Основные понятия и законы химии

1. Лекция №1 по дисциплине «Химия» на тему : «Основные понятия и законы химии»

Доц. Цикуниб Саньят Моссовна

2.

Изучение химии следует начинать с осмысления того, что такое химия. В
настоящее время существует несколько десятков определений предмета химии,
предложенных разными авторами. Они отличаются друг от друга точностью
определения и аспектами подхода к вопросу. Этот вопрос иногда становится даже
дискуссионным. Приведем некоторые определения.
Химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением химического состава и структуры.
Химия – это наука о химических соединениях атомов (химических веществах
и их превращениях. … Наличие химической связи в веществе – главный
критерий того, является ли оно химическим. (О.С. Сироткин)
Химия – это наука, изучающая процессы изменения состава и строения
вещественной формы материи, материальными носителями которой являются
атомы. (В.Е. Комаров)

3.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
Атом – наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул и сохраняющая
химические свойства данного элемента.
Д.И. Менделеев считал: «Атомы – это химические единицы вещества, неразложимые
химическим путем».
Материальным носителем химического вещества (его наименьшей частицей) является
атом.
Молекула – наименьшая частица вещества, способная к самостоятельному существованию и
обладающая всеми химическими свойствами данного вещества. Молекулы могут содержать
различное число атомов: молекулы простых газов двухатомны, молекулы воды (Н2О)– трехатомны,
молекулы белков содержат сотни тысяч атомов.
Химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью
свойств. При взаимодействии атомов одного элемента образуется простое вещество, которое
является формой существования химического элемента в свободном состоянии. Сочетание разных

4.

Многие химические элементы образуют не одно, а несколько простых
веществ. Такое явление называют аллотропией, а каждое из этих простых
веществ – аллотропной модификацией данного элемента. Существование
таких модификаций обусловлено неодинаковой кристаллической структурой
простых веществ или различным числом атомов, входящих в состав молекул
отдельных аллотропных форм. Вследствие этого аллотропные модификации
химического элемента различаются физическими свойствами и химической
активностью. Например, алмаз и графит резко отличаются по своим
физическим и химическим свойствам, однако являются аллотропными
модификациями одного химического элемента – углерода.

5.

Одной из важнейших характеристик атомов и молекул является их
масса. Абсолютные величины (т.е. массы, выраженные в граммах) очень
малы, например, масса атома водорода равна 1,67∙10-24 г. Поэтому для
практических целей введена атомная единица массы (а.е.м.), которая
составляет 1/12 часть массы атома изотопа углерода с массовым числом,
равным 12, – 12С:
1 а.е.м.=1,667∙10-24 г.
Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется
относительной атомной массой и обозначается Ar.
Относительная атомная масса является безразмерной величиной и
показывает во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы 12С.
Например, Ar(S) = 32.

6.

Масса
молекулы,
выраженная
в
атомных
единицах
массы,
называется
относительной молекулярной массой и обозначается Mr. Зная формулу химического
соединения, можно рассчитать его молекулярную массу как сумму относительных
атомных масс всех входящих в его состав атомов.
Например, Мr(Н2SO4) = 2∙Ar(H) + Ar(S) + 4∙Ar(O) = 2∙1 + 32 + 4∙16 = 98.
Мr (Н2О)= 2х1+16=18
Мr (NaОН)=Аr (Na)+ Аr (О)+ Аr (Н)=23+16 +1=40
Мr (Al2О3)= 2Аr (Al) + 3 Аr (О)= 2х27+ 3х16= 54 + 48=102
В химии широко применяется единица количества вещества – моль. Моль – это
количество вещества, содержащее столько структурных единиц
(атомов, молекул, ионов и др.) данного вещества, сколько их содержится в 12 г
изотопа углерода 12С. Вычислено, что в 12 г 12С содержится 6,02∙1023
атомов. Это число называется числом Авогадро и обозначается NА. Следовательно, в

7.

Масса одного моля вещества называется молярной массой
вещества и обозначается М.
Молярная масса вещества представляет собой отношение массы
вещества (m) к количеству вещества (ν): М = m/ν. Молярную массу
обычно выражают в граммах на моль (г/моль) и численно она равна
относительной молекулярной массе. Например, М(Н2SO4) = 98 г/моль.
Объем, занимаемый одним молем газа при нормальных условиях
(температура 0ºС, давление 760 мм рт. ст. или 101,325 кПа),
называют молярным объемом. Он обозначается Vm и равен 22,4
л/моль.

8.

Химические реакции изображают с помощью химических уравнений.
Принято выделять следующие типы химических реакций:
1. реакции соединения: А + В = АВ Например, СаО + СО2 = СаСО3
2. реакции разложения: АВ = А + В Например, СаСО3 = СаО + СО2
3. реакции замещения: АВ + С = АС + В
Например, Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4
4. реакции обмена: АВ +CD = AD + CB
Например, CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

9.

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ
(Фундаментальные и частные законы)
Химия базируется на экспериментальных данных, полученных многими
поколениями ученых разных стран. Основу общей (теоретической) химии
составляют атомно-молекулярное учение, учение о периодичности, теория
строения атомов и молекул, теория химической связи, теория растворов, теория
окислительно-восстановительных реакций, теория комплексных соединений,
химическая кинетика, термодинамика химических процессов.
Атомно-молекулярная теория, являющаяся общей основой не только химии, но
и всех естественных наук, создавалась с XVIII века и продолжает развиваться и в
настоящее время. Она базируется на основных законах химии, законах
стехиометрии (от греч. stoicheion – элемент).

10.

Стехиометрия – это раздел химии, в котором изучаются соотношения между
количеством реагентов, вступающих в реакцию и количеством реагентов,
образующихся в результате реакции.
Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций
называются стехиометрическими коэффициентами.
Знания людей не есть нечто застывшее. Они соответствуют состоянию науки на
данном этапе развития и могут изменяться, так как наука является открытой
системой, стремящейся ко всѐ более верному, глубокому и полному отражению
явлений природы. Примером этого является изменение представлений об основных
законах химии на разных этапах развития науки.

11.

Закон сохранения массы открыл великий русский ученый М.В. Ломоносов (17481756 гг.):
Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в
результате реакции.
Независимо от него этот закон подтвердил в 1789 г. французский химик А.Л. Лавуазье
Закон сохранения массы дает возможность составлять уравнения реакций и ставить
знак равенства между формулами исходных веществ и продуктов реакции:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Это имеет громадное значение для решения практических вопросов, так как
позволяет рассчитывать необходимое количество исходных веществ для получения
нужных продуктов в промышленных масштабах.

12.

В ХХ веке произошло уточнение этого закона.
Общим законом природы является закон сохранения энергии:
Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а только переходит из одной
формы в другую в строго определенных количествах.
Создателем теории относительности А. Эйнштейном (1905 г.) была доказана взаимосвязь
массы и энергии:
Е = mc2
Следовательно, в ходе экзотермических реакций при выделении теплоты или
эндотермических реакций при поглощении теплоты масса продуктов реакции будет несколько
меньше или больше массы исходных веществ согласно уравнению:
∆Е = ∆mc2

13.

На основании этого более точной является следующая формулировка Закона
сохранения массы:
Для экзотермических реакций масса веществ, вступивших в реакцию,
равна
сумме
массы
продуктов
реакции
и
массы,
эквивалентной
выделившейся энергии.
Для эндотермической реакции масса веществ, вступивших в реакцию,
равна
разности
массы
продуктов
реакции
и
массы,
эквивалентной
поглощенной энергии.
Так как в химических реакциях изменение массы, вызванное выделением или
поглощением тепла, очень мало, можно утверждать, что закон сохранения массы
выполняется с высокой точностью.

14.

Содержание
закона
постоянства
состава
также
изменилось.
Закон
постоянства состава (Ж.Пруст (1801-1808), Франция):
Каждое химическое соединение имеет постоянный состав независимо от
способа его получения.
Закон Пруста имеет фундаментальное значение. Он подтвердил существование
молекул и неделимость атомов. Оппонентом Пруста стал Бертолле (Франция). Бертолле
утверждал, что состав вещества зависит от способа его получения. Пруста поддержал
великий английский химик Джон Дальтон и идея Бертолле было отвергнута.

15.

В настоящее время установлено, что закон постоянства состава
справедлив только для веществ с молекулярной структурой.
Состав веществ с немолекулярной структурой зависит от способа их
получения (оксиды, сульфиды переходных металлов, полевой шпат и др.).
Идея Бертолле в настоящее время является основой химического
материаловедения, в котором используют именно зависимость состава
структуры и свойств материала от способа его получения.
Теперь вещества постоянного состава называют дальтонидами, а вещества
переменного
состава
– бертоллидами
в честь
ученых, для которых
формулировка закона постоянства состава была предметом дискуссии.

16.

В 1811 году Амадео Авогадро (Италия) открыл закон, который получил признание
через 50 лет (1860 г.).
Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (p и t)
содержится одинаковое количество молекул.
Первое следствие закона Авогадро: Один моль любого газа при нормальных
условиях занимает 22,4 л.
Второе следствие закона Авогадро: Молярная масса газа равна произведению
относительной плотности одного газа по другому (Д) на молярную массу другого газа:
Мгаза = 2ДН 2 ,
Мгаза = 29Двозд
Авогадро установил:
–
молекулы газообразных простых веществ состоят из двух атомов (Н2, О2, N2, Cl2);
–
в 1 моль любого вещества содержится 6,023•1023 атомов или молекул (число
Авогадро).

17.

Закон эквивалентов сформулировали В.Рихтер (1793 г.) и У. Волластоном (1807 г.)
независимо друг от друга:
Вещества реагируют между собой в количествах, пропорциональных их
эквивалентам.
Закон эквивалентов базируется на понятии «химический эквивалент».
Химический эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая
в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в
данной окислительно-восстановительной реакции – одному электрону.
Фактор эквивалентности f ’экв рассчитывают на основании стехиометрических
коэффициентов конкретной реакции.

18.

Фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля реальной
частицы эквивалентна одному катиону водорода в данной кислотно-основной
реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной
реакции.
Фактор эквивалентности – это безразмерная величина. Фактор
эквивалентности может быть равен единице или меньше единицы.
Стехиометрические расчеты широко применяются для проведения процессов,
связанных с участием химических веществ.

19.

Основные положения атомно-молекулярного учения:
–
вещества состоят из молекул;
–
молекулы состоят из атомов;
–
молекулы и атомы находятся в состоянии непрерывного движения.
Атом – это наименьшая электронейтральная частица химического
элемента.
Молекула – это наименьшая электронейтральная частица химического
вещества.
В настоящее время единицей измерения количества вещества является МОЛЬ.
Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц,
сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода 12С.

20.

Моль – это количество вещества, содержащее 6,02•1023
(число Авогадро) формульных единиц (молекул или атомов).
С современной точки зрения, структура химических веществ
может быть различной: молекулярной (метан СН4, аммиак NH3),
атомной (алмаз), ионной (соли), радикальной (Cl•, H•). Вещество
может состоять из макромолекул или представлять собой сложную
комбинацию различных частиц.
Современная химия исходит из принципа бесконечного
качественного разнообразия материального мира.
Вещества с различной структурой подчиняются различным
закономерностям.

21.

Под «реальной частицей» понимают реально существующие
соединения (КОН, H2SO4, Н2О),
под «условной» – доли этих реальных частиц ( 1/2H2SO4, 1/5KMnO4).
Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина,
и его состав выражают с помощью химических формул и символов.
Количество вещества эквивалентов измеряется в молях.
Масса
1
моля
эквивалентов
называется
эквивалентов (Мэ) и выражается в г/моль.
молярной
массой

22.

В 1811 г. итальянский ученый Амедео Авогадро выдвинул гипотезу, которая была
впоследствии подтверждена большим числом экспериментальных данных и
названа законом Авогадро:
в равных объемах газов при одинаковых условиях (давлении и температуре)
содержится равное число молекул.
Из закона Авогадро можно вывести следствие:
при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л.

23.

Таким образом, природа, т.е. окружающий мир, – это различные формы движущейся
материи, которая может существовать в виде элементарных частиц и полей. Взаимодействуя
друг с другом, частицы и поля образуют более сложные системы – атомы. Атомы при
взаимодействии образуют различные вещества. Каждое вещество обладает набором
характерных признаков – свойств, которые отличают одно вещество от другого. При
изменении условий одни вещества могут превращаться в другие – происходит химическая
реакция. В определенной совокупности вещества образуют материалы, которые использует
человек. На базе химических знаний создаются новые технологии, позволяющие получать
принципиально новые вещества и материалы, металлы и сплавы, полупроводниковые и
сверхпроводниковые материалы, лекарственные препараты, красители, синтетические
материалы и т.д.