Практическое занятие №1 «Газовые законы и стехиометрические расчеты»

I. Цель работы.

Научиться использовать основные понятия и стехиометрические законы химии для решения задач.

II. Рабочее задание.

1. Ознакомиться с общими сведениями.

2. Рассмотреть предложенные примеры.

3. Решить задачи для самостоятельной работы.

4. Выполнить контрольное задание.

III. Основные понятия и законы химии.

3.1. Атомно - молекулярное учение.

Теоретическую основу современной химии составляет атомно-молекулярное учение.

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Химический элемент – вид атомов, характеризующийся определённой совокупностью свойств.

Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.

При обычных условиях вещества с молекулярной структурой могут находиться в твёрдом, жидком или газообразном состоянии. Вещества с немолекулярной структурой чаще всего находятся в твёрдом состоянии, преимущественно в кристаллической форме. Носителями химических свойств таких веществ являются не молекулы, а комбинации атомов или ионов, которыми образовано данное вещество.

Масса атомов химических элементов чрезвычайно малы – от докг. Поэтому в химии пользуются не их абсолютными значениями (m_a), а относительными – Ar.

Относительной атомной массой химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учётом процентного содержания его изотопов в природе) к 1/12 массы изотопа углерода ¹²C.

1/12 массы атома принята заатомную единицу массы (а.е.м.).

В соответствии с этим, например:

,

т. е.

где m_a – масса атома химического элемента (кг),

Ar – относительная масса атома химического элемента.

Единицей измерения количества вещества () в Международной системе единиц (СИ) является моль.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода .

Такое количество атомов можно посчитать и оно известно: () моль^-1 эта величина имеет собственное название – постоянная Авогадро.

Постоянная Авогадро равна числу структурных единиц в 1 моль любого вещества.

Масса 1 моля вещества X называется молярной массой M(x) и представляет собой отношение массы (m) этого вещества к его количеству (ν):

3.2. Основные стереохимические¹законы химии.

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

Поскольку в химических реакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, при постоянстве их массы и общего числа, массы веществ до и после реакции одинаковы. Совместно с законом сохранения энергии этот закон имеет следующую формулировку: “В изолированной системе сумма масс и сумма энергий – постоянны”.

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

Закон применим к соединениям с молекулярной структурой. Соединения с немолекулярной структурой часто имеют переменный состав, не отвечающий целочисленным стехиометрическим отношением, что во многом объясняется условиями получения таких веществ.

Из закона постоянства следует, что элементы взаимодействуют между собой в строго определённых количественных соотношениях.

3. Закон кратных отношений: если два элемента образуют между собой несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из элементов приходятся такие массы другого элемента, которые относятся между собой как простые целые числа:

N₂O NO N₂O₃ NO₂ N₂O₅

масса азота: 1 1 1 1 1

кислорода 0,57 1,14 1,71 2,28 2,85

(при постоянстве изотопного состава соединения)

4. Законы газового состояния.

Закон объёмных отношений Гей-Люсска: при неизменных температуре и давлении, объёмы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объёмам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа.

Например, 1 литр хлора соединяется с 1 литром водорода, образуя 2 литра хлороводорода.

Закон Авогадро: в равных объёмах любых газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

- при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объём;

- при нормальных условиях (давлении 101325 Па и температуре 273,15 К (0⁰С)) 1 моль различных газов занимает объём 22,4л – это молярный объём газа [л/моль].

- отношение масс равных объёмов различных газов равно отношению их молекулярных масс:

, где m₁ и m₂ – массы, а Mr₁ и Mr₂ – молекулярные массы первого и второго газов.

Отношение m₁ к m₂, т.е. массы определяемого объёма одного газа к массе такого же другого газа (взятого при тех же условиях), называется относительной плотностью (Д) первого газа по второму. Тогда

.

Обычно, плотности газа определяется по отношению к самому лёгкому – водороду, тогда относительная плотность кислорода по водороду:

Часто плотность газа определяется по отношению к воздуху (Dвозд), тогда имеется ввиду его средняя молярная масса (29 г/моль), поскольку воздух является смесью газов: .