Учебно-методический комплекс дисциплины «Химия» для специальности 5В072700 — «Технология продовольственных продуктов» для специальности 5В072800 — «Технология перерабатывающих производств» (стр. 3 )

Способность вещества участвовать в тех или иных химических реакциях характеризует его химические свойства.

Простое вещество состоит из атомов одного и того же химического элемента.

Химические соединения состоят из атомов нескольких элементов.

  2 Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами.

  Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон постоянства состава: всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой.

  Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.

Например, в условной реакции  А + 2В = 3С + Д

mА :  mВ : mС : mД = ЭА : ЭВ : ЭС : ЭД,

где m – масса веществ, а Э – молярная масса эквивалентов.

  Другими словами можно сказать, что вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах. Один эквивалент одного вещества всегда взаимодействует с одним эквивалентом другого.

  Эквивалент – реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким–либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно–основных реакциях или одному электрону в окислительно–восстановительных реакциях.

При использовании понятия «эквивалент» всегда необходимо указывать, к какой ионной реакции оно относится.

  3  Законы газового состояния

Закон объемных отношений (Гей–Люссака): при неизменных температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Закон Авогадро: в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (Т, р) содержится равное количество молекул.

Следствия из закона Авогадро:

  1.При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

  2.При н. у. 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л (молярный объем газа,  л/моль).

  3.Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молекулярных масс:

где m1 и m2 – массы, а и – молекулярные массы первого и второго газов.

- относительная плотность первого газа по второму.

Тогда 

Объединенный газовый закон:

р0 = 101325 Па,  Т0 = 0  єС  (273,15 К),

где р0, V0, Т0 – соответственно давление, объем, температура при н. у.; р, V, Т – те же параметры данного количества газообразного вещества при других условиях.

Для 1 моль любого газа при н. у.:  - универсальная газовая постоянная. 

R = 8,314 Дж/(моль⋅К), Для 1 моля газа тогда имеем: 

Это уравнение состояния идеального газа.

Если количество газа другое, то получим уравнение Менделеева – Клапейрона:

  (n – число молей данного вещества).

Закон парциальных давлений: общее давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих  смесь:

где р – общее давление; р1, р2 … - парциальные давления газов 1,  2 …

Парциальное давление газа в смеси – давление, которое  производило бы это же количество данного газа, если бы он один занимал при этой же температуре весь объем, занимаемый смесью.

Основные понятия, которые необходимо знать после изучения материала данной лекции: вещество, моль, эквивалент, эквивалентная масса, закон эквивалентов, закон Авогадро, парциальное давление, закон парциальных давлений.

Вопросы для самоконтроля

Что называется молекулярной массой вещества? В каких единицах он выражается? Каково соотношение между атомной единицей массы и граммом? Что называется молем? Какое количество молекул вещества содержится в одном моле? Сформулируйте закон эквивалента. Что называется относительной плотностью газа?

Рекомендуемая литература: 1. , Неорганическая химия,2012 с.17-26;

2. Задачи и упражнения по общей химии,1988,с.7-23;

3. Общая и неорганическая химия, 1997, с.

Модуль 2. Строение атома.

Лекция №2. Строение атома и систематика химических элементов.

  1.Модели строения атома: модели Томсона, Резерфорда, Бора.

  2.Квантово-механическая модель строения атомов: атомные орбитали, квантовые числа, принцип Паули, правила Хунда и Клечковского.

  3.Строение атомных ядер и изотопов. Ионы, энергия ионизации и сродство к электрону.

  4.Структура периодической системы элементов. Периодичность свойств химических элементов.

  1 Модели строения атома: модели Томсона, Резерфорда, Бора.

  Долгое время в науке господствовало мнение, что атомы не делимы. Однако в конце ЧЙЧ – начале ЧЧ века был установлен ряд фактов свидетельствующих о сложном составе атомов. Сюда относятся открытие электрона, а также открытия и изучение радиоактивности. Изучение радиоактивности подтвердило сложность состава атомов. Теперь встал вопрос о строении атома, о его внутренней структуре. Согласно модели предложенной в 1903 году Томсоном атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атому и электрона колеблющегося внутри этого заряда. Для проверки гипотезы Томсона и более точного определения внутреннего строения атома Резерфорда провел серию опытов по рассеянию б-частиц тонкими металлическими пластинками. По результатам этих опытов в 1911 году Резерфорд предложил схему строения атома. Согласно этой схеме атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточено преобладающая часть массы атома и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электрона, следовательно, атом в целом электронейтрален. Модель Резерфорда в некоторых отношениях противоречива твердо-установленным фактам. В настоящее время существует две модели структуры атома: 1 – модель Бора; 2 – квантово-механическая модель строения атома. Согласно теории Бора электроны в атоме вращаются вокруг ядра не по любым, а только по определенным круговым орбитам, соответствующим разным значениям энергии. Он утверждал, что энергия электрона изменяется скачками, то есть энергетические состояния электронов в атоме квантованы. Энергия электроны вращающегося вокруг ядра зависит от радиуса орбиты. Электрон обладает минимальной энергией, находясь на ближайшей к ядру орбите. При поглощении кванта энергии электрон переходит на менее стабильный уровень с более высокой энергией. При этом энергия атома увеличивается, и он перейдет в возбужденное состояние. Переход электрона в обратном направлении приведет к уменьшению энергии атома и освобождению поглощенной им энергии. Бор пронумеровал уровни энергии электрона, также обнаружил, что на разных энергетических уровнях может находиться разное количество электронов: 1 уровень содержит до 2 электронов; 2 уровень - до 8 и т. д. Теория Бора хорошо подходила для простых атомов, например водород, но не для атомов с более сложной структурой.

  2 Квантово-механическая модель строения атома: атомные орбитали, квантовые числа, принцип Паули, правила Хунда и Клечковского.

В 20-х годах ЧЧ века появилась новая теория строения атомов, основанная на представлениях квантовой механики – квантово-механическая модель атома. В основу этой модели положена квантовая теория, согласно которой электрон имеет двойственную природу, т. е. обладает свойствами частицы и также волны. Следовательно, нельзя говорить о какой-либо определенной траектории движения электрона. Можно лишь судить о той или иной вероятности пребывания его в данной точке пространства - это принцип неопределенности. По современным представлениям состояние электрона в атоме описывается с помощью 4 чисел, которые называются квантовыми.

n – описывает среднее расстояние от орбитали до ядра, а также энергетическое состояние электрона находящегося в атоме. n может принимать положительные целочисленные значения. Чем больше значение n, тем выше энергия электрона и больше размер электронного облака. Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением n, образуют в атоме электронные облака одинакового размера, которые называются электронными оболочками.

l – также называется побочным и описывает форму орбитали, которая зависит от n. l может принимать целочисленные значения от 0 до n-1. Например, при n=3 возможны l=0,1,2. Орбитали имеющие одинаковые значения n, но разные значения l принято называть энергетическими подуровнями. Энергетические подуровни обозначаются разными буквами.