Атомно-молекулярное учение Лекция 1 Основные понятия химии

Атомно-молекулярное учение Лекция 1

Основные понятия химии u Атом –это электронейтральная микросистема, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов. u Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. u Изотопы – это атомы одного элемента, ядра которых содержат разное число нейтронов. u Молекула – наименьшая частица вещества, определяющая его свойства.

Основные понятия химии u Простое вещество – это вещество, состоящие из атомов одного элемента. u Аллотропия – способность атомов одного элемента образовывать одно или несколько простых веществ. u Сложное вещество - это вещество, состоящие из атомов нескольких элементов. u Моль – это количество вещества, содержащее 6, 02· 1023 структурных единиц (молекул, атомов, ионов и т. д. )

Основные понятия химии u Валентность – это способность атома данного элемента присоединять к себе определённое число атомов других элементов. Различают стехиометрическую, структурную (координационное число) и электронную валентность.

Стехиометрическая валентность u Стехиометрическая • валентность (Встех. ) определяется по элементному составу вещества. Встех. - это число взаимодействий атома элемента с атомами других элементов (в формульной единице вещества), когда в качестве единицы измерения принято взаимодействие атома водорода. Например: Н 2 О 2 Встех. (О) = 1

Структурная валентность u Структурная валентность (Встр. ) определяется из геометрической структуры вещества. Встр. - это число атомов непосредственно связанных с данным атомом. Например: Na. Cl ``````````````````Встех. (Na) = Встех. (Cl) = 1 ``````````````````Встр. (Na) = Встех. (Cl) = 6

Электронная валентность u. Электронная валентность (Вэл. ) определяется из электронного строения молекулы. Вэл. - это число электронных пар, участвующих в образовании химических связей. Например: СО Встех. (С) = Встех. (О) = 2 Число связей в молекуле: СΞО Вэл. (С) = Вэл. (О) = 3

Эквивалент u. Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции способна присоединять или вытеснять 1 катион водорода (Н+), а в окислительновосстановительной реакции отдавать или принимать 1 электрон.

Эквивалент Э H 2 O ½ H 2 O 2 1 NH 3 1/3 CH 4 ¼ Молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) – это масса 1 моль эквивалентов. Э Мэк. H 2 O ½ 32/2 H 2 O 2 1 16 NH 3 1/3 14/3 CH 4 ¼ 12/4 г/моль

Расчет эквивалентных масс u. Мэк. (элемента) = А/Встех u. Мэк. (кислоты) = М/n(H+), где n(H+) – число замещённых катионов H+ u. Мэк. (основания) = М/n(ОH-), где n(ОH-) – число замещённых ОH--групп u. Мэк. (соли, оксида) = М/∑Встех. , где ∑Встех– число атомов элемента в формуле умноженное на валентность.

Основные законы химии Различают uфундаментальные uчастные и (стехиометрические законы).

Фундаментальные законы u. Закон сохранения массы – энергии: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна: Е = m с2. Н 2(г) + 1/2 О 2 = Н 2 О + 241 к. Дж m = Е/с2 = 241000/9 1016 = 2, 7 10 -12 кг u. Закон сохранения заряда u. Периодический закон

Стехиометрические законы u Закон эквивалентов (1792 -1794 г. , Рихтер): массы реагирующих без остатка веществ относятся друг к другу как их эквивалентные массы.

Стехиометрические законы u Закон постоянства состава (1801 -1808 г. , Пруст): любое химически чистое соединение, не зависимо от способа его получения, имеет один и тот же постоянный состав. Дальтониды – соединения постоянного состава. Бертоллиды – соединения переменного состава.

Стехиометрические законы u Закон Авогадро (1811 г. ) в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число структурных единиц (молекул, атомов, ионов …).

Стехиометрические законы 1 моль любого газа при н. у. содержит 6, 02· 1023 структурных единиц. NА = 6, 02· 1023 моль-1. u 1 моль любого газа при н. у. занимает объём 22, 4 л. Vm = 22, 4 л/моль. u Отношение молярных масс двух газов при одинаковых условиях есть величина постоянная, называемая относительной плотность одного газа по другому: М 1/М 2 = D u

Стехиометрические законы u Закон удельных теплоёмкостей (1829 г, Дюлонг, Пти): произведение удельной теплоёмкости (суд. ) простого вещества в твёрдом состоянии на его атомную массу (А) является величиной приблизительно постоянной равной 26 Дж/К·моль. Суд. ·А ≈ 26 Дж/К·моль.

Пример расчёта молярной теплоёмкости Суд Дж/К·г А г/моль Смолярная Дж/К·моль Bi 0, 120 212, 8 25, 64 Au 0, 125 198, 9 24, 79 Ni 0, 433 59, 0 25, 56

Уравнение Клапейрона. Менделеева PV = n. RT где: Р – давление, Па; V – объём, м 3; n – количество вещества, моль; R - универсальная газовая постоянная, равная 8, 31 Дж/К·моль; Т – температура, К.