Рейтингове оцінювання знань студентів Кількість форм контролю Межі

Рейтингове оцінювання знань студентів Кількість форм контролю Межі оцінювання Сума балів за вид контролю Модульна контрольна робота 2 4 -8 16 Контрольна робота 3 2 -4 12 Виконання та захист лабораторних робіт 15 1 15 Виконання та захист домашніх завдань 3 3 Активність на заняттях 4 4 Види контролю Разом 50 Іспит 50 Загальна сума балів 100 1

Шкала оцінювання знань Оцінка ECTS Оцінка в балах А 90 -100 В 81 -89 С 71 -80 D 61 -70 Е 51 -60 За національною шкалою Екзаменаційна оцінка, оцінка з диференційованого заліку 5 4 3 відмінно дуже добре задовільно достатньо 2

РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА • • Дмитрів Г. С. , Павлюк В. В. Загальна та неорганічна хімія. Львів: ВЦ ЛНУ імені Івана Франка, 2008. – 299 с. Стародуб П. , Шпирка З. , Муць Н. , Ничипорук Г. Перевір себе. Навчальний посібник для студентів нехімічних спеціальностей. – Львів: ТОВ Поліграфія, 2009. – 216 с. Стародуб П. , Шпирка З. , Муць Н. , Ничипорук Г. Перевір себе 2. Навчальний посібник для студентів нехімічних спеціальностей. – Львів: ВЦ ЛНУ імені Івана Франка, 2012. – 221 с. Котур Б. Я. Хімія. Практикум. – Львів: ВЦ ЛНУ імені Івана Франка, 2004. – 237 с. Каличак Я. М. , Кінжибало В. В. , Котур Б. Я. , Миськів М. Г. , Сколоздра Р. В. Хімія. Задачі, вправи, тести. – Львів: ВЦ ЛНУ імені Івана Франка, 1999. – 168 с. Романова Н. В. Загальна та неорганічна хімія. – К. : Перун, 2007. – 480 с. Григор’єва В. В. , Самійленко В. М. , Сич А. М. Загальна хімія. – К. : Вища шк. , 1991. – 461 с. 3

Хімія як наука. Основні положення і поняття теорії атомно-молекулярного вчення. Основні поняття хімії. Основні закони хімії. Агрегатні стани речовин. Газові закони. Закони стехіометрії. Основні класифікаційні поняття. 4

Теорія атомно-молекулярного вчення Основоположник вчення Джон Дальтон (1803 р. ). Суть вчення: ü Речовини складаються з молекул, які перебувають у постійному русі й між ними існує взаємне притягання та відштовхування. ü Молекули складаються з атомів, які мають певні розміри та масу та під час хімічних реакцій не зазнають якісних змін. ü Молекули різних речовин відрізняються між собою складом, розміром, хімічними та фізичними властивостями. ü Склад молекул під час фізичних явищах залишається незмінним, а під час хімічних – зазнає якісних і кількісних змін. 5

Основні поняття хімії • Атом – найменша, хімічно неподільна частинка хімічного елемента, що складається з позитивно зарядженого ядра й негативно заряджених електронів і є носієм його хімічних властивостей. • Хімічний елемент – природна сукупність або певний вид атомів, що має однакові хімічні властивості, однаковий заряд ядра і певне середнє значення атомної маси. • Молекула (від латинського слова "маленька") – найменша частинка речовини, яка має сталий склад і зберігає її хімічні властивості. 6

• Відносна молекулярна (атомна) маса Mr(Ar) = m 0 / 1, 66· 10 -24 • Кількість речовини (ν) – фізична величина, яка характеризує кількість структурних одиниць у даній речовині. • Моль – кількість речовини, що має стільки структурних одиниць, скільки атомів містить 12 г ізотопу 12 С, а саме 6, 02· 1023 (число Авогадро NA [моль-1]) • Масу речовини, що відповідає кількості речовини один моль, називають мольною (молярною) масою: M = m 0 ∙NA (M = m/ν) [г/моль] 7

АГРЕГАТНІ СТАНИ РЕЧОВИН Агрегатний стан Співвідношення Екін та Епот Основні ознаки агрегатного стану Газуватий стан Екін >> Епот Не зберігає ні форми, ні об’єм Рідкий стан Екін = Епот Зберігає об’єм, не зберігає форми Твердий стан Екін << Епот Зберігає форму та об’єм 8

ЗАКОНИ ГАЗОВОГО СТАНУ Закон об’ємних відношень (Гей-Люссака) Жозеф Луї Гей-Люссак У хімічних реакціях об’єми газуватих речовин (реагентів і продуктів реакції) відносяться між собою як прості цілі числа Н 2 1 об’єм + Сl 2 = 2 НСl 1 об’єм 2 об’єми закон справедливий за умови, що об’єми газів виміряні за однакових температури і тиску. 9

ЗАКОН АВОГАДРО (1811 р. ) Амедео Авогадро В рівних об’ємах різних газів за однакових умов (тиску та температури) міститься однакове число молекул ( за Т і Р const) 10

Наслідки закону Авогадро 1) Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об’єм. Р =101, 325 к. Па, Т = 273, 15 К, V = 22, 41383 м 3 (н. у. ). Молярний об’єм газу − це фізична величина, що дорівнює відношенню об’єму газу до кількості речовини: Vm= V/v; (Vm = 22, 4 л/моль). 2) Знаючи число Авогадро і мольну масу, можна обчислити абсолютні маси атомів і молекул: mo = M/NA 3) За однакових умов маси однакових об’ємів різних газів відносяться як їхні мольні маси. m 1 / m 2 = M 1 / M 2 Маса одного і того самого об’єму газу тим більша, чим більша маса його молекул. Це відношення називають відносною густиною (D) першого газу за другим (відомим) газом. Наприклад: Dпов = М(газу)/29. 11

ü ü ü Ідеальниий газ частинки (атоми, молекули) якого розглядають як геометричні точки, що не мають об’єму (він надто малий) відсутня міжчастинкова взаємодія між частинками не діють сили притягання й відштовхування (ними можна знехтувати) тиск який чинить газ на стінки посудини виникає через зіткнення молекул газу зі стінками зіткнення між частинками є абсолютно пружними, кінетична енергія не втрачається під час зіткнення. За відносно високих температурах і не дуже високих тисках всі гази поводять себе однаково. 12

Закони ідеального газу Закон Бойля-Маріотта (1676 р. ) – за постійної температури об’єм певної кількості газу обернено пропорційний тиску під яким він перебуває: Р 1 V 1 = Р 2 V 2 (T, ν const) Закон Гей-Люссака (1802 р. ) – об’єм певної кількості газу за постійного тиску прямо пропорційний його абсолютній температурі: (Р, ν const) Закон Шарля (1787 р. ) – тиск певної кількості газу за постійного об’єму прямо пропорційний його абсолютній температурі: (V, ν const) 13

Об’єднаний закон газового стану виражає залежність між об’ємом певної кількості газу, його тиском і температурою. рівняння стану ідеального газу Для одного моля ідеального газу за н. у. Рівняння стану ідеального газу Клапейрона-Менделеєва для довільної кількості газу: РV = νRT 14

Тиск газових сумішей • Парціальний тиск – тиск, який чинила б дана кількість окремого газу (за відсутності інших газів), якби за цих же умов займала об’єм всієї суміші. • Закон парціальних тисків (Джон Дальтон, 1801 р. ) – загальний тиск суміші газів (P), які хімічно не взаємодіють між собою, дорівнює сумі парціальних тисків (р) газів, що входять до складу суміші: Р = р1 + р2 + р3 … + рn • У газовій суміші парціальний тиск кожного газу дорівнює добутку загального тиску на мольну частку газу: рі = χі∙Р 15

Закони стехіометрії • Стехіометрія – розділ хімії, що стосується кількісних співвідношень між елементами в сполуках або між сполуками під час хімічних реакцій. • Закон сталості складу (французький хімік Марсель Пруст, 1799 р. ) – кожна хімічна сполука молекулярної будови має сталий якісний і кількісний елементний склад незалежно від способу та умов її добування. • Дальтоніди – речовини постійного складу, молекулярної будови. • Бертоліди – речовини змінного складу, кристалічної (немолекулярної) будови. Закон сталості складу справджується лише для сполук, які в тому чи іншому агрегатному стані мають молекулярну будову. 16

Еквівалент • Еквівалентом називають реальну або умовну частинку речовини, яка в даній кислотно-основній реакції еквівалентна одному йону Гідрогену або в даній окисновідновній реакції відповідає одному електрону. • Еквівалентом речовини (точніше, молем еквівалента) називається така її кількість, яка сполучається з одним молем атома Гідрогену, або заміщує цю кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях. 17

• Фактор еквівалентності (f) – це число, яке показує частку еквівалента по відношенню до формульної одиниці (атома, молекули, іона). • Наприклад: для H 2 SO 4 ; Na 3 PO 4 ; Na. OH . • Для простих речовин фактор еквівалентності дорівнює одиниця поділена на валентність атома простої речовини та число цих атомів. 18

• Еквівалентне число (z) в окисно-відновних реакціях дорівнює числу електронів, які приймає одна формульна одиниця окисника, а в обмінних реакціях визначається стехіометрією реакції. Al 2(SO 4)3 + 12 KOH = 2 K 3[Al(OH)6] + 3 K 2 SO 4 • Молярна маса еквівалента (Em) – маса одного моля еквівалента речовини, що дорівнює добутку фактора еквівалента на її мольну масу Em = fекв. ∙М • Молярний об‘єм еквівалента (Ev) – об‘єм одного моля еквівалента речовини в газоподібному стані за н. у. , що дорівнює добутку фактора еквівалента на його мольний об’єм Ev = fекв. ∙Vm. 19

Мольні маси еквівалента складних речовин • Фактор еквівалентності для оксиду дорівнює одиниця поділена на добуток валентності (z) та числа атомів елемента (n) в молекулі. Em(оксиду) = fекв. ∙М(оксиду) • Фактор еквівалентності для кислоти (основи) дорівнює одиниця поділена на основність кислоти (кислотність основи) в даній реакцій. Em(кислоти) = fекв. ∙М(кислоти) або Em(кислоти) = М(кислоти)/основність кислоти Em(основи) = fекв. ∙М(основи) або Em(основи) = М(основи)/кислотність основи • Фактор еквівалентності для солі дорівнює одиниця поділена на валентність металу та число атомів металу у складі солі. 20

Закон еквівалентів (Ріхтер, 1793 р. , Дальтон 1803 р. , остаточно сформулював). Джон Дальтон 1766 -1844 Закон еквівалентів: хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують і утворюються в еквівалентних кількостях. 21

Закон кратних відношень (Дж. Дальтон) Різні кількості одного з елементів, що припадають на однакову кількість другого елемента, перебувають між собою у відношенні цілих чисел. 22

Пам’ятаймо! • Закон стехіометрії строго виконується для стабільних газоподібних речовин. • Закони стехіометрії справедливі лише для сполук, які в кожному агрегатному стані мають молекулярну будову. Якщо ж сполука у твердому стані не має молекулярної будови, то її склад і властивості залежать від способу та умов добування, а отже не зберігатиметься і закон кратних відношень. 23

Методи визначення атомних мас • Вчені Дюлогн і Пті визначаючи теплоємність різних металів, встановили: добуток питомої теплоємності (Спит. ) на мольну масу атомів елемента є приблизно однаковий. Це називають атомною теплоємністю (Сат. ). Сат. = Спит. ∙А • Правило Дюлонга і Пті (1819 р. ): атомна теплоємність більшості простих речовин у твердому стані в середньому становить 26 Дж/моль∙К • Атомна теплоємнісь (Сат. ) – кількість тепла, необхідна для нагрівання 1 моля атомів елемента на градус. • Питома теплоємність (Спит. ) – кількість теплоти, необхідна для нагрівання 1 кг речовини на градус. 24

Основні класифікаційні поняття • Система − це тіло або сукупність тіл, між якими забезпечена можливість теплообміну, а також можливість обміну хоча б однієї із складових частин. Наприклад: вода і лід, пар; вода, сіль, кристали (насичений розчин). • Відкриті системи – обмінюються з оточуючим середовищем енергією і речовиною. Закриті системи – обмінюються з оточуючим середовищем тільки енергією. Ізольовані системи – не обмінюються з оточуючим середовищем ні енергією, ні речовиною. • • Відкрита Закрита Ізольована 25

• Конденсована система – в такій системі немає речовин у газоподібному стані. • Гомогенна система складається з однієї фази, всередині немає поверхонь розділу різних її частин (наприклад, істинний розчин) і не відрізняється за фізичними властивостями (повітря). • Гетерогенна система складається з декількох фаз, окремі частини якої розрізняються за властивостями та розділені поверхнею розділу (міжфазні поверхні). • Фаза – гомогенна (однорідна) частина гетерогенної (неоднорідної) системи, обмежена поверхнею розділу. • Компоненти системи – це хімічно індивідуальні речовини, найменшого числа яких достатньо для утворення всіх фаз системи. взяті в будь-яких комбінаціях, але в числі, достатньому для визначення незалежних змінних при складанні системи. 26

Дякую за увагу! 27