Тема №14. Основные понятия и законы химии

План:

14.1 Вещество.

14.2 Атом и молекула.

14.3 Основные законы химии.

14.4 Энтальпия.

Вещество–совокупность связанных между собой структурных единиц (атомов или молекул), составляющих единую структуру. Примеры веществ: вода, железо, стекло, полиэтилен. Из веществ состоят физические тела, с которыми мы имеем дело в обыденной жизни. Примеры не веществ (предметов): окно, портфель, картина.

При различных химических реакциях вещества могут превращаться друг в друга, в том числе, возможны реакции разложения, при которых одно вещество превращается в совокупность нескольких других веществ. Вещества, для которых невозможны никакие реакции разложения, т.е. неразложимые на более простые вещества, были названы химическими элементами.

Атом – мельчайшая частица химического элемента, сохраняющая все его свойства. Атом является электрически нейтральной частицей, состоящей из нейтронов, протонов и электронов. Масса атома водорода равна 1,67 10^-27 кг или 1,67· 10^-24 г. Пользоваться метрической системой мер для обозначения масс атомов неудобно. Поэтому на практике применяют не абсолютное значение масс атомов, а относительные массы атомов. За единицу атомной массы принимают в химии и физике атомную единицу массы.

Атомная единица массы (а.е.м.) – 1/12 массы изотопа углерода ¹²С.

Относительная атомная масса – величина равная отношению средней массы атома к атомной единице массы (а.е.м.)

Молекула — мельчайшая частица вещества, обладающая всеми его свойствами. Молекула состоит из одного или нескольких атомов, соединенных химическими связями.

Относительная молекулярная масса - величина, равная отношению средней массы молекулы к атомной единице масс.

Таким образом, относительная атомная и относительная молекулярная массы показывают во сколько раз масса атома данного элемента и масса молекулы данного вещества больше одной атомной единицы масс а.е.м.

В химии используется специальная единица количества вещества – моль. Это количество вещества, содержащее столько структурных частиц - атомов, молекул, ионов или других частиц, сколько атомов содержится в углероде ¹²С массой 0,012 кг. Моль содержит 6,02· 10²³ атомов (6,02· 10²³ – число, именуемое константой Авогадро).

Молярная масса (М) вещества Х – равна отношению массы (m) вещества к соответствующему количеству вещества в одном моле. Например, молярная масса гидрооксида натрия M (NaOH) составляет 40 г на 1 моль = 40 г/моль

Можно дать еще одно определение химического элемента – это вид атомов с определённым зарядом ядра. Химические элементы перечислены в таблице Менделеева (порядковый номер элемента в таблице равен заряду ядра). Элементы обозначают химическими знаками, которые представляют собой первые буквы латинского названия элемента (O – oxygene – кислород, Fe – ferrum – железо).

Простое вещество– это, по сути, синоним химического элемента - вещество, состоящее из атомов одного вида. Примерами простых веществ могут служить кислород, азот, железо, медь.

Один химический элемент может существовать в виде нескольких простых веществ. Это явление называется аллотропия. Пример: графит, уголь, алмаз, сажа – аллотропные модификации углерода (разные по свойствам и по стоимости). Аллотропные модификации (видоизменения) углерода отличаются строением кристаллической решетки. Другой пример: озон и кислород. Эти вещества отличаются числом атомов элемента кислорода в молекуле: у кислорода — два атома, у озона – три (формула кислорода – O₂, озона – O₃). Кислородом называют как элемент O, так и вещество O₂.

Сложное вещество или химическое соединение состоит из нескольких элементов. Например, сульфид железа FeS отличается по свойствам от простых веществ железа и серы, так как содержит не вещества, а элементы Fe и S. Сложное вещество нельзя рассматривать как смесь простых.

Химическая формула – изображение состава и строения молекул с помощью знаков химических элементов. Существуют молекулярные и структурные формулы. Молекулярная формула указывает число атомов каждого элемента в молекуле, структурная – показывает порядок соединения атомов.

Химическая реакция– превращение одних веществ в другие. В ходе химических реакций число и вид атомов сохраняется. Атомы не возникают ниоткуда и не пропадают. Поэтому масса веществ до реакции равна массе веществ после реакции (закон сохранения массы, впервые сформулированный русским учёным М.В. Ломоносовым).

Средством описания реакции служит химическое уравнение, например

2H₂O → 2H₂ + O₂

Числа перед формулами называются стехиометрическими коэффициентами (стехиометрия – раздел химии, рассматривающий массовые и объёмные отношения между реагирующими веществами). Коэффициенты определяют количество молекул, участвующих в реакции. Индексы (например, «2» в обозначении H₂) определяют количество атомов элемента в молекуле.

Основные законы химии. Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения массы веществ; постоянства состава; эквивалентов; кратных отношений; объемных отношений; закон Авогадро.

Закон сохранения массы веществ. М.В.Ломоносов в 1756 году теоретически экспериментально обосновал этот закон. В настоящее время он формулируется так: «масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции». В 1789 году французский химик Лавуазье независимо от Ломоносова сформулировал закон с точки зрения атомно-молекулярного учения. При химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего – их количество остается неизменным до и после реакции. Атом имеет постоянную массу, их количество в результате реакции не изменяется, то есть масса веществ до и после реакции остается постоянной. Ломоносов же связал закон сохранения массы с законом сохранения энергии и рассматривал в единстве как всеобщий закон природы.

Закон постоянства состава. Если массы вещества сохраняются, то сохраняется и масса его составных частей. Всякое чистое вещество независимо от способов его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Например, качественный состав воды – водород и кислород; количественный состав воды – водорода 11,11 %, кислорода – 88,89 %.

Закон эквивалентов. Эквивалентом (Э) элемента называется такое массовое количество его, которое соединяется с 1,008 массовым числом водорода (число не целое, так как существуют разные изотопы водорода, отличающиеся своей массой) или 8 массовым частями кислорода или замещает эти количества в соединениях.

Эквивалент хлора (Cl) = 35,5. Хлор соединяется с 1,008 массовым числом водорода. Эквивалент алюминия (Al) = 9, поскольку 9 массовых частей вытесняется из кислоты 1,008 частью массы водорода:

6HCl + 2Al → 2AlCl₃ + 3H₂,

Э = А/В, где А – масса атома, В – валентность элемента.

Э_Al = 27/3 = 9, Э_Са= 40/2 = 20, Э_Na = 23/1 = 23

Закон эквивалентов гласит, что вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Математическое выражение закона эквивалентов: m_A/m_B=Э_А/Э_В, где А и В – виды веществ.

Грамм-эквивалентом называется такое количество граммов вещества, которое численно равна его эквиваленту. Например, грамм-эквивалент алюминия равен 9.

Эквиваленты сложных веществ определяются реакцией, в которой участвует вещество. Для примера рассмотрим реакции:

1. NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O.

Здесь Э H₃PO₄ = 98.

2. H₃PO₄ + NaOH = Na₂HPO₄ + H₂O.

Здесь, Э H₃PO₄ = 49.

3. H₃PO₄ + NaOH = Na₃PO₄ + H₂O.

Здесь Э H₃PO₄ = 32,7.

Из этих реакций видно, что эквивалент сложных веществ – величина не постоянная.

Закон кратных отношений гласит, что если два элемента образуют межу собой несколько соединений, то массовое количество одного элемента, соединяющееся с одним и тем же массовым количеством другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон простых объемных отношений. Простые вещества и химические соединения могут находиться в трех агрегатных состояниях – твердом, жидком, газообразном. Агрегатное состояние определяется температурой, давлением. В результате опытных данных между газообразными соединениями французский ученый Гей-Люссак сформулировал закон: объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам, получающихся газообразных продуктов как небольшие целые числа:

Н₂ + Cl₂ → 2HCl

Соотношение здесь составляет 1 1 2.

Закон Авогадро. Для объяснения простых соотношений между объемами реагирующих газов итальянский ученый Авогадро сформулировал закон: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях температуры и давления содержится одинаковое число молекул. При стандартных условиях один моль газа занимает примерно 22,4 л.

Современная химия изучает также эффекты выделения или поглощения тепловой энергии при химических реакциях. Рассмотрим основные термохимические законы.

Закон Лавуазье–Лапласа: Теплота разложения данного химического соединения на простые вещества численно равна теплоте образования этого соединения из соответствующих простых веществ, но имеет противоположный знак:

Рассмотрим реакции разложения и синтеза газа метана:

СН_4газ → С_графит + 2Н_2газ. Здесь тепловой эффект равен +74,9 кДж/моль, Тепло выделяется.

А в обратном направлении протекает реакция:

С_графит + 2Н_2газ → СН_4газ. Здесь тепловой эффект равен -74 ,9 кДж/моль. Тепло поглощается.

Тепловой эффект образования 1 моля вещества из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях, называют теплотой образования (энтальпией) данного соединения и обозначают ΔН_обр.. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25 градусам по шкале Цельсия (298К) и 1,013 · 10⁵ Па (1 атм.) и обозначают Δ Н⁰_298. Эти величины даются в справочниках.

Энтальпия и внутренняя энергия образования простых веществ принимаются равными нулю. Химические уравнения, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими.

Закон Гесса: Тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода, то есть, от числа промежуточных стадий.

Современная химия включает два основных раздела – неорганическая химия и органическая химия.

Контрольные вопросы:

1. Что такое вещество?

2. Что такое химический элемент?

3. Назовите основные законы химии.

4. Что такое энтальпия?

Рекомендуемая литература:

1. Идлис Г.М. Космический - солнечный - пульс Жизни и Разума: Всему свое время: Концепции современного естествознания. Москва, ЛКИ, 2008 – 216 с.ISBN: 978-5-382-00672-7.

2. Каменев А.С. Современное естествознание: Понятия, термины, персоналии: Учебное пособие для студентов вузов. Москва, Вузовская Книга, 2006 – 716 с. ISBN: 5-9502-0150-7.

Интернет ресурсы:

1. http://sci-lib.com/chemistry - новости о химии.

2. http://www.chemistry-expo.ru/ - выставка «Химия».