Вводная лекция Курс химии и БРС l

Вводная лекция

Курс химии и БРС l Лекции 18 + 36 часов l Лабораторные работы 18 + 18 часов l 100 баллов за семестр l 1 лекция - 2 балла (после пр. конспекта) l 1 ЛР – 5 -10 баллов (отчёт+защита) l 1 ДЗ - 5 баллов; 1 КР – 5 баллов l Реферат, научная работа (по желанию) l Экзамен – 40 баллов l Зачёт – 20 баллов l Возможен автомат по сумме баллов.

Обязанности студента ЮУр. ГУ l соблюдать учебную дисциплину, посещать все виды учебных занятий, предусмотренных расписанием; l выполнять требования образовательной программы ВПО по избранной специальности; l сдавать зачеты и экзамены в установленные сроки; l бережно относиться к учебному и другому имуществу университета; l вставать при входе преподавателя в аудиторию для проведения занятий; l отключать средства мобильной связи в период учебных занятий; l выполнять требования безопасности проведении всех видов занятий; l быть вежливым в общении, не допускать оскорбления личности.

Правила работы с тетрадью l Подпишите тетрадь, указав название читаемого курса, свою фамилию l Проведите поля на страницах тетради. Они понадобятся для внесения дополнительных записей l На каждой лекции записывайте дату, номер и тему лекции l Используйте тетрадь по назначению.

Как правильно слушать и конспектировать l 1 этап – аудирование (прослушивание) l 2 этап – анализ и переформулировка текста l 3 этап – запись переформулированного текста

Как писать конспект лекции l Не опаздывайте, не пропускайте лекции l Соблюдайте тишину l Записывайте самое основное l Пишите быстро и разборчиво l Структурируйте текст l Оставляйте поля и междустрочный интервал l Пользуйтесь сокращениями (запишите их на обложку тетради) l Выделяйте главные мысли (цветом, знаками и т. п. )

Литература l Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия l Зайцев О. С. Общая химия l Коровин Н. В. Общая химия l Глинка Н. Л. Общая химия l Угай Я. А. Общая и неорганическая химия l Хомченко И. Г. Общая химия

Ресурсы Internet lwww. xumuk. ru lwww. nehudlit. ru lwww. inorgchem. susu. ac. ru lneorgchem@mail. ru пароль – химияюургу (англ. )

Основные химические понятия и законы

Понятия химии

l Химия – наука о превращениях веществ, связанных с изменением электронного окружения атомных ядер. l Вещество – это конкретный вид материи, обладающий определенными физическими и химическими свойствами, состав которого может быть выражен химической формулой. l Химической реакцией называется процесс превращения одних веществ в другие. Способность вещества участвовать в тех или иных химических реакциях характеризует его химические свойства.

l Простое вещество состоит из атомов одного и того же химического элемента. l Химические соединения состоят из атомов нескольких элементов. l Атомы – мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества. l Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. l Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. l В настоящее время известно 117 химических элементов, из которых 92 встречаются в природе.

l Абсолютное большинство различных веществ состоит из молекул. l Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства. l Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы: ~ 10 -27 – 10 -25 кг. В химии пользуются относительными значениями масс атомов (Ar, где r – «относительный» , от англ. relative).

l Относительная атомная масса – это масса атома, выраженная в атомных единицах массы. За атомную единицу массы принята 1/12 часть массы атома нуклида : l 1 а. е. м. = l Относительная атомная масса – величина безразмерная. l Относительная молекулярная масса Mr вещества – это масса его молекулы, выраженная в а. е. м.

l Единицей измерения количества вещества (n) является моль. l Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т. д. ), сколько содержится атомов в 0, 012 кг изотопа углерода 12 С. l Число атомов NА в 0, 012 кг углерода, или в 1 моль, легко определить следующим образом: l. l Величина NA называется постоянной Авогадро.

Масса одного моля вещества называется молярной массой (символ М(В), единица – г/моль или кг/моль). Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе (символ Mr – безразмерная величина). Например. Mr(H 2 SО 4) = 98, a M(H 2 SО 4) = 98 г/моль. Молярная масса вещества (М(В)), количество вещества (n(В)) и масса вещества (m(В))связаны между собой соотношением: n = m / M

Законы химии

Закон сохранения массы l масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон постоянства состава l всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. l Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой.

Закон эквивалентов Эквивалент – условная или реально существующая частица вещества в Z раз меньшая, чем соответствующая ФЕ вещества, участвующего в конкретной реакции Э = ФЕ / Z где Z – эквивалентное число, которое может быть равно или больше единицы (Z 1).

Закон эквивалентов Первая формулировка закона эквивалентов: в реакции эквивалентные количества реагирующих и образующихся веществ одинаковы. Для реакции, записанной в общем виде А + В + … = Д + F +. . . закон эквивалентов nэк(А) = nэк(В) =. . . = nэк(Д) = nэк(F) =. .

Вторая формулировка закона эквивалентов: массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ: m(В 1) / Мэк(В 1) = m(В 2) / Мэк(В 2)

Эквивалентное количество вещества (символ nэк(В), единица – моль) – физическая величина, пропорциональная числу эквивалентов вещества Nэк(В): n(эк) = N(эк) / N(A) Эквивалентное количество вещества связано с количеством вещества соотношением nэк(В) = Z n(B).

Масса одного моля эквивалентов вещества называется молярной массой эквивалентов этого вещества (символ Мэк(В)), единица – г/моль или кг/моль). Молярная масса эквивалентов вещества в Z раз меньше молярной массы этого же вещества: Мэк(В) = М / Z Молярная масса эквивалентов вещества Мэк(В), масса вещества m(В) и эквивалентное количество вещества nэк(В) связаны между собой соотношением: nэк(В) = m(В) / Мэк(В)

Определение Z В кислотно-основных реакциях эквивалентное число определяют по числу замещённых ионов водорода (для кислоты) и по числу замещенных гидроксидионов (для основания) из расчета на одну ФЕ. Эквивалентное число для иона водорода (Н+ и гидроксид-иона (ОН–) равно единице (Z(Н+) = 1 и Z(OH–)= 1). H 3 PО 4 + Na. OH = Na. H 2 PO 4 + H 2 О; Z(Na. OH) = 1, Z(H 3 PО 4) = 1 H 3 PО 4 + 2 Na. OH = Na 2 HPO 4 + 2 H 2 О; Z(Na. OH) = 1, Z(H 3 PО 4) = 2 H 3 PО 4 + 3 Na. OH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 О. Z(Na. OH) = 1, Z(H 3 PО 4) = 3

Определение Z В окислительно-восстановительных реакциях эквивалентное число для восстановителя определяют по числу отданных электронов, а для окислителя – по числу принятых электронов. Расчет ведется на одну ФЕ. 2 Н 2 + О 2 = 2 Н 2 О. Н 2 – 2 е 2 Н+; Z(H 2) = 2; О 2 + 4 е 2 О 2–. Z(О 2) = 4,

Закон объёмных отношений l (Гей–Люссака): при неизменных температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Газовые законы l Закон Авогадро: в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (Т, р) содержится равное количество молекул.

Следствия из закона Авогадро l При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем. l При н. у. 1 моль различных газов занимает объем 22, 4 л (молярный объем газа, л/моль). l Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молекулярных масс:

Следствия из закона Авогадро где m 1 и m 2 – массы, а и – молекулярные массы первого и второго газов. относительная плотность первого газа по второму.

Объединенный газовый закон р0 = 101325 Па = 760 мм рт. ст. = 1 атм. , Т 0 = 0 ºС (273, 15 К), где р0, V 0, Т 0 – соответственно давление, объем, температура при н. у. ; р, V, Т – те же параметры данного количества газообразного вещества при других условиях.

Объединенный газовый закон l Для 1 моль любого газа при н. у. : l R = 8, 314 Дж/(моль К) l Для 1 моля газа уравнение состояния идеального газа l уравнение Менделеева – Клайперона

Закон парциальных давлений l общее давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь: l где р – общее давление; р1, р2 … - парциальные давления газов 1, 2 … l Парциальное давление газа в смеси – давление, которое производило бы это же количество данного газа, если бы он один занимал при этой же температуре весь объем, занимаемый смесью.

Спасибо за внимание!