Виртуальная химическая школа

Подпись: Теория  ЕГЭ по химии

Химия+методика+психология

 

 Основные понятия

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает,  атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

 

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

 

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа  12C - основного изотопа природного углерода.

 

1 а.е.м = 1/12 m (12C) = 1,66057 • 10-24 г

 

Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

 

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

 

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

 

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

 

Mг = mг / (1/12 mа(12C))

mr - масса молекулы данного вещества;

mа(12C) - масса атома углерода 12C.

 

Mг = S Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна  сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

 

Примеры.

 

Mг(B2O3) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70

 

Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) =
= 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 •
16 = 258

 

Абсолютная масса молекулы  равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

 

Количество вещества, моль.  Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль.  Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

 

Число Авогадро (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 • 1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль-1).

 

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

 

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

 

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA

 

N(s) = n(s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023

 

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).

 

M = m / n

 

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

 

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.

 

M = NA m(1 молекула)  = NAMг • 1 а.е.м. = (NA • 1 а.е.м.) Mг = Mг

 

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 ® 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

 

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

 

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в  результате  химических  реакций  атомы  не исчезают и не возникают, а  происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс  разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате  чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась  пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение.  Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dmc2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению  массы на ~10-11 г и Dm практически не может  быть  измерено. В ядерных  реакциях, где DЕ в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, Dm следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Составление химических уравнений

 

Включает три этапа:

 

Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "®" :

 

HgO ® Hg + O2

 

Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

 

2HgO ® 2Hg + O2

 

Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

 

Расчеты по химическим уравнениям

 

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.

 

h= (mp / mт) • 100%

 

Если в условиях задач выход  продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

 

Пример 1

Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

 

Решение

CuO + H2 ® Cu + H2O

 

Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu

 

Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:

 

6,4 г –– 100% выход (теоретический)

Х г –– 82%

X = (8 • 82) / 100 = 5,25 г

 

Пример 2

Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?

 

Решение

Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды

 

w(WO3)= 1,0 - 0,3 = 0,7

m(WO3) = w(WO3) • mруды = 0,7 • 33,14 = 23,2 г

 

Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 порошком алюминия.

 

WO3 + 2Al ® Al2O3 + W

 

При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO3 –– Х г W

 

X = (23,2 • 187) / 232 = 18,7 г  W

 

Рассчитаем практический выход вольфрама

 

18,7 г  W –– 100%

12,72 г  W –– Y%

Y = (12,72 • 100) / 18,7 = 68%

 

Пример 3.

Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих  20,8 г  хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?

 

Решение.

BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4¯ + 2NaCl

 

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.

 

Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

Обозначим количество г Na2SO4  –– X.

208 г (1моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г –– с Х г

 

X = (20,8  • 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4

 

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2 затратится 13,2 г Na2SO4, а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.

 

Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль) BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г –– Y г

 

Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г

 

Закон постоянства состава

Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).

 

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

 

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

 

Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.

 

Массовая доля элемента w(Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.

 

w(Э) = (n • Ar(Э)) / Mr

 

Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую молекулярную формулу:

 

Обозначают формулу соединения Ax By Cz

 

Рассчитывают отношение X : Y : Z через массовые доли элементов:

 

w(A) = (х • Ar(А)) / Mr(AxByCz)

w(B) = (y • Ar(B)) / Mr(AxByCz)

w(C) = (z • Ar(C)) / Mr(AxByCz)

 

X = (w(A) • Mr) / Ar(А)

Y = (w(B) • Mr) / Ar(B)

Z = (w(C) • Mr) / Ar(C)

 

x : y : z = (w(A) / Ar(А)) : (w(B) / Ar(B)) : (w(C) / Ar(C))

 

Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.

 

Записывают формулу соединения.

 

Закон кратных отношений

(Д.Дальтон, 1803 г.)

 

Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

 

N2O          N2O3          NO2(N2O4)          N2O5

 

Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5. 

             

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

 

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и  объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

 

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в  уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

 

Примеры.

 

 

2CO + O2 ® 2CO2

 

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

 

При синтезе аммиака из элементов:

 

n2 + 3h2 ® 2nh3

 

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

 

Закон Авогадро ди Кваренья

(1811 г.)

 

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.

 

Закон справедлив только для газообразных веществ.

 

Следствия.

 

Одно и то же число молекул различных газов при  одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.

 

При нормальных условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

 

Пример 1.

Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?

 

Решение.

Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2­

 

При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода; при растворении 4,8 г магния –– Х л водорода.

 

X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода

 

Пример 2.

3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным молекулярную массу хлора.

 

Решение.

Находим массу 22,4 л хлора

1 л––3,17 г  хлора

22,4 л–– Х г  хлора

X = 3,17 • 22,4 = 71 г

 

Следовательно, молекулярная масса хлора - 71.

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее (или легче) 1 моля другого газа.

 

DA(B) = r(B) / r(A) = M(B) / M(A)

 

Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

 

Mср = (m1 +.... + mn) / (n1 +.... + nn) = (M1 • V1 + .... Mn • Vn) / (n1 +.... + nn)

 

Пример1.

Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна его плотность по воздуху (Мср.=29).

 

Решение.

DH2 = Mв-ва / MH2 = Мв-ва / 2

 

Мв-ва= 2DH2 = 34

 

Dвозд = Mв-ва / Mвозд. ср = 34 / 29 = 1,17

 

Пример2.

Определите плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если массовые доли компонентов составляли 15, 50 и 35% соответственно.

 

Решение.

Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / Mвозд. = Мсмеси / 29

 

Mсмеси = (15 • 28 + 50 • 40 + 35 • 44) / 100 = (420 + 2000 + 1540) / 100 = 39,6

 

Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / 29 = 39,6 / 29 = 1,37

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

.

 

Яндекс цитирования
Каталог интернет ресурсов - ИнфоПитер
Каталог сайтов Arahus.com
Рейтинг@Mail.ru
Интернет-статистика

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

 

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

 

Атомно - молекулярное учение.

 

Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

 

Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

 

Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.