Презентация "Основные понятия и законы химии"

Слайд #1

1
Основные понятия
и законы химии

Слайд #2

Химия – это наука о строении, свойствах и превращении веществ
2

Слайд #3

3
Атомно­-молекулярное учение
(старая трактовка)
Основные положения
атомно-­молекулярного учения
(1741 год, М.В.Ломоносов) :

1. Все вещества состоят из молекул (корпускул).
2. Все молекулы состоят из атомов (элементов).
3. Частицы находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел – результат движения их частиц.
4. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, сложные вещества состоят из различных атомов.

Слайд #4

4
Атомно-­молекулярное учение
(современная трактовка)


1. Существуют вещества с молекулярной и немолекулярной структурой
2. Вещества с молекулярным строением состоят из молекул
3. Вещества с немолекулярным строением состоят из атомов или ионов
4. Между молекулами существуют промежутки, размеры которых зависят от агрегатного состояния вещества и температуры

Слайд #5

5
5. Молекулы находятся в
непрерывном движении
6. Между молекулами существуют силы взаимного притяжения и отталкивания
7.Молекулы состоят из атомов, которые тоже находятся в движении
8. Атомы одного вида отличаются от атомов другого вида массой, зарядом и свойствами
9. При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических, как правило, разрушаются

Слайд #6

6
Химический элемент – вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра
(Cимволы химических
элементов указаны
в Периодической
cистеме)

Слайд #7

7
Химическая символика (примеры)

Слайд #8

8
Простые вещества состоят из одинаковых атомов одного и того же химического элемента.





Сложные вещества состоят из атомов разных химических элементов

Слайд #9

9
Аллотропия – существование нескольких простых веществ, образованных атомами одного и того же химического элемента.

Слайд #10

10

Слайд #11

11

Слайд #12

12
Атом – мельчайшая частица химического элемента
Атомы являются носителями химических свойств элементов и веществ атомарного строения.

Слайд #13

13
Атом – мельчайшая химически неделимая электро-нейтральная частица




Ядро атома состоит из протонов (p) и нейтронов (n)
Электронная оболочка состоит из электронов (е)
№ хим.элемента = заряд ядра =
= число протонов = число электронов
Аr (атомная масса) = число протонов + число нейтронов
Например:
Сs (цезий), хим.элемент №55, атомная масса 133, значит заряд ядра +55, число протонов 55, число электронов 55, число нейтронов 133 – 55 = 83

Слайд #14

14
Молекула  -наименьшая  частица  вещества молекулярного строения, обладающая   его  химическими  
свойствами.

Слайд #15

15
Агрегатное состояние вещества

Слайд #16

16

Слайд #17

17

Слайд #18

18

Слайд #19

19

Слайд #20

20

Слайд #21

21
Относительная  атомная  масса  
элемента Ar 
Относительные атомные массы элементов указаны  в Периодической  системе. 
Ar – безразмерная  величина
Для расчетов Ar округляем
Ar(Cu) = 63,546 ≈ 64

Слайд #22

22
Относительная  молекулярная  
масса  Мr  
Относительная  молекулярная  масса - это   сумма  относительных  атомных  
масс химических элементов, входящих в  состав молекулы

Слайд #23

23
Количество вещества
Обозначают количество вещества n 
Единица измерения количества вещества – моль.
Число частиц, содержащееся в 1 моле вещества называется числом Авогадро. 

Слайд #24

24
Количество вещества
n - количество вещества  [моль].
N - число частиц
NA - число Авогадро  [1/моль]

 

Слайд #25

25
Молярная масса
n - количество вещества  [моль].
M – молярная масса , [г/моль]
m - масса вещества,[г]


| M | = Mr



 

Слайд #26

26
Молярный объем

Слайд #27

27
Массовая доля компонента
Массовая доля компонента ω(X) системы – это отношение массы данного компонента m(X) к массе всей системы m
ω(X) = m(X)/ m

ω(X) = m(X) · 100% / m

Слайд #28

28
Валентность
Валентность  (по  Франкленду, 1853г)  –это  свойство  атома  присоединять  к  себе 
определенное число атомов другого элемента
Валентность можно определить  и как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами.  

Слайд #29

29
Степень окисления
 Степень окисления –это условный заряд атома в  соединении,  вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов (то есть электроны полностью перешли  к более электроотрицательному атому элемента).  
Степень   окисления   может   иметь   положительное,   отрицательное   и 
нулевое значение. 

Слайд #30

30
Основные законы стехиометрии 
Закон сохранения массы веществ.
Закон постоянства состава.
Закон кратных отношений.
Закон эквивалентов.
Закон простых объемных отношений
Закон Авогадро и др. газовые законы

Слайд #31

31
Закон сохранения массы веществ
Открыт в 1748-1756гг. М.В. Ломоносовым 

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию,  равна  массе веществ,
образующихся в результате реакции

K2S + CuCl2 = CuS↓ + 2KCl
7г 7г

Слайд #32

32

Слайд #33

33
Закон постоянства состава
Открыт французским ученым  Ж.Прустом (1808 г.)
Формулировка закона (первоначальная):  
Любое сложное вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав 

Слайд #34

34
Закон постоянства состава
 Соединения бывают: 
1) постоянного состава (дальтониды)
H2O, SO2, H2S и др., 
2) переменного состава (бертоллиды)
FeO (Fe0,89O, Fe0,91O, Fe0,93O).

Тогда  следует  внести  в  формулировку  закона  
уточнение: Состав  соединений  молекулярной  структуры  является  постоянным  независимо  от способа его получения. 
Состав соединений немолекулярной структуры не  является постоянным 

Слайд #35

35
Закон кратных отношений
разработан Дальтоном в 1803 г.
Формулировка  закона. 
Если два элемента образуют друг с другом несколько различных соединений,
то массы одного элемента, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого элемента  относятся между собой как небольшие целые числа 
Этот закон, как и предыдущий, справедлив для соединений молекулярного состава.

N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5
Массы кислорода на единицу массы азота соотносятся как 1:2:3:4:5

Слайд #36

36
Закон эквивалентов
Конец XVIII века,  Д.Дальтон.  
Массы вступающих в реакцию веществ пропорциональны химическим эквивалентам этих веществ

(справедлив только для соединений молекулярного  состава)

Химический эквивалент (или эквивалентная масса) элемента - это такая его масса, которая в химических реакциях присоединяет или замещает 1 единицу массы водорода или  8 единиц массы кислорода.

Э=А/п
где А – атомная масса, п –валентность элемента в данном соединении

Слайд #37

37
Закон простых объемных отношений
1805­1808 гг. 
Ж.́ Л.Гей­Люссаком (французский химик)  
Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам получающихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

2H2 + O2 = 2H2O
2 : 1 : 2

Слайд #38

38
Закон Авогадро
В равных объемах различных газов (при одинаковых внешних условиях) содержится одинаковое числомолекул.

Слайд #39

39

1. Плотность одного газа относительно другого равна отношению молярных масс этих газов

Dy(X) = M (X) / M(Y)

где Dy(X) – относительная плотность газа X по газу Y
M (X) и M(Y) – молярные массы газов

Следствия закона Авогадро

Слайд #40

40
Относительная плотность по  водороду
DH2(X) = M (X) / 2

Относительная плотность по  воздуху
Dвозд.(X) = M (X) / 29

Средняя молярная масса воздуха равна 
29г/моль. 
M (X) – молярная масса газа X

Слайд #41

41
2 следствие закона Авогадро
2.Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем.





где Vm – молярный объем, при н.у. Vm = 22,4 л/моль
(нормальные условия: p = 101,325 кПа, Т = 273,15 К).
V – объем газа, л,
n - количество вещества газа, моль

Слайд #42

42
Уравнение Менделеева-Клапейрона
(уравнение состояния идеального газа)

P · V = n · R · T

где P – давление (кПа или атм)
V - объем (м³ или л)
n - количество вещества (n=m/M)
R – универсальная газовая постоянная (R=8,314 Дж/моль·К)
T – температура (К)

Слайд #43

43
СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ!