Автор работы: Пользователь скрыл имя, 28 Февраля 2013 в 13:19, курс лекций
Лекция 1. Основные законы и понятия химии
Важнейшей и интереснейшей частью современного естествознания является химия - наука о веществах, их свойствах и превращениях их друг в друга.
Предметом химии являются вещества, из которых состоит окружающий нас мир.
Превращения одних веществ в другие принято называть химическими реакциями (химическими явлениями).
КРАТКИЙ КУРС ОБЩЕЙ ХИМИИ
Лекция 1. Основные законы и понятия химии
Важнейшей и интереснейшей частью современного естествознания является химия
наука о веществах, их свойствах и превращениях их друг в друга.
Предметом химии являются вещества, из которых состоит окружающий нас мир.
Превращения одних веществ в другие принято называть химическими реакциями (химическими явлениями).
Все химические вещества состоят из частиц, классификация которых в химии (и физике!) достаточно сложна; химические превращения связывают прежде всего с такими частицами, как атом, молекула, ядро, электрон, протон, нейтрон, атомные и молекулярные ионы, радикалы. Свойства атома и характер его взаимодействия с другими атомами достаточно просто и достаточно точно можно объяснить моделью, в соответствии с которой атом состоит из определенного числа протонов р, нейтронов n и электронов е.
Атом - электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра (образованного протонами и нейтронами) и электронов.
Хотя атомы образуются при взаимодействии всего лишь трех типов элементарных частиц, при их сочетании возникает большой набор разнообразных устойчивых или неустойчивых (радиоактивных!) систем.
При этом выяснилось, что всю совокупность образовавшихся таким образом атомов легко классифицировать всего лишь по одному параметру - заряду ядра Z.
Определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым зарядом ядра, называется химическим элементом. Каждый элемент имеет свое название и свой символ, например элементы гелий Не, медь Си, фосфор Р и т.д..
Наименование и символы элементов — химическая азбука, позволяющая описать состав любого вещества химической формулой,
Следующей, более сложной после атома частицей может рассматриваться молекула.
Молекула — это электронейтральная наименьшая совокупность атомов, образующих определенную структуру посредством химических связей.
Молекулы могут содержать атомы только одного элемента, например молекула кислорода содержит два атома кислорода и описывается формулой О2, молекула озона состоит из трех атомов кислорода — О3, молекула белого фосфора — из четырех атомов фосфора Р4, молекула брома — из двух атомов Вг2 и т. д.; такие вещества называют простыми веществами.
Cпособность того или иного элемента существовать в виде различных простых веществ, отличающихся по свойствам получила название аллотропии. Упомянутые выше аллотропные формы элемента кислорода отличаются числом атомов в их молекулах. Аллотропные формы элемента углерода — алмаз, графит и карбин отличаются строением их кристаллических решеток.
Вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов, называют сложными веществами, или химическими соединениями, например оксид водорода (вода) Н2О, азотная кислота HNO:j, глюкоза С6H12О6 и т. д.
Наличие химических формул для всех веществ позволяет изображать химические реакции посредством химических уравнений. В таблице 1.1 приведены основные типы химических реакций.
Наиболее характерными признаками химической реакции являются следующие внешние изменения реакционной среды: 1) выделение газа; 2) образование осадка; 3} изменение окраски; 4) выделение или поглощение энергии (теплоты).
Таблица 1.1. Типы химических реакций
Реакция |
Общая схема |
Примеры реакций, протекающих без изменения степени окисления элементов |
Примеры окислительно-воcстановительных реакций |
Соединения |
А+ В = АВ |
СаО + СО2 = СаС03 C2H4+HBr= C2H5Br |
2H2+O2 = 2H20 4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O |
Разложения |
АВ = А+ В |
СаСО, = СаО + СО2 C2H5Br = C2H4 + HBr |
2H2O = 2H2 +O2 Hg(N03)2 = Hg + 2NO2 + O2 |
Замещения |
АВ + С= АС+ В |
— |
Zn + CuS04 = Cu + ZnSO4 Cu +4 HN03 = Cu(N03)2 + 2NO2 +2H20 |
Обмена (обменного разложения) |
АВ + CD = AD+ CB |
СаО + 2HC1 =CaCl2 +H2O BaCl2 + H2SO4 = BaS04 + 2HCI |
— |
Основные стехиометрические законы химии. Атомно-молекулярное учение и основополагающие законы.Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление трех основных стехиометрических законов:
1. Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов, 1748 — 1756 гг.; Л. Лавуазье, 1777 г.): Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции,
2. Закон постоянства состава (Ж. Л. Пруст, 1801 г.): Каждое чистое соединение независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же состав.
3. Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.): В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул.
Важным следствием из закона Авогадро является утверждение; при одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объемы.
В частности, при нормальных условиях (н. у.) — при температуре Т = 273 К (О °С) и давлении Р = 101,325 кПа (1 атм, или 760 мм рт. ст.) — любой газ, количество которого равно 1 моль, занимает объем 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа при н. у.
Установление первых двух стехиометрических законов позволило приписать атомам химических элементов строго определенную массу. Значения масс атомов, выраженные в стандартных единицах, массы (абсолютная атомная масса MА), очень малы, поэтому применять их в повседневной практике крайне неудобно. Например, масса атома углерода равна: mА(С) = 1,99 • 10-23 г = 1,99 • 10-26 кг. Тоже относится к значениям масс молекул (абсолютная молекулярная масса обозначается mм), например, масса молекулы воды составляет: mм (H20) = 2,99 • 10-23 г = 2,99 • 10-26 кг.
Поэтому для удобства введено понятие об относительной массе атомов и молекул.
Относительной атомной массой элемента называют отношение абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа углерода 12С. Обозначают относительную атомную массу элемента символом Ar, где r — начальная буква английского слова relative (относительный). Соответственно, относительной молекулярной массой Мr называют отношение абсолютной массы молекулы к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Величины Ar и Мr являются безразмерными.
Таким образом, мерой
относительных атомных и молеку
Абсолютные и относительные массы связаны простыми соотношениями: mА= Ar • 1 а.е.м., mм = Мr • 1 а.е.м.
Кроме рассмотренных величин (mA, Ar, mм, Мr) в химии чрезвычайное значение имеет особая величина — количество вещества, которое определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов или других частиц) этого вещества. Оно обозначается обычно v и выражается в молях (моль). Моль — это единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 12 г углерода, состоящего только из изотопа 12С.
Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и учитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится понятие молярной массы вещества. Молярная масса М вещества представляет собой отношение его массы к количеству вещества: М = m/ν, где m — масса в граммах, ν — количество вещества в молях, М — молярная масса в г/моль — постоянная величина для каждого данного вещества. Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента.
Определение моля базируется на числе структурных единиц, содержащихся в 12 г углерода. Установлено, что данная масса углерода содержит 6,02 • 1023 атомов углерода. Следовательно, любое вещество количеством 1 моль содержит 6,02 • 1023 структурных единиц (атомов, молекул, ионов). Число частиц 6,02 • 1023 называется числом Авогадро, или постоянной Авогадро, и обозначается NA = 6,02•1023 моль-1.
Из закона Авогадро следует, что два различных газа одинаковых объемов при одинаковых условиях, хотя и содержат одинаковое число молекул, имеют неодинаковые массы; масса одного газа во столько раз больше массы другого, во сколько раз относительная молекулярная масса первого больше, чем относительная молекулярная масса второго, т. е. плотности газов относятся как их относительные молекулярные массы: ρ 1 / ρ 2 = Mrl/Mr2 = Di, где ρ — плотность газа (г/л), Мr— относительная молекулярная масса, Di — относительная плотность одного газа по другому, i — индекс, указывающий формулу газа, по отношению к которому проведено определение.
Независимая оценка значения молекулярной массы М может быть выполнена с использованием так называемого уравнения состояния идеального газа или уравнения Клапейрона— Менделеева:
где р — давление газа в замкнутой системе, V — объем системы, т — масса газа, Т — абсолютная температура, R — универсальная газовая постоянная.
Значение постоянной R может быть получено подстановкой величин, характеризующих один моль газа при н. у., в уравнение (1.1):
R = (pV)/(vT) = (101,325 кПа • 22,4л)/(1 моль • 273 К) = 8,31 Дж/(моль • К).
При решении тех или иных задач (в зависимости от размерности величин, которыми приходится оперировать) могут использоваться и другие численные значения R = 0,082 атм. • л/(моль • К) = 1,985 (кал/моль - К).
Основные химические представления, рассмотренные выше, формировались на протяжении многих столетий и окончательно были сформулированы и приняты на первом Международном съезде химиков, состоявшемся в Карлсруэ (Германия) и 1860 г.
Лекция 2. Строение вещества
Строение атома. Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых, элементов, названное радиоактивностью (Л. Беккерель, П. Кюри и М. Склодовской-Кюри). Последовавшее за этим установление природы -α, -β и γ-лучей, образующихся при радиоактивном распаде и открытие ядер атомов диаметром 10-6 нм, занимающих незначительную долю объема атома (Э, Резерфорд), определение заряда электрона (Р. Милликен) и доказательство дискретности его энергии в атоме (Дж. Франк, Г. Герц), открытие того факта, что заряд ядра равен номеру элемента (Г. Мозли), и, наконец, открытие протона (Э. Резерфорд) и нейтрона (Дж. Чедвик) позволили предложить модель строения атома.
Планетарная модель Резерфорда. 1.В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома; 2.Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.); 3.Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу; 4.Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.
Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами ил трех фундаментальных параметров:
А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями:
Z=A-N, N =А- Z, A = Z + N.
Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.
Данная модель строения атома оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных. Но эта модель сразу же обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к нарушению равновесия между электроном и ядром. Электрон, постепенно теряя свою энергию, должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов неизбежно упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было (все наблюдаемые явления говорят как раз об обратном), отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.
Модель Бора. В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. При этом Бор не отбрасывал полностью старые представления о строении атома: как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца, однако в основу новой теории были положены два необычных предположения (постулата):
1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по Произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам. Радиус орбиты и скорость электрона связаны квантовым соотношением Бора:
где m — масса электрона, n — номер орбиты, ћ — постоянная Планка (h = 1,05 •10-34 Дж • с).
2. При движении по этим орбитам электрон не излучает и не поглощает энергию.