02. Основные понятия химии

Изменено: 01.05.2015 Posted on

  *С древности все представляли как соединения и превращения “элементов” — земли, воды, воздуха и огня (В Китае воздух не выделили из чувствуемого — «ветра» и «неба»-видимого, но зато кроме Земли выделяли Дерево и Металл. Позже алхимики связали 7 металлов, планет и дни недели, откуда и их названия — англ.Sun-Mun-dy — день. А символы Венеры и Марса используются для обозначения женских и мужских элементов в биологии…Д1). В 18 веке их разделили на более простые вещества, воздух — на поддерживающий дыхание и горение “кисло-род” (образующий кислоты) и не поддерживающий их а-зот (а- отрицание, зоо- жизнь), воду — на “водо-род” и кислород, по Лавуазье.

2.1 Простые вещества,

лавуазьепо Лавуазье, это “все вещества, которые мы не можем разложить, являются для нас элементами” (1787). Однако мы отличаем простые вещества от элементов как составляющих разные и сложные и простые вещества (как графит и алмаз — аллотропные формы углерода). Лавуазье установил ряд химических элементов, их первую таблицу и номенклатуру, названия соединений.

Символы элементов — первые буквы латинского названия их: водород — Hydrogenium — H, кислород — Oxygenium — O, углерод — Carbonum — С, если начало совпадало, брали две — медь — Cuprum — Cu, ртуть (“водо-серебро”) — Hydrargyrum — Hg, железо — Ferrum — Fe и т.д.

Химические элементы — составляющие всех веществ, сохраняющиеся в их изменениях — химических явлениях и в соединениях с другими элементами, сложных веществах с совершенно другими свойствами. Так, вода оказалась соединением водорода с кислородом, а воздух — смесью того с азотом. Кислород как элемент не изменяется при вхождении в воду или углекислоту, в отличии от кислорода как простого вещества.

* В смесях вещества сохраняют свои свойства, в соединениях — нет (поэтому можно дышать кислородом воздуха, но не воды). В химических реакциях элементы всегда сохраняются, изменяются лишь соединения их.

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

?*1а О кислороде как химическом элементе говорится :1а 1- кислород — газ 2- кислород реагирует с водородом 3- вода состоит из водорода и кислорода 4- кислород тяжелее воздуха
2а -”- 1- кислород тяжелее углерода 2- чистый кислород 3- жидкий кислород 4- растворенный кислород.  

Основные законы химии

Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе образовавшихся в ней. По Лавуазье, это выражает сохранение элементов (и более общий принцип сохранения, включая и энергию, как заметил раньше Ломоносов: “сколько от какого тела отнимется, столько к другому прибавится”).

Это значит, “что количество материи одинаково до и после опыта, что качество и количество начал (элементов) остаются теми же, происходят лишь перемещения. На этом принципе основано все искусство химии” (наши уравнения и расчеты 1-15)

Большинство веществ реагирует только в определенных, т.н. эквивалентных, количествах. Например, 1 масса Н реагирует с 8 массами О в воде, с 3 массами С в метане, 7 частей железа с 4 серы (в.1), а при другом отношении останется избыток одного из них. С этим связаны расчеты (23, 7-8),

Закон постоянства состава: Чистое вещество имеет одинаковый качественный и количественный состав, независимо от способа его получения (например, чистая вода всегда имеет одни свойства и состав, массовую долю 11% Н и 89% О (1:8), углекислый газ ~ 28% С и 72% О (3:8), получается ли он сгоранием угля или органических веществ, при дыхании или брожении, из мела и т.д.)

  Этот закон сформулировал около 1800 г. Пруст в споре с Бертолле, полагавшим, что «состав их ограничивается только пределами насыщения…сплавы, стекла, минеральные соединения образуются в разнообразных пропорциях, в которых редко наблюдаются разрывы». Сейчас это можно понимать как отличие чистых веществ молекулярного строения и определенного состава от смесей и соединений неопределенного состава, «бертолидов», главным образом, твердых. Химия изучает первые, а большинство окружающего нас относится к вторым (Д.4).

Состав можно выразить через отношение масс или массовую долю, в процентах. Массовая доля Х в соединении, как и в смеси, растворе w=mХ/mвсего.(Расчеты 2-3, 12-13). Например, если СО образуется из 12 г С и 16 г О, то массовая доля С 12/(12+16)=0.43 или 43% . 

Возможны соединения разного состава, обычно кратных масс. Например, горение угля при недостатке кислорода дает газ, вызывающий угар (угарный), а при избытке — другой, углекислый, где кислорода в два раза больше (12 г углерода соединяется с 16 г кислорода в угарном газе и с 32 г — в углекислом).

Это выражает “закон кратных масс” и химические формулы соединений и уравнения с целыми коэффициентами типа С+О=СО (угарный газ), С+2О=СО2 (углекислый газ). Это просто объясняется существованием неделимых частиц — атомов с определенными массами (т.о. Дальтон в 1803 г. связал химические элементы с атомами).

2.2. Атомно-молекулярное учение:  

Атом (от греч. “неделимый”) в античной философии означал наименьшую мыслимую частицу веществ. Различные сочетания атомов объясняли и изменения и неизменность веществ (например, свойств воды), состоящих из одинаковых атомов. Т.о. вещества и реакции можно описывать как соединения атомов — различного состава, определив (в 1860 г.): Атом —наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул веществ.

схемаМолекула —наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химический элемент — вид атомов (точнее в.3). Сейчас известно более 110 элементов (и ~400 простых веществ), металлов и неметаллов.

Простые вещества — состоящие из атомов одного элемента, сложные— из разных, могут разлагаться на них. Один элемент может образовать различные простые вещества (явление аллотропии), как углерод — и графит и алмаз (это видно в химических реакциях их, оба сгорают в одинаковое количество углекислого газа). Аллотропия может объясняться различием строения молекул (как О2 и О3, в.20) или кристаллов (у графита — слои, у алмаза — атомная решетка, в.26).  

Химические формулы – язык химии, выражают состав веществ, их названия и многое другое. Например, формула СО(читается Це-О-два) означает углекислый газ, соединение 1 атома С и 2 О, аналогично СаСО(читается Кальций-Це-О-три) — карбонат кальция (мел, известняк), соединение трех элементов, с 5 атомами в “молекуле” — 1 Са, 1 С и 3 О, в 1 моле содержит 1 моль или 40 г Са, 1 моль — 12 г С и 3 моля- 3х18 г О. Отсюда — процентный состав, “формульная” — условная молекулярная и молярная массы и т.д. (ниже, расчет 1-2).

Используются различные по содержанию формулы: простейшая или эмпирическая формула, устанавливаемая по данным анализа, показывает лишь отношение числа атомов элементов в веществе. Молекулярная (истинная) формула показывает число этих атомов в молекуле. Разные вещества с одной молекулярной формулой называются изомеры, в неорганической химии они редки. Структурная формула показывает и связи атомов, пространственная – их положение в пространстве.

Например, простейшую формулу НО имеет только перекись Н2О2, а СН2О — множество веществ с различной молекулярной (как формальдегид СН2О и углеводы), структурной, как глюкоза и фруктоза С6Н12О6, или НОСН2СНО и уксусная кислота СН3СООН, или только пространственной формулой, как молочная и мясомолочная кислота, D- и L-изомеры СН3СНОНСООН.

Дальтон (1803) установил относительные атомные веса, массы Аr известных тогда элементов и соединений их типа СО и CO2, NO, N2O и NO2.

Относительная атомная масса выражает отношение масс элементов в соединениях (согласно закону кратных масс и гипотезе атомов).

Так как 1 г серы реагировал с 7/4=1.75 г железа или 2 г меди, а 1 г кислорода — с 4 г меди, давая 5 г оксида, отношение масс O:S:Fe:Сu=1:2:3,5:4, если 1 г углерода соединялся с 1.33 г кислорода в СО, то их отношение — 1.33=4/3, и относительные массы С:О:S:Fe:Сu — 3:4:8:14:16, а если за единицу принять массу самого легкого элемента — водорода, при Н:О=1:16 относительная масса С:Н=12, S 32, Fe 56, Сu 64 (Заметьте, что если бы выбрали mО=1, то Аr(S)=2, Cu — 4, Мr(СuО)=4+1=5).

Эта атомная единица массы (а.е.м.) называется также 1 Дальтон (да), определяясь точнее как 1/12 массы атома С12(в.3.1). Отсюда можно рассчитывать состав и количество реагирующих веществ, записывать уравнения реакций и решать задачи.

Для этого важно понятие «молекул» как соединений атомов, производимое от moles– массы (с уменьшительным суффикс омcula, по

Гассенди).

1. Расчет относительной молекулярной массы вещества по его формуле.

Мr(AxByCz)=xArА+yArВ+zArС.

Пример: Найти молекулярную массу Н2СО3.

Мr(Н2СО3)=2х1+1х12+3х16=2+12+48=62 (Молярная масса М численно равна относительной молекулярной, выраженной в граммах, поэтому М(Н2СО3)=62 г/моль, см.ниже).  Это определение массы по формуле не зависит от существования молекул и для веществ немолекулярного строения можно говорить о формульной массе (соединения, 2.3).

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

? 3а Относительная формульная масса СаСО31. 5 2. 70 3. 100 4. 121,3. 

2. Расчет массовых долей элементов в сложном веществе по его формуле (AaBbCc).

 Пример: Найти содержание элементов, состав Н2СО3?  %C=(cAr(C)/Mr)x100%=cAr(C)x100% /(aAr(A)+bAr(B)+cAr(C)). Например, доля С в Н2СО3=12/(2+12+48)=0.194 или 19.4%.

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

? 4а Массовая доля (%) кальция, углерода и кислорода в СаСО31) 1,1,3 2) 40,12,18 3) 40,12,48 4) 20,6,24

Обратная задача

3. Нахождение наиболее простой химической формулы по массовым долям, составу.

Так как доли и % элементов в AaBbCc w%(A)=aAr(A)/Mr, то, разделив их на Аr их, получим отношения а:в:с, разделив их на наименьшее, получим простейшие целые коэффициенты. (см. Типовые расчеты, с.101).

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

? 5в Формула вещества с 27,3% углерода и 72,7% кислорода…  

Относительные атомные и молекулярные массы пропорциональны массам реагирующих веществ, но безразмерны и для расчетов (4-) могут выражаться в граммах — или в так называемые грамм-молекулы, или Молярная масса (М) — равна численно относительной молекулярной массе в г/моль (Масса молекулы Н2О=18 а.е., относительная Mr(Н2О)=2х1+16=18, М(Н2О)=18 г/моль), таким образом,  Мольединица количества вещества массой Mr грамм = с числом частиц, равным числу атомов в 1 г Н (выбранного за 1 Дальтоном) или 12 г С, более точно, С12, в.3 (т.н. число Авогадро NA=6.02х1023).

Расчет 4 — количества вещества по его массе и массы вещества по его количеству.

Так как М=Мr г, масса n моль m=nM г. Например, масса 3 моль NaOH m=3(23+16+1)=120 г. А количество вещества (в молях) n=mв-ва/М, например, 10 г мела СаСОсоставляет 10/(40+12+48)=0.1 моль.

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

? 6а Химическое количество 4 кг кальций карбоната 1) 1 2) 4 3) 40 4) 100.   

2.3.Молекулярное строение.

Из молекул состоят обычно газообразные и жидкие вещества и лишь некоторые твердые — неметаллы и их ковалентные соединения типа воды и органических веществ (в.5). Они имеют небольшие температуры плавления и кипения, так как связи между молекулами слабее, чем между атомами, легче разрываются.

Энергия межмолекулярного взаимодействия увеличивается с ростом размера и полярности молекул, определяя агрегатное состояние вещества. В твердом состоянии (тв) вещество сохраняет форму (если внешние силы не могут разрушить его, меньше энергии связей). При росте температуры частицы вещества колеблются быстрее и начинают двигаться, когда разрушаются дальние связи — кристаллической решетки, вещество плавится, образуя жидкость (ж), изменяющую форму, согласно сосуду, но сохраняющую объем — межмолекулярные связи, разрываемые в газе (г).

Наиболее слабо взаимодействуют инертные газы и им подобные молекулы (в.5), водород и галогены, согласно их массе Н2, F2, Cl2— газы, Br2— жидкость, а I2— твердый, молекулярные кристаллы (с расстоянием меж атомами 270 пм внутри I2 и 354 пм вне молекулы, плавятся при 114оС, давление пара 1 атм при 184окип, а молекулы распадаются на 2 атома I лишь выше 1000оС). С увеличением размера молекул число и сила их связей и Тпл/кип растут и если легче разорвать внутренние связи, то такие вещества, как сахар, дерево, большинство полимеров, начинают разлагаться до плавления.  

Немолекулярное строение вещества характерно для большинства твердых неорганических веществ — металлов, оксидов и солей их, неметаллов типа углерода и кремния. Они состоят не из молекул, а из атомов или ионов, связанных сильными химическими связями в кристаллической решетке с высокими температурами плавления (Ионы— заряженные атомы или их группы: положительные — катионы, отрицательные — анионы, в.5,9). При немолекулярном строении возможно непостоянство состава, как в сплавах и растворах ( в.8). Объем газа зависит от давления и температуры, а плотности относятся как массы молекул (расчет 5,r=М/22.4 г/л при н.у.)- в сотни раз меньше, чем в конденсированном — жидком и твердом состоянии.  Вещества молекулярного строения т.о. летучи и легко превращаются в газы, одинаково расширяемые и ведущие себя по их законам (РV/Т=const). Закон кратных объемов (Гей-Люссак, 1807) установил, что объемы реагирующих газов и их продуктов относятся как приближенно целые числа (как их коэффициенты в уравнениях реакций). Это объясняет гипотеза —закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится равное число молекул. 

Следствия: 

1. Равные объемы газов содержат одинаковое количество вещества (в молях), например, 1 л любого газа при н.у. содержит ~1/22,4 моль, иначе, Молярный объем газа— 1 моль любого газа, то есть 2 г Н2, 32 г О2, 44 г СО2 и т.д., при нормальных условиях (давлении 1 атмосфера=101.3 кПа и температуре 0оС — 273.15 К) занимает объем около 22.4 л.  Отсюда: — объем газа определенного количества вещества при н.у. V=22.4.n (например, 0.2 моль газа при н.у. займет 0.2.*22.4=4.48 л); — масса газа определенного объема (при н.у.) m=nM=M.V/22.4 л (например, масса 2 л СО2(12+2х16)г.2л/22.4 л=3.93 г); — объем данной массы газа при н.у. V=22.4n=22.4m/M (например, у 4 г СН4V=22.4×4/16=5.6 л).

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

? 7а В 1м3любого газа при н.у. содержится Х моль его:1- 1  2- 22.4   3- 44,6  4- 1000.8а Масса 1 л кислорода 1- 1 г  2- 0, 7 г  3- 1,4 г  4- 16 г.  

Отношение массы к объему дает плотность r=m/V.

2. Плотности газов при одинаковых условиях относятся как их молярные или молекулярные массы: r1/r212=D. Т.о. по плотности газов можно найти их молярные массы и наоборот, по плотности по водороду и по воздуху (со средней массой 29) Mr=2Dн2=29Dв.

Расчет 5- относительной плотности газообразных веществ.

Dв(A)=r(А)/r(В)= (М(A)/22.4)/M(B)/22.4=M(A)/M(B). Например, плотность H2S по водороду Dн2(H2S)= Mr(H2S)/Mr(H2)=(32+2)/2=17, СО2 и пропана С3Н844/2=22.  Средняя Mr воздуха как смеси газов = 0.21.32+0.79.28=29. Метан, аммиак легче воздуха (17/29=0.59) и поднимаются в нем, а СО2 и пропан тяжелее (44/29=1.52).

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

? 9а Относительная плотность СO по водороду 1- 2. 2- 14. 3- 28. 4- 44.

10а Легче воздуха 1- О2  2- СО2 3- NO 4- С2H2  

Установление истинных — молекулярных формул, молекулярных и атомных масс.  Анализ устанавливает лишь отношение масс элементов, из которого даже простейшая (эмпирическая) формула следует лишь при определенных допущениях, гипотезах Авогадро и др. Из опыта получалось отношение масс водорода к кислороду=1:8 и при составе НО Дальтон установил веса элементов Аг(О)~8, Аг(С)=3*Аг(О)/4=6. Но реакция 1 объема кислорода с 2 объемами водорода говорила в пользу формулы воды Н2О. Тогда относительная масса кислорода получалась вдвое большей — 16, углерода — 12 и т.д. (т.е. они зависят от истинной формулы)! Но так как вместо 2Н+О=Н2О — одного объема водяного пара, получались два, то молекулы должны быть двухатомны согласно уравнению 2Н2+ О2=2Н2О.

  Из-за непонятности этого современные формулы соединений типа Н2 и Н2О, веса и определения атомов, молекул с гипотезой Авогадро приняли только на международном съезде 1860 г. (большинством голосов!) Это открыло путь расчетам 1-6 и обнаружению периодичности, зависимости свойств от атомного веса, (в.5) (До этого атомные веса оценивали по эквивалентам и правилу Дюлонга и Пти — близости теплоемкости моля 6 кал 25 Дж 3R, для углерода и других не выполнявшегося).

  Составление химических формул по валентности (в.5), химические уравнения и расчеты связаны с понятием эквивалентности. Считается, что вещества реагируют в эквивалентных количествах и объемах. Эквивалентом называют количество, соединяющееся с 1 молем атомов Н, или замещающее его. Так, эквивалент О =8 г, при валентности Н I и О II следует формула НI2ОII (легко составляется крест накрест, аналогично при валентности элементаnформула оксида Эn2OIIn). Валентность элементов по опыту определялась отношением молярной и эквивалентной масс В=А/Аэ и связывалась с теорией, Периодической системой (в.3-5).

Читать далее

   см.также дополнительные Тесты

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *