Законы химии Цели модуля : Систематизировать и обобщить знания об основных понятиях и законах химии

Вид материала

Закон

Содержание Основные понятия и законы химии Основные понятия химии Химические явления II. Атомно - молекулярное учение. III. Понятия химии Химический элемент Химическая формула Простые вещества образованы атомами одного элемента Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа Относительная атомная масса (Ar) Относительная молекулярная масса (Mr) Количество вещества, моль Молярная масса Молярная масса вещества Тест к 1 лекции Лабораторная работа № 1 Классификация химических реакций Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ Классификация реакций по фазовым признакам ... Полное содержание

Подобный материал:

• Всего часов, 159.54kb.
• Проведения недели химии, 416.04kb.
• Урок за курс химии 8-11 класса Тема: «Обобщение и систематизация знаний за курс химии, 164.62kb.
• Конспект открытого урока. Организация интегрированной деятельности на уроках химии, 104.51kb.
• Пояснительная записка цели и задачи. Изучение химии в основной школе направлено, 1762.8kb.
• План урока: Организационный момент. Постановка целей и задач урока. Изучение нового, 125.08kb.
• Нашего урока «Эл ток в жидкостях. Электролиз», 118.58kb.
• Основные законы и понятия химии, 396.24kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) Технологии обучения химии, 282.52kb.
• Учреждение образования, 74.15kb.

Модуль № 1 Основные понятия и законы химии

Цели модуля: Систематизировать и обобщить знания об основных понятиях и законах химии.

Задачи:

1. Знать основные положения атомно-молекулярного учения, понятия: атом, молекула, химический элемент, простые и сложные вещества, химический элемент, аллотропия и уметь их применять.
   
2. Уметь определять относительные атомные массы, вычислять относительные молекулярные массы, молярные массы и количество вещества.
   
3. Уметь составлять уравнения реакций и определять их тип.
   
4. Знать основные законы химии.
   
5. Уметь решать задачи, используя полученные знания.
   

	Тема	Всего часов	Теория	Прак-тика	Материалы
	1. Основные понятия и законы химии	10	6	4
№1	Предмет и задачи химии. Атомно – молекулярное учение. Основные понятия в химии. Химические элементы. Простые и сложные вещества. Аллотропия. Химические знаки, формулы. Относительная атомная масса. Относительная молекулярная масса. Химические формулы и расчеты по ним. Моль. Молярная масса. Расчеты, связанные с понятиями «масса вещества», «количество вещества». Число Авогадро.	3	1	2	Лекция № 1, тест № 1, лабораторная работа № 1
№2	Химические уравнения реакций. Классификация химических реакций.	2	1	1	Лекция № 2, тест № 2
№3	Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава вещества. Нахождение формулы вещества по результатам анализа. Вывод простейших и молекулярных формул вещества. Газовые законы. Закон Авогадро. Расчеты, связанные с понятиями «молярный объем газа», «относительная плотность газа».	3	1	2	Лекция № 3, лабораторная работа № 2
№4	Решение задач. Расчеты, связанные с понятиями «массовая доля», «объемная доля». Расчеты по химическим уравнениям.	2		2	Контрольная работа

Основные понятия и законы химии

Цель блока: Обобщить и систематизировать знания об основных понятиях и законах химии.

Гёте: « Просто знать - ещё не всё, знания нужно уметь использовать».

Лекция 1

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

План лекции:

1. Предмет химии.
   
2. Атомно - молекулярное учение.
   
3. Основные понятия химии.
   

I. Предмет 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. Вещество - это любая совокупность атомов и молекул.

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.

II. Атомно - молекулярное учение. (1741 г. М.В.Ломоносов)

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

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

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

III. Понятия химии

Атом - наименьшая частица элемента в химических соединениях (определение 19-го века). Современное определение: атом - это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами (определение 19-го века). Современное определение: молекула - это наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей.

Все химические элементы обозначают символами по их латинским названиям (углерод - С от слова Carboneum). Состав соединений обозначается с помощью химических формул, которые состоят из символов элементов и подстрочных индексов, указывающих число атомов данного элемента в составе молекулы. Химические формулы газообразных веществ отражают состав молекулы, а формулы твердых и жидких веществ, как правило, описывают простейшее соотношение атомов элементов в веществе.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 117 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

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.

Вещества делятся на индивидуальные вещества (химические соединения), образованные молекулами или атомами одного сорта, и смеси, состоящие из нескольких индивидуальных веществ, не взаимодействующих друг с другом.

Индивидуальные вещества делятся на простые и сложные.

Простые вещества образованы атомами одного элемента (кислород О₂, водород Н₂); сложные вещества образованы атомами разных элементов (этанол С₂Н₅ОН, вода Н₂О).

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Аллотропия может быть обусловлена:

1. Различным содержанием атомов в молекуле (элемент кислород образует два простых вещества – О₂ – «кислород», О₃ – «озон»)
   
2. Различным кристаллическим строением (углерод образует алмаз (тетраэдрическое строение), графит (гексагональное), карбин (линейное);
   
3. Сочетанием факторов 1 и 2 (например, элемент фосфор существует в виде белого фосфора (Р₄); красного фосфора (Р_2п); черного или фиолетового). Сера образует аллотропные модификации – кристаллическая, пластическая, моноклинная, серный цвет.
   

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

m (Mg) = 24·1,66057 · 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.

Mr = mr / (1/12 mа(¹²C))

m_r - масса молекулы данного вещества;

m_а(¹²C) - масса атома углерода ¹²C.

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

Примеры. Mr(B₂O₃) = 2 · Ar(B) + 3 · Ar(O) = 2 · 11 + 3 · 16 = 70

Mr(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 (N_A). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 · 10²³. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль^-1).

Пример .

Задача № 1. 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 N_A

N(s) = n(s) · N_A = 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 = N_А · m_{(1 молекула)} = N_А · M_г · 1 а.е.м. = (N_А · 1 а.е.м.) · M_г = M_г

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.

Пример.

Задача № 2. В какой массе оксида кальция содержится 1,6 г кальция?

Дано: m(Са) = 1,6 г.

Найти: m(СаО).

Решение.

1. Находим относительную молекулярную массу оксида кальция:

М(СаО) = 56 г/моль

2. Вычисляем, в какой массе оксида кальция содержится 1,6 г кальция:

56 г СаО содержится 40 г Са

Х г СаО содержится 1,6 г Са

56 : X = 40 : 1,6

X = 56 · 1,6/40 = 2,24 г.

Ответ. 1,6 г содержатся в 2,24 г СаО.

Тест к 1 лекции

1. Молекула – это …

А) любая совокупность атомов.

Б) наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

В) наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Г) электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.


2. Химическая формула – это …

А) вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек.

Б) условная запись состава вещества с помощью химических знаков и индексов.

В) структуры, образованные молекулами или атомами одного сорта.

Г) атомы элементов, соединенные между собой в определенном соотношении.


3. Отметьте не правильное утверждение:

а) химический элемент обозначается химическим символом;

б) химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра;

в) некоторые химические элементы получены искусственно;

г) в земной коре наиболее распространен элемент кремний.


4. Укажите, где перечислены все сложные вещества:

а) уксусная кислота, магний, вода;

б) сера, барий, оксид углерода;

в) гидроксид натрия, оксид углерода, соляная кислота;

г) свинец, водород, хлорид серебра.


5. При каких процессах протекает химическая реакция:

а) фильтрование;

б) перегонка нефти;

в) испарение воды;

г) полимеризация этилена.


6. Укажите единицу измерения количества вещества:

а) г; б) кг; в) а.е.м.; г) моль.


7. Отметьте не правильные утверждения.

Относительная атомная масса:

а) показывает, во сколько раз масса атома больше 1/12 части массы изотопа углерода

б) имеет размерность г/моль;

в) безразмерная величина;

г) приведена в Периодической системе элементов.


8. Укажите массу атома углерода:

а) 12 а.е.м; б) 6 г; в) 12г, г) 6 а.е.м


9. Отметьте правильные утверждения. Постоянная Авогадро:

а) показывает число структурных единиц в 1г вещества;

б) показывает число структурных единиц в 1 моле вещества;

в) не имеет размерности

г) равна 22,4 л.


10. Укажите массы или объемы соединений, в которых содержится 1 моль вещества:

а) 22,4 л Са

б) 98 г ВаО

в) 40 г NaOH;

г) 26 г Н₂О


11. Укажите формулы аллотропных модификаций элемента кислорода:

а) О₂; О₃

б) О₃; СО

в) К₂О, О₂

г) N0, Р₂О₅


12. Укажите молекулу, которая имеет наибольшую массу:

а) Н₂СО₃, б) СО; в) Н₃РО₄, г) СаСО₃


Лабораторная работа № 1

Решите задачи по теме:

Относительная атомная и молекулярные массы, молярная масса и количество вещества.

1. 
   Пользуясь периодической системой химических элементов Д. И. Менделеева, укажите относительные атомные массы алюминия, хлора, натрия, кислорода, азота.
   
2. Вычислите относительную молекулярную массу карбоната кальция, сульфата магния, нитрата серебра.
   
3. Какую массу имеет гидроксид алюминия количеством вещества 0,5 моль.
   
4. Какое количество вещества соответствует 14,2 г сульфата натрия.
   
5. Вычислите массу кальция в 0,25 моль карбоната кальция.
   
6. Относительная атомная масса серебра равна 108. Определите массу одного атома серебра в граммах.
   
7. Сколько молекул содержится в 6,8 г сероводорода. Вычислите массу одной молекулы Н₂S.
   

Образцы решения задач представлены в лекции № 1.

Отчет о выполнении работы представить в виде развернутого решения.


Лекция № 2.

КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ


Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

План лекции:

1. Химическая реакция.
   
2. Классификация химических реакций.
   

Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях. Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями. При химических реакциях число атомов каждого элемента сохраняется. Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями. Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части - веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.

Индекс


2Са + О₂ = 2СаО


коэффициенты

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или "под") знаком равенства.

эл.ток

2Н₂О = 2Н₂ + О₂

Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.


В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

5. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом - выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0):

С +О₂ = СО₂ + Q

и эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом - поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H>0):

N₂ +О₂ = 2NО - Q.

Такие реакции относят к термохимическим.


Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.

Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ

1. Реакции соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

A + B + C = D

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl₂ + Сl₂ = 2FеСl₃.


2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

t^o

CuSO₄*5H₂O = CuSO₄ + 5H₂O

t^o

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

t^o

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O.

К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления:

t^o

2SO₃ = 2SO₂ + O₂.

t^o

4HNO₃ = 2H₂O + 4NO₂ + O₂.

t^o

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂,

t^o

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга:

С₁₈H₃₈ = С₉H₁₈ + С₉H₂₀,

или дегидрирования

C₄H₁₀ = C₄H₆ + 2H₂.


3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe₂O₃ = 2Fе + Аl₂О₃,

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂,

2КВr + Сl₂ = 2КСl + Вr₂,

2КСlO₃ + l₂ = 2KlO₃ + Сl₂.

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО₃+ SiO₂ = СаSiO₃ + СО₂,

Са₃(РО₄)₂ + ЗSiO₂ = ЗСаSiO₃ + Р₂О₅,

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена:

СН₄ + Сl₂ = СН₃Сl + НСl.


4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами - оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

AgNО₃ + КВr = АgВr + КNО₃,

СrСl₃ + ЗNаОН = Сr(ОН)₃ + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена - реакции нейтрализации:

НСl + КОН = КСl + Н₂О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО₃ + НСl = NаСl + Н₂О + СО₂↑,

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃↓ + 2Н₂О,

СН₃СООNа + Н₃РО₄ = СН₃СООН + NаН₂РО₄.


Классификация реакций по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

1. Газовые реакции

t^o

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

2. Реакции в растворах

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н₂О(ж)

3. Реакции между твердыми веществами

t^o

СаО(тв) +SiO₂(тв) = СаSiO₃(тв)


Классификация реакций по числу фаз.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

1. Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах .
   

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

2. Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:
   

газожидкофазные реакции

CO₂(г) + NaOH(p-p) = NaHCO₃(p-p).

газотвердофазные реакции

СO₂(г) + СаО(тв) = СаСO₃(тв).

жидкотвердофазные реакции

Na₂SO₄(р-р) + ВаСl₃(р-р) = ВаSО₄(тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО₃)₂(р-р) + Н₂SО₄(р-р) = СО₂(r)↑ +Н₂О(ж) + СаSО₄(тв)↓.


Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

А + В ↔ АВ.

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:

СН₃СООН + С₂Н₅ОН ↔ СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО₃ → 2КСl + ЗО₂↑,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С₆Н₁₂О₆ + 6О₂ → 6СО₂ + 6Н₂О.


Тест к лекции № 2

1. В уравнении реакции между гидроксидом натрия и оксидом углерода (IV ) коэффициент перед формулой образующейся соли равен
   

1. 1 2) 2 3) 3 4) 4
   

2. Сумма коэффициентов в уравнении реакции между натрием и водой равна
   

1. 7 2) 5 3) 6 4) 4
   

3. Сумма коэффициентов в уравнении реакции между оксидом кальция и водой равна
   

2. 6 2) 5 3) 3 4) 4
   

4. Признаком химической реакции кальция с кислородом является
   

1. растворение осадка
   
2. выделение газа
   
3. выделение теплоты и света
   
4. появление резкого запаха
   

5. В уравнении химической реакции, схема которой
   

С₆Н₆ + О₂ = Н₂О + СО₂, коэффициент перед формулой воды равен

1. 6 2) 9 3) 12 4) 15
   

6. Какое уравнение реакции соответствует реакции обмена?
   

1. Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂
   
2. 2Na + H₂O = 2NaOH + H₂
   
3. K₂O + 2HCI = 2KCI + H₂O
   
4. Cu(OH)₂ = CuO + H₂O
   

7. К реакциям соединения относится
   

1. 2AI + Fe₂O₃ = AI₂O₃ + 2Fe
   
2. 2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O
   
3. CrCI₃ + 3NaOH = Cr(OH)₃ + 3NaCI
   
4. 2FeCI₂ + CI₂ = 2FeCI₃
   

8. Какое уравнение реакции соответствует реакции замещения?
   

1. CuO + 2HCI = CuCI₂ + H₂O
   
2. CI₂ + CO = COCI₂
   
3. Fe + 2AgNO₃ = Fe(NO₃)₂ + 2Ag
   
4. H₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O
   

9. Какое уравнение реакции соответствует реакции разложения?
   

1. СаСО₃ = СаО + СО₂
   
2. CuCI₂ + Mg = Mg CI₂ + Cu
   
3. N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃
   
4. H₂O + Na₂O = 2NaOH
   

10. Окислительно-восстановительной не является реакция
    

1. СаСО₃ = СаО + СО₂
   
2. 4KCIO₃ = KCI + 3KCIO₄
   
3. NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O
   
4. H₂S = S + H₂
   

Лекция 3

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

План лекции:

1. Закон сохранения массы.
   
2. Закон постоянства состава.
   
3. Газовые законы.
   

Закон сохранения массы (М. Ломоносов, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникнуть из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции. Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и хлора должно образоваться столько молекул НС1, чтобы число атомов водорода и хлора осталось равным двум, т.е. две молекулы:

Н₂ + С1₂ = 2НС1

И, поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции.

Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для составления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно производить расчеты по химическим уравнениям.

Примеры решения задач:

Задача № 1. Определите массу иода, который потребуется для получения иодида алюминия массой 61,2 г.

Решение: Записываем уравнение реакции:

2 АI + 3J₂ = 2AI J₃

Рассчитываем количество вещества иодида алюминия, которое требуется получить: n(AIJ₃)=m(AIJ₃)/ M(AIJ₃ );

n (AIJ₃) = 61,2/408 = 0,15Моль.

Из уравнения реакции следует: для получения 2 моль AIJ₃ требуется 3 моль J₂, т.е.

n (AIJ₃) / n(J₂) = 2/3.

Отсюда получаем

n(J₂) = 3/2 n (AIJ₃); n(J₂) = 3/2* 0,15 моль = 0,225 моль.

Рассчитываем массу иода, которая требуется для осуществления процесса: m (J₂) = n(J₂)* M(J₂); m(J₂) = 0,225* 254 = 57,15 г.


Существует ряд частных законов химии, которые имеют ограниченную область применения.

- Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения.

Рассмотрим, например, состав оксида углерода (IV) - СО₂. Он состоит из углерода и кислорода (качественный состав). Содержание углерода в СО₂ 27,27%, кислорода – 72,73% (количественный состав) . Получить углекислый газ можно многими способами: синтезом из углерода и кислорода, из оксида углерода (II) и кислорода, действием кислот на карбонаты и др. Во всех случаях чистый оксид углерода (IV) будет иметь приведенный выше состав независимо от способа получения.

Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.

Однако, известны соединения переменного состава, для которых закон Пруста несправедлив, например сверхпроводники и другие вещества немолекулярного строения.

В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.

Состав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с ионной, атомной и металлической решеткой) не является постоянной и зависит от условий получения.

Примеры решения задач.

Расчеты по химическим формулам - нахождение массовой доли элементов b и массовое отношение химических элементов по химической формуле в сложном веществе. Типовые задачи и решения

Задача № 2. Вычислите массовые доли химических элементов в гидроксиде кальция.

W(эл-та) = n Ar (эл-та)/ Мr (вещ-ва)*100%

Мr(Са(ОН)₂)= 74

W(Ca)= 40/74*100=54,05%

W(O)=2*16/ 74*100=43,24%

W(H)= 100 – (54,05 + 43,24)=2,71%

Задача № 3. Вычислите массовое отношение химических элементов в карбонате кальция.

Решение.

1. Находим относительную молекулярную массу карбоната кальция:

Мr(СаСО₃) = 40 + 12 + 3*16 = 100

2. Находим отношение масс атомов кальция, углерода и кислорода:

Са : С : О = 40 : 12 : 48 = 10 : 3 : 12.

Ответ. Отношение масс кальция, углерода и кислорода равно 10 : 3 : 12.


Решающую роль в доказательстве существования атомов и молекул сыграли газовые законы.

Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808): объемы газов, вступающих в реакцию, а также объемы газообразных продуктов реакции, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Например, 1л хлора соединяется с 1 л водорода, образуя 2 л хлороводорода:

Н₂ + С1₂ = 2НС1 .

Закон Авогадро - в равных объемах любых газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.


Закон Авогадро является следствием уравнения Клапейрона - Менделеева:

pV = nRT или pV = m/M *RT

где Р - давление газа, V - его объем, - количество газа (в молях), R - универсальная газовая постоянная, Т - абсолютная температура, m - масса газа, М - его молярная масса.

Численное значение R зависит от размерности давления (объем газов, как правило, выражают в литрах). Если [Р] = кПа, то R = 8,314 Дж/(моль*К); если [Р] = атм, то R = 0,082 л*атм/(моль*К).

Нормативные условия для газов: = 101,325 кПа = 1 атм, = 273,15 К = 0 °С.

При нормальных условиях объем одного моля газа равен: Vm= 22,4 л/моль

Количество газа при нормальных условиях рассчитывают по формуле:

n = V/Vm

При произвольных условиях количество газа рассчитывают по уравнению Клапейрона - Менделеева:

pV = nRT или pV = m/M *RT .

Вспомним, что кислород собирают в сосуд путем вытеснения воздуха, т.к. он немного тяжелее воздуха, а водород собирают в перевернутую вверх дном пробирку, т.к. он в 14,5 раза легче воздуха. А как это определено? Как узнать, легче или тяжелее один газ другого? Сравним эти газы по плотности.

Формула для определения плотности газов т.е. отношение массы к объему вещества (г/л).

p= m/V

Относительная плотность газов - безмерная величина, показывающая, во сколько раз плотность одного газа больше (или меньше) плотности другого. Во сколько раз масса первого газа объемом 1 л больше массы второго газа объемом 1 л, во столько раз первый газ тяжелее второго. А поскольку любой газ объемом 1 л содержит одинаковое число молекул, то, во сколько раз одна молекула первого газа тяжелее одной молекулы второго газа, такова будет относительная плотность первого газа по второму, т.е.

Плотность газа В по газу А определяется следующим образом:

D = M_B / M_A , где M_B – молярная масса газа В, M_A – молярная масса газа А.

D - относительная плотность газов, внизу которой подписывают формулу газа, по отношению к которому находится плотность данного газа.

Пример. Задача № 4. Рассчитать относительную плотность кислорода по водороду.

Для решения задачи необходимо рассчитать молярные массы водорода и кислорода:

М (Н₂) = 2 г/моль

М(О₂) = 32 г/моль

D_(Н2) = М(О₂) / М (Н₂) ; D_(Н2) = 32/2= 16

Ответ. Относительная плотность кислорода по водороду равна 16.


Лабораторная работа № 2.

Решите предложенные задачи, решение оформите в развернутом воде. Примеры решения подобных задач описаны в лекции № 3.

1. Вычислите массовые доли элементов в молекуле серной кислоты.
   
2. Какой объем занимают 0,2 моль азота?
   
3. Какова масса азота, взятого объемом 67,2 л (н.у.)?
   
4. Какой объем занимают 8 г кислорода?
   
5. Рассчитать относительную плотность азота по водороду.
   
6. Плотность газа по воздуху равна 2. Какова масса 5,6 л (н.у.) этого газа. (М(возд.) = 29 г/моль)
   
7. Для восстановления меди из оксида меди (II) израсходован водород объемом 1,12 л (н.у.). Сколько меди (в г) при этом выделилось?
   

Контрольная работа по теме

«Основные понятия и законы химии»

1. Установите соответствие: 1) тело; 2) вещество:

а) сахар; б) кирпич; в) проволока; г) железо.

2. Установите соответствие: 1) чистые вещества; 2) смеси:

а) молоко; б) гранит; в) сахар; г) углекислый газ.

3. Установите соответствие 1) металл; 2) неметалл:

а) Fe, б) N, в) Na, г) C.

4. В приведенном перечне укажите сложные вещества:

а) НСI, б) N₂ , в) Н₂О, г) Fe(OH)₂

5. Установите соответствие:

А) О а) 5 молекул кислорода;

Б) О₂ б) атом кислорода;

В) 5О₂ в) 5 атомов кислорода;

Г) 5О г) молекула кислорода.

6. Относятся к 1) физическим явлениям; 2) химическим явлениям:

а) горение магниевой ленты, б) вытягивание медной проволоки;

в) испарение воды; г) перегонка сырой нефти.

7. Соотношение массовых долей в оксидах можно выразить так:

a) w(N) в N₂O < w(N) в N₂O₃ б) w(N) в N₂O > w(N) в N₂O₃

8. Относительная молекулярная масса МgSO₄ равна…

9. Массовая доля серы в соединении SO₂ соответствует:

a) 50%, б) 0,5, в) 20%, г) 10%.

10. Неправильно расставлены коэффициенты в уравнениях:

а) 2Н₂О = 2Н₂ + О₂ б) 2АI + CI₂ = 2AICI₃

в) N₂ + O₂ = 2NO в) C + O₂ = CO₂

11. Формула оксида азота, в котором соотношение масс азота и кислорода соответствует 7:4

а) N₂O, б) NO_2, в) NO, г)N₂O_3.

12. Вместо знака вопроса поставьте коэффициент:

?Na + O₂ = 2Na₂O

а) 2, б) 3, в) 4, г) 6.

13. Больше молекул в 1)18 г Н₂О, 2) 0,5 моль Н₂О

а) больше в 18 г, б) одинаково, в) больше в 0,5 моль.

14. На одной чашке весов находится 0,5 моль MgO. Для уравновешивания на другую чашку весов нужно положить SiO₂ количеством вещества:

а) 0,5 моль, б) 0,33 моль, в) 1 моль, г) 2 моль.

15. Какова масса нитрата меди, образующегося при взаимодействии 4 г оксида меди (II) с азотной кислотой?
    
16. Вычислить объем оксида углерода (IV), полученный при сгорании ацетилена объемом 10 л (н.у.).