Х И М И Я Лектор: Мирошниченко Юлия Юрьевна Бюджет времени : l лекции - 40ч l практические занятия - 10 ч l лабораторные занятия - 26 ч l Экзамен - 2 семестр

n Рекомендуемая литература: n 1. Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: 1988 и последующие годы издания n 2. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. М.: n 3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: n 4. Савельев Г.Г., Смолова Л.М. Общая химия. Томск, n 5. Стась Н.Ф., Лисецкий В.Н. Задачи и упражнения по общей химии. Томск, n 6. Стась Н.Ф. Введение в химию: Учебное пособие. – Томск: Изд. ТПУ, (электронный читальный зал библиотеки ТПУ)

Структура курса Химия Обязательные разделы: 1. Введение 2. Строение вещества 3. Химическая термодинамика 4. Химическая кинетика 5. Растворы 6. Электрохимические процессы

ПЛАН ЛЕКЦИИ 1. Предмет, методы и задачи химии 2. Значение химии 3. Основные законы химии

ХИМИЯ - ЭТО РАЗДЕЛ ЕСТЕСТВОЗНАНИЯ n ПРЕДМЕТ изучения химии есть материя в различных формах ее существования, которую мы называем веществом

Основная задача химии как науки - изучение качественного и количественного состава веществ и закономерностей их превращений

Основные задачи химии n обеспечить агропромышленный комплекс удобрениями, химическими средствами защиты растений n улучшить производство кормов, химических продуктов способных заменить пищевое сырье n создать безотходные технологии и способы обезвреживания промышленных отходов действующих предприятий

Основные понятия химии

n Вещество - это химическое соединение определенного состава, структуры и свойств n Молекула - наименьшая частица вещества, которая сохраняет его химические свойства n Молекулы - О 2, N 2, C 6 H 6, NО 2

Вещество может иметь молекулярное или немолекулярное строение Для обозначения последних используют формульные единицы (ФЕ- повторяющийся фрагмент структуры)

Вещества молекулярной структуры NH 3 H2OH2O CO 2 C 4 H 10

Структура NaCl (А) - До связывания (Б) - После связывания (А) (Б)

Атом n Атом - мельчайшая частица простого вещества, сохраняющая все его химические свойства n Атом- состоит из ядра с определенным числом протонов, нейтронов, и электронов вещество Молекула атом ядро нейтрон

n Изотопы - это атомы с одним и тем же порядковым номером, но с различным числом нейтронов в ядре и, соответственно, с различными массами

Изотопы водорода ПротийДейтерийТритий Протон Электрон Нейтрон массы Н, D и Т равны 1;2;3

Химический элемент - это сорт атомов, характеризующийся одинаковым числом протонов

Простое вещество n Простое вещество состоит из атомов одного сорта (С, Ar, Cl 2, Br 2, P 4, S 8 и др.) n Аллотропия - это существование химического элемента в форме двух или нескольких простых веществ

Алмаз Графит Фулерен

Сложное вещество n Сложное вещество состоит из атомов разного сорта. n Изомерия - явление, при котором разные химические соединения имеют одинаковый кач-й и кол-й состав, но отличаются св-ми, структурой и строением n Пример: CO(NH 2 ) 2 - мочевина NH 4 NCO - цианат аммония изомер ы

Количество вещества n Количество вещества измеряют числом характерных для него частиц: атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов n Единица измерения количества вещества – моль. Моль (n) – это такое количество вещества, в котором содержится 6, его атомов, молекул, формульных или любых других структурных единиц

Атомная единица массы (а.е.м.) Это 1/12 массы атома 12 С m а ( 12 С) 12 19,93· кг 12 = 1,66710 –27 кг 1а.е.м.=

Относительные атомные массы (А r ) Относительная масса атома хим. эл-та есть отношение массы его атома к 1/12 массы атома изотопа 12 C, принятая за атомную единицу массы: 1а.е.м.= 1, г = 1, кг m а (O) 26, г 1а.е.м. 1, г = 16 а.е.м. A r (O) = =

Относительная молекулярная масса (М r ) Это отношение массы молекулы к 1/12 массы атома изотопа 12 С М r вычисляется сложением относительных атомных масс элементов в формуле вещ-ва с учетом числа их атомов Пр: М(H 2 O) = = 18 а.е.м.

Молярная масса (М) n Это масса одного моль вещества (г/моль) n Для в-в с атомной структурой (металлы, Si и др.) М = Аr, выраженной в граммах, n Например: M(Fe) = 55,85 г/моль. n Для веществ с молекулярной структурой М = Мr, выраженной в граммах n Например: M(H 2 SO 4 ) = 98 г/моль n Для веществ с ионной структурой молярная масса рассчитывается для Ф.Е. вещества

Основные законы химии

Закон сохранения энергии Энергия изолированной системы есть величина постоянная

Закон сохранения массы В уравнении химической реакции масса исходных веществ равна массе продуктов реакции 2KOH + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2H 2 O 2 молек. 1 молек. 1 молек. 2 молек. 2 моль 1моль 1моль 2моль 112г + 98г = 174г + 36г 210г = 210г число атомов К, Н, О, S слева и справа равны

n Закон сохранения заряда Сумма зарядов реагентов равна сумме зарядов продуктов

Стехиометрические законы (основа атомно-молекулярного учения )

n Закон постоянства состава Пруст и Бертолле г. n Хим. соединения с молекулярной структурой имеют один и тот же состав и свойства независимо от способа их получения n Хим. соединения со структурой немолекулярной имеют один и тот же состав только при строгом соблюдении постоянными всех условий эксперимента

Пример С(к) + O 2 (г) = СО 2 (г) 2СО(г) + O 2 (г) = 2СО 2 (г) 2СН 4 (г) + 4O 2 (г) = 4Н 2 O(г) + 2СO 2 (г) СаСО 3 (к) = СаО(к) + СO 2 (г) СО 2 (к) = СО 2 (г) СаСО 3 (к) + 2НСl(р-р) = СаСl 2 (р-р) + + H 2 O (ж) + СО 2 (г)

n Дальтониды - соединения постоянного состава (Г,Ж,Т вещества) n Бертоллиды - соединения переменного состава, зависящие от способа и условий получения Пример: оксиды металлов варьируют свой атомный состав - TiO 0,94-1,10

Закон кратных отношений Дальтон,1803 г. (подтверждает атомный состав в-ва) n Если два простых вещества образуют между собой несколько соединений, то массы одного из них, взаимодействующие с одной и той же массой другого, относятся между собой как небольшие числа

Пример ОксидN,% O,% O O N N0.58 N 2 О63,7 36,7 0,58 1 NО46,7 53,3 1,14 2 N 2 O 3 36,8 63,2 1,72 3 NO 2 30,4 69,6 2,29 4 N 2 O 5 25,9 74,1 2,86 5

Закон эквивалентов Венцель,Рихтер, Воластон г n Массы реагирующих веществ относятся друг к другу как их эквивалентные массы: m 1 Mэ 1 m 2 Mэ 2 =

Взаимодействия атомов в веществах H ClNa H 1ат 1ат1ат 1ат 1 : 35,5 23 : 1 H O H H O O H 1атH : 1/2атО 1атH : 1атО 1 : 8 1:16

Na - OHH - O O NaHSO 4 + H 2 O S Na - OHH - O O Na 2 SO 4 + H 2 O +

Эквивалент – это реальная или условная частица, способная присоединить или заместить, или каким-либо др. образом эквивалентна атому водорода в кислотно- основных реакциях или эквивалентна 1е в ОВР

Реальные частицы - это атомы, ионы, молекулы n Условные частицы - их части (1/2 атома O, 1/2 иона Cu 2+, 1/3 молекулы H 3 PO 4 и.т.д.) n Масса этих частиц наз- ся эквивалентной массой (а.е.м.)

В качестве единицы изм-я принята экв-я масса атома водорода Э н = 1 а.е.м. n Масса 1 моль экв-тов называется молярной массой экв-та М э (г/моль) Мэ = m/n

В общем случае эквивалент в-ва может быть записан как 1/z ( целая или часть частицы ), где z- число эквивалентности (число взаимодействий) f = n z = стехиометрической валентности Мэ = М/z = M·f 1z1z Фактор эквивалентности

Примеры Мэ(H 2 SO 4 ) = 98/2 = 40 г/моль Мэ(Cr(OH) 3 )= 103/3 = 34,3 г/моль Мэ(Al 2 (SO 4 ) 3 = 342/6 = 57 г/моль Мэ(C в CH 4 ) = 12/4 = 3 г/моль

z для оксидов = числу ОН – групп в сопряженном с ним гидроксиде CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 f(CaO) = 1/2 Cr 2 O 3 + 3H 2 O = 2Cr(OH) 3 f(Cr 2 O 3 ) = 1/6 SO 3 +H 2 O = H 2 SO 4 SO 2 (OH) 2 f(SO 3 ) = 1/2 P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 2PO(OH) 3 f(P 2 O 5 ) = 1/6

М э соединения в ОВР 2KMnO 4 + 5Na 2 SO 3 +3H 2 SO 4 = +2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O MnO 4 – + 8H + + 5e = Mn H 2 O М э (KMnO 4 ) = 158/5 = 31,6 г/моль

Валентность (от Valentia – сила) n это способность атома присоединять к себе определенное число других атомов

n Для количественного выражения этой способности используют три понятия валентности: 1)стехиометрическая валентность 2) электронная (структурная) валентность 3) координационное число

1. Стех-кая валентность элемента (В стх ) отражает состав вещества (без учета строения и структуры): В стх = M/Mэ В стх =Z Пример: S + H 2 = Н 2 S эквивалент S равен 1/2 А r (S); Mэ(S)= Аr(S)/В стх (S)= 32/2= 16 В стх (S)= Аr(S)/Mr э (S) = 2

2. Электронная (связевая или структурная) валентность – число электронных пар, обеспечивающие связь данного атома с другими атомами HOO S HOO

3. Степень окисления элемента в соед-ии (c.о.) – это стех-ая валентность со знаком (+) или (–) (с.о.) = В стх Знаки (+) или (–) зависят от электроотрицательности элементов: более электроотрицательному элементу приписывается знак (–), а более электроположительному) - знак (+)

Газовые законы

Закон объемных отношений Гей-Люссак, 1808 г Объемы газов, нацело реагирующих друг с другом, относятся между собой и к объемам образующихся газов, как небольшие целые числа О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О 1V(O) + 2 V(H) = 2V(H 2 O)

Закон Авогадро гипотеза Авогадро г доказ-во Канницаро – 1860г n В равных объемах любых газов при одинаковых условиях (Т и Р) содержится равное число молекул

Следствия из закона Авогадро 1) Один моль любого газа при н. у. (273К и 1, Па) занимает объем 22,4л Vм=22,4л/моль=0,0224 м 3 /моль V V M где n - число моль газа в известном объеме n = Мольный объем

Следствия из закона Авогадро 2) Один моль любого вещества (Т,Ж,Г) содержит 6, частиц NА=NА= М(О) m a(O) = = 6, г 26,610 –24 г NА=NА= М(С) m a(С) 12г 19,910 –24 г = = 6,

3) При одинаковых усл-х отношение масс равных объемов газов равно отношению их молярных масс и называется отн.плотностью первого газа по второму: m 1 /m 2 = M 1 /M 2 = D 2 1

Объединенный газовый закон PV P o V o T Уравнение Менделеева-Клайперона: m M где R - 8,314 Дж/мольК универсальная газовая пост-я = PV = RT

Итог n В основе химических представлений, научных исследований, практической деятельности человека лежат стехиометрические законы

Задания для самостоятельной проработки n 1. Классификация и номенклатура неорганических соединений. n 2. Стехиометрические законы (АМУ) n Отчет на консультации