Атомно-молекулярная теория. Лекция 1

1.

Атомно-молекулярная теория
Лекция 1

2.

Положения современной атомномолекулярной теории:
1)все вещества имеют дискретную природу,
состоят из мельчайших частиц
(структурных единиц): атомов, молекул или
ионов.
2)атомы, молекулы и ионы в веществе
находятся в непрерывном движении
(поступательном, колебательном,
вращательном)

3.

Основные определения:
• Атом – простейшая электронейтральная
система, состоящая из положительно
заряженного ядра и отрицательно заряженных
электронов.
• Молекула – наименьшая частица вещества,
обладающая его химическими свойствами.
Химические свойства молекул определяются их
составом и строением.
• Химический элемент – это определенный вид
атомов с одинаковым зарядом ядра.
• Ион – это заряженный атом или совокупность
атомов

4.

Относительная атомная масса
Это отношение массы атома химического
элемента с учетом его изотопического
состава к 1/12 массы атома изотопа
углерода (12)
Ar (H) =
= 1,0079

5.

количество вещества
моль – это количество вещества,
содержащее столько структурных единиц
(атомов, молекул, ионов, электронов,
протонов и т.д.) в в 0,012 кг изотопа
углерода (12).
NA(C) =
0,012кг
= 6,02×1023 (1/моль)
26
1 12 1,99 10 кг
ν = 1 моль
Молярная масса вещества – это масса
вещества количеством 1 моль.

6.

Стехиометрические законы химии:
• Закон сохранения массы и энергии
• Закон постоянства состава.
• Закон эквивалентов
• Закон кратных отношений

7.

Закон сохранения массы и энергии
1756 г.
М.В. Ломоносов:
закон «Неуничтожаемости материи и
движения»
масса веществ, вступающих в реакцию
всегда равна массе веществ, получающихся в
результате этой реакции

8.

Закон постоянства состава
1801 г
Пруст:
Каждое химически чистое вещество
молекулярной структуры имеет
постоянный качественный и количественный
состав независимо от способа его получения

9.

Закон постоянства состава
• Дальтониды:
С + О2 → СО2
ω(%)(О) = 72,73
Na2CO3 + HCl → 2NaCl + CO2 + H2O ω(%)(О) = 72,73
• Бертоллиды:
ZrN0.74
ZrN0.89

10.

Закон эквивалентов
1803 г.
Рихтер:
Вещества соединяются друг с другом в строго
определенных соотношениях, пропорциональных
их эквивалентам
Массы веществ, вступающих в химическое
взаимодействие, пропорциональны молярным
массам эквивалентов (МЭ) веществ.

11.

Закон эквивалентов
Эквивалентом вещества называется такое
его количество, которое взаимодействует с 1
моль атомов водорода или замещает такое
же его количество в химических реакциях.
n (Н) = 1 моль
Молярная масса эквивалента вещества –
масса вещества количеством
1
эквивалент.
МЭ(Н2) = 1 г/моль; n(Н2) = 1/2 моль

12.

12
Эквивалент элемента
Эквивалент элемента
зависит от степени
окисления
проявляемой
элементом в различных
соединениях
Э = 1/n, где n – степень
окисления
Например:
СО (с.о.
углерода = 2)
Э(С) = 1/2
МЭ(С) =
М 1/n = 12 1/2 =
6 г/моль
СО2 (с.о.
углерода = 4)
Э(С) = 1/4
МЭ(С) =
М 1/n = 12 1/4 =
3 г/моль

13.

Эквивалент сложного вещества
Эквивалент кислоты n = 1/n,
где n – основность кислоты.
Н2SО4 +2NаОН Nа2SО4 + 2Н2О
n(Н2SО4) = ½ моль, МЭ=98 1/2=49 г/моль.
Н2SО4 +NаОН NаНSО4 + Н2О
n(Н2SО4) = 1 моль, МЭ = 98 г/моль

14.

Эквивалент сложного вещества
Эквивалент основания n = 1/n,
n
–
число
гидроксильных
участвующих в реакции.
Са(ОН)2 + 2НСl СаСl2 +2Н2О
n(Са) = ½ моль, МЭ = 74 1/2 = 37 г/моль.
Са(ОН)2 + НСl СаОНСl +Н2О
n(Са) = 1 моль, МЭ = 74 г/моль
групп,

15.

Эквивалент сложного вещества
Эквивалент соли n = 1/n m,
где n – заряд катиона (аниона),
m – число катионов (анионов).
n (Аl2(SО4)3) = 1/3 2 = 1/6 моль,
МЭ = М(Аl2(SО4)3) 1/6

16.

Эквивалент сложного вещества
Эквивалент оксида n = 1/n m,
n – заряд элемента,
m – число атомов элемента
n (N2О5) = 1/5х2 = 1/10 моль,
МЭ(N2О5) = 108х1/10 = 10,8 г/моль

17.

Закон кратных отношений:
1803 г.
Дальтон:
Если два элемента образуют между собой
несколько химических соединений, то на одни
и те же весовые количества одного из них
приходятся такие количества другого,
которые относятся между собой как
небольшие целые числа

18.

18
Закон кратных отношений:
N2О
NО
N2О3
NО2
N2О5
m (N)
1
1
1
1
1
m (O)
0,57
1,14
1,71
2,28
2,85
1
2
3
4
5
Разделим на
наименьшее
число и
получим:

19.

Закон Авогадро:
В равных объемах различных газов при одинаковых
условиях (температура, давление) содержится
одинаковое число молекул
Следствие:
1 моль любого газа при нормальных условиях
занимает объем, равный 22,4 л.
Vm = V/ = 22.4 л/моль.

20.

20
Относительная плотность газа
Отношения массы определенного объема
одного газа к массе такого же объема
другого газа (взятого при тех же
условиях)
называется
плотностью
первого газа по второму
m1/ m2 = M1/ M2 = D.
М1 = 2 D H2
М2 = 29 Dвозд.

21.

21
уравнение Менделеева-Клапейрона
PV = RT или pV = (m/M)RT
R = 8,31 Дж/моль*К;
V–м3, P– Па.