МИНОБРНАУКИ РОССИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
Высшего профессионального образования
«Хакасский государственный университет им.Н.Ф.Катанова»
(ХГУ им.Н.Ф.Катанова)
ИНСТИТУТ ЕСТЕСТВЕННЫХ НАУК И МАТЕМАТИКИ
060101.65 – Лечебное дело
С2.Б.3 «Химия»
Электронный учебно-методический комплекс по дисциплине
Конспект лекций
(на правах рукописи)
Абакан
2012
1. Конспект лекций разработан в соответствии с рабочей программой дисциплины С2.Б.3 «Химия» по специальности 060101.65 – Лечебное дело
2. Разработчик (и):
Горенкова Галина Алексеевна, доцент
_____________________________________________________________________________
ОГЛАВЛЕНИЕ
Тема 1. Атомно-молекуряное учение. |
Тема 2. Строение атомов элементов. |
Тема 3. Периодический закон химических элементов. Периодическая система. |
Тема 4. Химическая связь и строение молекул. |
Тема 5. Межмолекулярные взаимодействия. Конденсированное состояние вещества. |
Тема 6. Растворы. |
Тема 7. Теория электролитической диссоциации. |
Список рекомендуемой литературы |
Основные понятия и законы химии.
Тема 1. Атомно-молекулярное учение.
Атом – понятие (atomos – неделимый) было предложено в Др. Греции Демокритом и Левкипом.
Молекула – мельчайшая частица вещ-ва, сохраняющая его свойства.
Химический элемент – определенный вид атомов с определенным зарядом атома.
Простое вещ-во – вещество, состоящее из атомов одного вида. Обладает свойством совокупности атомов.
Сложное вещество – из атомов разного вида.
Атомная масса – массы атомов имеют очень малое значение, поэтому для определения атомных масс удобно пользоваться специальными единицами. Первый такую единицу предложил в 1808г. Джон Дальтон. Назыв.: водородная единица (сравнивалась с массой Н).
Позднее шведский ученый Берцелиус предложил кислородную единицу. Она просуществовала до 1961 г. Затем в химии и физике за основу была принята 1/12 массы углерода (С) – атомная единица массы (а. е. м.).
A (Fe)=56 а.е.м.; Ar (Fe)=56/
Моль = количеству вещества системы содержащей столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода (С).
Массу моля вещества принято называть молярной массой ( в г/моль).
Число частиц в 1 моле вещества составляет 6, 023*1023 (число Авогадро).
Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 00С = 273,15 К.
Закон 1.: Закон сохранения массы. Масса веществ, вступивших в реакцию равна массе конечного продукта в изолированной системе.
Закон 2.: Закон постоянства состава. Вещество независимо от условий получения и места, где оно получено, имеет одни и тот же качественный и количественный состав. Такие вещества называются дальтонидами. А те, которые не подчиняются – бертоллидами.
Закон 3.: Закон кратных отношений. Если элементы образуют друг с другом несколько химических соединений, то их количество в этих соединениях относятся как простые целые числа.
Закон 4.: Закон эквивалентности. Вещества, реагирующие друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентным массам.
Эквивалентность вещества – это такое его количество, которое в химических вещества взаимодействует с одной весовой частью Н или с 8-мью весовыми частями О.
Эквивалентность – это количество вещества, которое приходится на 1 единицу валентности.
Молярная масса эквивалентна для кислоты:
Мэ(Н2SО4)= М(Н2SО4)/2; Мэ(СН3СООН)= М(СН3СООН)/1;
Н2SО4+КОН => КНО4+Н2О; Н2SО4+КОН => К2SО4+2Н2О
Молярная масса эквивалента основания равна молярной массе основания деленного на число ОН, (Мэ= М(Fe(OH)2)/2.
Молярная масса экв. соли = ее молярной массе, деленной на число атомов металла и на заряд этого атома. (Мэ(Na2SО4)= М(Na2SО4)/2*1).
Закон Авогадро, уравнение Менделеева – Клапейрона.
Законы, описывающее поведение газов.
Закон Авогадро: в равных объемах газа при одинаковых условиях содержится равное количество молекул.
Следствие: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.
Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 00С = 273,15 К.
Закон Авогадро позволяет ввести величину относительной плотности одного газа от другого. Эта величина часто используется при решении различных химических задач и она равна отношению масс двух газов, взятых в равных объемах при одинаковых количествах.
D=m1/m2=M1/M2
D=(H2)=Mx/2 г/моль
Газообразное стояние характеризуется значительными расстояниями по сравнения с размерами частиц газа. Взаимодействие частиц в газовой фазе осуществляется при их столкновении. Вероятность столкновений растет при уменьшении объема и увеличении давления и температуры, поэтому эти 3 величины имеют наиболее важное значение для описания газового состояния.
По закону Бойля-Мариотта; Давление (Р) * Объем (V) = const.
По О Шарль: V=(V0/273,15)*T.
По Гейлюсаку: Р=(Р0/273,15)*T
Все эти 3 величины могут быть объединены:
PV/T=P0V0/T0
Более общий характер носит уравнение Менделеева – Клапейрона:
PV=(m/M)RT
PV=υRT
R – универсальная постоянная = 8,3 Дж/моль К.
Правило Дюлонга и Пти.
Теплоемкость – отношение количества теплоты полученной веществом при нагревании или отданной при охлаждении к изменению температуры, которая при этом происходит.
Учитывая, что для большинства металлов теплоемкость остается постоянной величиной, Дюлонг и Пти предложили правило: произведение атомной массы металла на его удельную теплоемкость, есть величина постоянная и равная 26 кДж/моль К.
Исходя из этой величины легко можно рассчитывать атомные массы металлов, но так как правило носит приближенные характер, расчет ведется в 2 этапа:
Определяют приближенное значения атомной массы металла, затем эквивалент металла, проводят деление приближенного значения атомной массы на эквивалент и получают валентность.
Полученное значение округляем для целого и затем перемножить значение эквивалента и валентности, получаем точную атомную массу.