соединений с немолекулярной структурой (атомной, ионной и
металлической решётками) не является постоянным и зависит
от способа получения.

9. Массовая доля элемента w(Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число

атомов; Ar(Э) - относительная
атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.
w(Э) = (n • Ar(Э)) / Mr
Зная количественный элементный состав соединения можно установить его
простейшую молекулярную формулу:
1. Обозначают формулу соединения Ax By Cz
2. Рассчитывают отношение X : Y : Z через массовые доли элементов:
w(A) = (х • Ar(А)) / Mr (AxByCz)
w(B) = (y • Ar(B)) / Mr (AxByCz)
w(C) = (z • Ar(C)) / Mr (AxByCz)
X = (w(A) • Mr) / Ar(А)
Y = (w(B) • Mr) / Ar(B)
Z = (w(C) • Mr) / Ar(C)
x : y : z = (w(A) / Ar(А)) : (w(B) / Ar(B)) : (w(C) / Ar(C))
3. Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел
X, Y, Z.
Записывают формулу соединения.

10. Закон кратных отношений

если два химических элемента дают несколько
соединений, то весовые доли одного и того же
элемента в этих соединениях, приходящиеся на
одну и ту же весовую долю второго элемента,
относятся между собой как небольшие целые
числа.
N2O
N2O3
NO2(N2O4)
N2O5
Число атомов кислорода в молекулах этих
соединений, приходящиеся на два атома азота,
относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5.

11. Закон объемных отношений

"Объемы газов, вступающих в химические
реакции, и объемы газов, образующихся в
результате реакции, относятся между собой как
небольшие целые числа".
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в
уравнениях химических реакций для молекул
газообразных веществ показывают, в каких
объемных отношениях реагируют или получаются
газообразные вещества.

12.

Примеры.
a)
2CO + O2
2CO2
При окислении двух объемов оксида углерода
(II) одним объемом кислорода образуется 2
объема углекислого газа, т.е. объем исходной
реакционной смеси уменьшается на 1 объем.
b) При синтезе аммиака из элементов:
3H2 + N2
2NH3
Один объем азота реагирует с тремя объемами
водорода; образуется при этом 2 объема
аммиака - объем исходной газообразной
реакционной массы уменьшится в 2 раза.

13. Закон Авогадро ди Кваренья

в равных объемах различных газов при одинаковых
условиях (температура, давление и т.д.)
содержится одинаковое число молекул.
Закон справедлив только для газообразных веществ.
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.

14.

Объединенный газовый закон - объединение
трех независимых частных газовых законов: ГейЛюссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение,
которое можно записать так:
P1•V1 / T1 = P2•V2 / T2
И наоборот, из объединенного газового закона
при P = const (P1 = P2) можно получить
V1 / T1 = V2 / T2 (закон Гей-Люссака);
при Т= const (T1 = T2):
P1 V1 = P2 V2 (закон Бойля-Мариотта);
при V = const
P1 / T1 = P2 / T2 (закон Шарля).

15. Уравнение Клайперона-Менделеева 

Уравнение Клайперона-Менделеева
если записать объединенный газовый закон для любой массы
любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:
p V= (m / M) RT , где
m - масса газа, в граммах;
M - молекулярная масса 1 грамм-моля газа;
p – давление газа, выраженное либо в мм рт. ст., либо "атм", либо
в "Паскалях ;
V – объем, литров;
T - абсолютная температура (°К);
R- универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль • К) или
0,082 л атм/(моль • К)).
Вычисляется для 1 грамм-моля газа при нормальных условиях. Её
физический смысл – это энергия 1 моля газа, которая возникает
при изменении температуры системы на 1 градус.

16.

Формула универсальной газовой постоянной имеет
вид:
R = V0 P0/T0 = Const [энергия/град моль]
где = 1 грамм-моль;
P0 – нормальное давление, то есть 760 мм рт.ст. =
1 атм =101300 Па;
V0 – молярный объём, равный 22,4 дм3/г-моль;
Т0 – нормальная температура, равная 273 К
(температура в градусах Кельвина).
Соотношение между температурой Кельвина и
Цельсия
Т К = 273 + t С