1. Кафедра общей и неорганической
химии
I курс. Общая химия.
К.х.н.
Авдонина
Людмила Михайловна

2. Кафедра общей и неорганической
химии
Основные законы и понятия
химии
Лекция №1

3. 3
План лекции
1. Стехиометрические законы
2. Основные понятия атомномолекулярного учения
3. Химический эквивалент. Закон
эквивалентов.
4. Газовые законы

4. 4
Химия - наука о веществах и их
превращениях
• Вещество – это:вид материи,обладающей
массой покоя.
• В химии вещество – это совокупность атомных и
молекулярных частиц, их ассоциатов и
агрегатов, находящихся в любом из 3-х
агрегатных состояний.

5. 5
Стехиометрические законы

6. 6
I. Закон сохранения массы вещества
• Ломоносов М.В. (1758 г.)
• Лавуазье А. (1789 г.)
Пример. Доменный процесс
m(руда + топливо + воздух) =
= m(чугун + шлак + пыль + газы)

7. 7
Закон сохранения энергии
• Эйнштейн А.(1905 г.)
Е = m  c2
c ≈ 300 000 км/с = 3•108м/с

8. 8
II. Закон сохранения постоянства
состава
• Ж. Пруст (1806 г.)
▫
▫
▫
▫
▫
2H2 + O2 = 2H2O
CuSO4• 5H2O = CuSO4 + 5H2O
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Mg(OH)2 = MgO + H2O
…
ω%(H) = 11%
ω%(O) = 89%
H2O

9. 9
III. Закон кратных отношений
• Д.Дальтон (1803 г.)
CO
CO2
ω(O)%
57.12
72.71
ω(C)%
42.88
27.29
m(O)/m(C)
1.33
2.66
1
2
• Атомы элементов соединяются поштучно

10. 10
Отклонения от закона постоянства
состава
• К.Бертолле (1801 г.)
Состав веществ меняется в
определенном интервале и зависит от
• соотношения исходных компонентов
• условий их получения (Т, Р).

11. 11
Дальтониды
• H2O
• CO2
• NH3
вещества,
состоящие из
моллекул
Бертоллиды
• Fe 0,88÷1,33 S
• TiO 1,9÷2,0
вещества с
металлической
ионной связью

12. 12
Основные понятия атомномолекулярного учения

13. 13
Определения
Атом
Молекула
Химический
элемент

14. 15
Примеры
Атом
Молекула
Химический
элемент
состав молекулы выражается формулой
N2, H2SO4, Fe2O3
H, C, Fe, Au

15. 16
Вещества
Простые
•
•
•
•
O2
О3
N2
Cu
Сложные
•
•
•
•
Zn
Al
S
P
• H2SO4
• H2O
• Fe2O3
• KOH
• Na2CO3
Пример: Z = 8, O - химический элемент кислород
O2 ,O3 – простые вещества

16. 17
Аллотропные модификации
С – алмаз, графит, карбин,
фуллерены
S – ромбическая, моноклинная,
пластическая
O -
кислород O2 и озон О3

17. 18
Как измерить массы атомов и
молекул?
• m(H) = 1,7• 10-27кг
• m(O) = 2,7 • 10-26кг
Aтомная Единица Массы (а.е.м.)
1 а.е.м. = 1/12 m (12C)
mA
- 27
Ar 
 1,66 10 кг
1а.е.м.

18. 19
• Ar – относительная атомная масса
элемента
▫ Ar(C) = 12,011
▫ Ar(Na) = 22,99
• Mr – относительная молекулярная
масса вещества
• Mr = ∑Ar
• Пример:
Mr(H2SO4) = 2 • 1 + 32 + 4 • 16 = 98

19. 20
Как считать атомы и молекулы
• МОЛЬ – единица количества
вещества
• МОЛЬ – это…
NA = 6,02•10 23
число Авогадро
1 моль
6,02•10 23
любого вещества
содержит
молекул, атомов, ионов и
т.д.

20. 21
Молярная масса
• М – масса 1 моль вещества,
выраженная в граммах (г/моль)
• М численно равна Mr
Количество вещества (число моль)
m
n
M
г
[n] 
 моль
г/моль
Пример: Какова масса молекулы
сульфата бария?

21. 22
Химический эквивалент.
Закон эквивалентов.

22. 23
Определение эквивалента
• Эквивалент – это …
▫ Э(Н) = 1,008 ≈ 1
▫ Э(О) = 8
• Малярная масса эквивалента – это…
▫ MЭг-экв(Н) = 1 г/моль
▫ MЭг-экв(О) = 8 г/моль
грамм-эквивалент
• Эквивалент находят из эксперимента

23. 24
Молярная масса эквивалента элемента
Ar
МЭэлем. 
B
B  валентность элемента
• Пример: N2O
Найти Э(N) = ?
N2O5

24. 25
Эквиваленты химических соединений
Кислоты
MЭ = Мr / z(H)
Основания MЭ = Мr / z(OH)
Соли
MЭ = Мr / z
z= k x
Оксида
МЭ = МЭ элем. + 8
k– заряд катиона
x – число катионов соли

25. 26
HCl
МЭ: Mr/1
NaCl
МЭ: Mr/1
H2SO4
H3PO4
NaOH Ca(OH)2
Mr/2
Mr/3
Mr/1
Mr/2
K2CO3 Al2(SO4)3
Mr/2
Mr/6
H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2O,
МЭ(H3PO4)=Mr/2
H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2O,
МЭ(H3PO4)=Mr/1
Ca(ОH)2 + HCl = CaOHCl + H2O,
МЭCa(OH)2=Mr/1

26. 27
Количество вещества эквивалента
m(A)
nэкв(A)
МЭ экв(A)
• Пример:
m(BaSO4) = 23,3 г.
М(BaSO4) = 233 г/моль
• Определите число молей эквивалента в
данной массе BaSO4.

27. 28
Закон эквивалентов
AB  CD
mC
mA
mB
mD



МЭ A
М ЭB
МЭ С
М ЭD
nэкв (A)  nэкв (B)  nэкв (C)  nэкв (D)
Вещества реагируют
пропорционально их эквивалентам

28. 29
Газовые законы.

29. 30
1. Закон Авогадро
В равных объемах (V1 = V2) различных газов
при одинаковых условиях (Р, Т) содержится
одинаковое число молекул (N1 = N2 ).
P 1 = P2
T1 = T2
H2
O2
V1
=
V2
N1
=
N2

30. 31
Следствия закона Авогадро
1. Если N1 = N2 при Р1 = Р2 и Т1 = Т2,
то V1 = V2
2. Если N1 = N2 = 6,02•1023 при
Р 1 = Р 2 и Т 1 = Т 2,
то Vм1 = Vм2
При н.у. VM = 22,4 л/моль
(дм3/моль)

31. 32
Нормальные условия (н.у.)
• Ро = 1атм = 760мм рт.ст. =
= 101325 Па ≈ 105Па
• То = 273 К = 0оС
Молярный объем
VM = 22,4 л
объем 1 моля любого газа при н.у.

32. 33
Плотность газов
• Абсолютная плотность газа (ρ г/л) – это
масса 1л газа при некоторых условиях (Р,Т)
• Относительная плотность одного газа (1) по
другому (2) –это отношение масс газов,
имеющих равные объемы (D1/2).
• Если Р, Т одинаковы:
D1/2 = m1/m2 = M1/M2 = ρ1/ρ2
V1=V2
22,4л
1л
• M = 2,016DH2
M = 29Dвозд.

33. 34
2. Объединенный газовый закон
Закон Бойля-Мариотта,
Гей-Люссака
Уравнение
Клапейрона
PV
 const
T
P  V P0  V0

T
T0
реальные нормальные
V0  VΜ  22,4л
P0  VΜ 101325Пa  22,4 103 м3
Дж

 8,31
R
Τ0
273 Κ
моль  К
R – универсальная газовая постоянная

34. 35
Уравнение Менделеева-Клапейрона
Если V0 = n∙VM,
где n – количество вещества (моль)
P  V n  VМ  P0

 n R
T
T0
m V0
n 
M VM
P  V  nR  T

35. 36
3. Закон парциальных давлений
Дальтона
Pсмеси = P1 + P2 + P3 + …
• Парциальное давление – это давление
данного газа в смеси, которое создавал
бы этот газ, если бы он один при той же
температуре занимал объем, равный
объему всей смеси.

36. 37
Эквивалентный объем
• Vэ – это объем, который занимает 1моль
эквивалента газа при н.у.
• Пример
Рассчитайте Vэ(Н2) и Vэ(О2) при н.у.
• Решение:
2г H2 ─ 22,4 л (н.у.)
32г О2 ─ 22,4 л (н.у.)
1г H2 ─
х л
8г О2 ─
х л
Vэ(Н2) = х = 11,2 л
Vэ(О2) = х = 5,6 л

37. 38
Число моль эквивалентов газа
nэкв(газа) = V0 / Vэ
Закон эквивалентов
(если одно из веществ – газ)
А(тв) + В(газ) →
V0 B
mA
nэкв A 

 nэкв B
МЭА VЭ B

38. 39