1.Основные химические законы и понятия.

Закон сохранения массы и энергии (Ломоносов М.В., 1748 г.):

а) "масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции".

б) "в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна".

Закон постоянства состава (Пруст Ж., 1801 г.):

"каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения".

Закон эквивалентов (Рихтер И., 1793 г.):

а) "все вещества реагируют в эквивалентных отношениях"

б) "моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним моль эквивалентов другого вещества".

Эквивалент - реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному протону Н+ в кислотно-основных или ионообменных реакциях, или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Эквивалентные массы для химических соединений определяются по следующим формулам:

Закон Авогадро (1811 г.):

В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул". Т.е. 1 моль любого газа занимает один и тот же объем (молярный объем): v_m = 22,4 л/моль.

Относительная атомная масса элемента Ar - отношение массы атома элемента к 1/12 части массы атома 12С.

Относительная молекулярная масса вещества Mr - отношение массы молекулы вещества к 1/12 части массы атома 12С.

Mr = ∑Ar

Mr = М, где М - молярная масса вещества.

Моль - количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г. изотопа 12С.

Число структурных единиц в 1 моль вещества N_а = 6,02 · 1023 моль-1 - число Авогадро.

Из закона Авогадро следует, что

D - относительная плотность одного газа по другому: D = ρ1/ρ2.

Закон кратных отношений (Дальтон, 1803 г.):

"если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа".

Основные газовые законы.

Закон Бойля-Мариотта (1676 г.):

"при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа р2/р1 = v1/v2 или pV = const".

Закон Гей-Люссака (1802 г.):

"при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре v1/T1 = v2/T2 или v/T = const".

Зависимость между v, p и Т можно выразить общим уравнением, объединяющим эти два закона:

где р₀, v₀, Т₀ - давление, объем и температура при н.у. Уравнение используется при решении задач для приведения газа к н.у.

Молярную массу газа вычисляют по уравнению Менделеева-Клапейрона: pv=nRT.

pv= RT.

Молекула - это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением.

Атом - наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ. Химические свойства элемента определяются строением его атома. Отсюда следует определение атома, соответствующее современным представлениям: атом - это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра атома и отрицательно заряженных электронов.

Вещество - это определенная совокупность атомных и молекулярных частиц, их ассоциатов и агрегатов, находящихся в любом из трех агрегатных состояний.

Простые вещества - это вещества, состоящие из атомов одного и того же химического элемента.

Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из элементов

Важнейшими характеристиками химического вещества являются его атомная масса, а для молекул - молекулярная масса.

Атомная масса - это число, которое показывает, во сколько раз мacca данного атома больше 1/12 массы самого легкого изотопа углерода.

Молекулярная масса - это число, показывающее, во сколько раз молекула вещества тяжелее 1/12 атома изотопа . Молекулярная масса химического соединения равна сумме атомных масс всех атомов, составляющих молекулу соединения.