Закон збереження маси речовин.

М. Одеса - 2011

Автор: Дьякова Т.В., викладач коледжу

Відповідальний за випуск: Стрельнікова І.А., методист коледжу

Оператор: Кутіян К.Б.

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ ОНАХТ

ЗАТВЕРДЖУЮ

заст. директора з НР

____________ В.І.Уманська

"___" ___________20__ р.

Методичні вказівки та запитання

для підготовки студентів ІІ курсу

до семінарських занять з предмету:

“Неорганічна хімія”

Викладач Дьякова Т.В.

РОЗГЛЯНУТО

предметною комісією

протокол №

від “ ___ ” ________ 20__ р.

Голова комісії Швець Л. І.

2011р.

ВСТУП

При вивченні біології студенти І курсу зустрічаються з проблемою при підготовці до семінарських занятть в зв’язку з переходом до лекціонно-семінарського методу навчання. Семінарські заняття включають об’ємні теми, які частично вивчаються студентами самостійно.

Методичні вказівки містять основну інформацію з вивчаємих тем, що дає можливість студентам І курсу більш досконало підготуватися до семінарського заняття, а перелік питань дає можливість студентам перевірити свої знання з вивчаємої теми.

Методичні вказівки також містять ряд запитань для розвитку логічного мислення студентів та вміння розв’язувати проблемні питання.

Семінар № 1

Тема: Теоретичні основи хімії. Основні хімічні поняття та закони.

Мета: Закріпити основні хімічні поняття. Вивчити основні закони хімії та навчитися розв’язувати задачі з законів хімії. Вивчити основні класи неорганічних сполук та їх властивості.

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

Хімія – це наука про властивості хімічних елементів та їхнії сполук і про закономірності перетворення речовин.

Хімія взаємозв’язана з іншими природними науками, особливо з такими, як фізика, біологія та геологія. Все ширше проникають у хімію математичні методи, електронно-обчислювальна техніка.

У наш час у хімії виділилось ряд самостійних розділів, найважливіші серед них – неорганічна хімія, органічна хімія, фізична хімія, хімія полімерів, аналітична хімія.

Роль сучасної хімії у різних галузях промисловості та сільського господарства виключно велика. Без розвитку хімії неможливий розвиток паливно-енергетичного комплексу, металургії, транспорту, зв’язку, будівництва, електроніки, сфери побуту та послуг тощо. Хімічна індустрія постачає народне господарство різними матеріалами та сировиною. Це кислоти, луги, розчинники, паливо, масла, пластмаси, хімічні волокна, сентетичний каучук, мінеральні добрива тощо. У різних галузях промисловості використовуються хімічні методи. Наприклад, каталіз (прискорення процесів), захист металів від корозії, обробка деталей хімічним способом.

Велику роль відіграє хімія у розвитку фармацевтичної промисловості: основну частину всіх лікарських препаратів добувають штучно.

Головною характеристикою атома є позитивний заряд його ядра. На основі цієї характеристики атома дають визначення елемента: хімічний елемент – це вид атомів з однаковим позитивним зарядом ядра. Хімічний елемент характкеризують символом, атомним номером, атомною масою, ступенем окиснення.

Атом – це найменша частка елемента, яка зберігає його хімічні властивості. Властивості атома визначаються його електронною будовою і, насамперед, електронною конфігурацією зовнішнього шару. Він є електронейтральною частинкою, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Молекула – найдрібніша частинка речовини, яка проявляє її хімічні властивості. Молекули складаються з однакових або різних атомів. Гомоядерні та деякі гетероядерні молекули газоподібних речовин – двоатомні. Молекули благородних газів – одноатомні.

Проста речовини – форма існування елемента у вільному стані. Вона складається із атомів одного елемента. Елемент може існувати у вигляді декількох простих речовин. Так, алмаз, графіт та карбін – прості речовини елемента карбону. Вони відрізняються хімічними та фізичними властивостями.

Іон – це електрично заряджена частина, яка утворюється при відщепленні або приєднанні електронів атомами, або молекулами вуглецю-12.

Число атомів у 12 г ¹²С відомо, воно дорівнює 6,02×10²³. Стала величина N_А = 6,02×10²³ моль^-1 називається сталою Авогадро. Вона показує число структурних одиниць в одному молі будь-якої речовини.

Відношення маси речовини до її кількості називається молярною масою цієї речовини

М (В) = ,

де М (В) – молярна маса речовини В;

m (В) – маса речовини В;

n (В) – кількість речовини В.

Одиниця СІ молярної маси – кг/моль або г/моль.

Здатність хімічного елемента існувати у вигляді декількох простих речовин називають алотропією, а окремі форми простих речовин – алотропічнимивидозмінами. Вони відрізняються числом атомів у молекулі, як молекулярний кисень О₂ та озон О₃, або будовою кристалічної решітки, взаємним розміщенням атомів, як алмаз та графіт.

Основні закони хімії.

Закон збереження маси речовин.

Цей закон спочатку російський вчений М.В. Ломоносов сформулював у 1748 році теоретично, а потім у 1756 році експериментально. Однак відкриття цього закону довгий час залишалося невідомим. Тому він повторно був сформульований у 1789 році французьким хіміком Лавуазьє.

У наш час цей закон формулюють так: маса речовин, які вступають у хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, які утворюються внаслідок реакції. Між масою речовини та її енергією існує взаємозв’язок, який виражають рівнянням Ейнштейна:

Е = m× c²,

де Е – енергія;

m – маса;

c – швидкість світла у вакуумі, яка чисельно дорівнює 2,997925 × 10⁸ м/с.

Закон сталості складу.

Цей закон сформулював у 1808 році французський учений Ж.Пруст. Якісний та кількісний склад сполуки, яка має молекулярну будову, не залежить від способу її одержання. Закон сталості складу не є загальним. Він справедливий лише для речовин, які мають молекулярну будову.

Закон кратних відношень.

Цей закон був відкритий у 1803 році Дальтоном, формулюють так: якщо два елементи утворюють між собою декілька хімічних сполук, то маси одного елемента, які припадають на певну масу іншого елемента, відносяться між собою як невеликі цілі числа. Він справедливий лише для молекулярних сполук.

Закон еквівалентів.

Еквівалентом елемента або простої чи складної речовини називають таку їх кількість, яка приєднує або заміщує у хімічних реакціях один моль атомів гідрогену, або взаємодіє з одним еквівалентом будь-якої речовини. Позначають еквівалент Е, одиниця виміру – моль.

Закон об’ємних відношень.

Цей закон був відкритий у 1805 – 1808 роках французським хіміком Гей-Люссаком для реакцій, які перебігають у газовій фазі. Закон формулюють так: при незмінному тиску та температурі об’єми реагуючих газів відносяться між собою та до об’ємів одеожаних газоподібних продуктів реакції як невеликі цілі числа.

Закон Авогадро та його наслідки.

Італійський вчений Амадео Авогадро передбачив, що молекули простих газоподібних речовин – двоатомні. Закон Авогадро формулюють так: у однакових об’ємах різних газів за однакових умов (температурі та тиску) міститься однакове число молекул.

Даний закон має два наслідки:

1) моль будь-якого газу при однакових умовах займає однаковий об’єм. Обчислюють молярний об’єм газу за формулою: V_m = ,

де V_m - об’єм, який займає 1 моль газоподібної речовини за н.у.;

М – молярна маса цієї речовини;

m – маса 1 л газоподібної речовини за н.у..

2) відношення мас однакових об’ємів різних газів, які знаходяться в однакових умовах, називають густиною одного газу за іншим. Визначається за формулою: D =

Хімічні реакції взаємодії кисню з речовинами називаються окисненням, а сполуки елементів з киснем – оксидами.

Фосфор, згораючи, окислюється й утворюється оксид фосфору P₂O₅. Вугілля, сірка, залізо, згораючи, окислюються й утворюють оксиди: вуглекислий газ СО₂ – оксид вуглнцю, сірчистий газ SO₂ – оксид сірки, залізну окалину Fe₃O₄ – оксид заліза.

Оксиди, що взаємодіють з кислотами з утворенням солі й води, називають основами.

Основні оксиди утворюють тільки метали. Наприклад: оксид магнію MgO, оксид кальцію CaO, оксид барію BaO.

Оксиди, які взаємодіють з основами з утворенням солі й води, називаються кислотами. Назвали їх так тому, що кожному кислотному оксидові відповідає кислота: CO₂ – H₂CO₃, SO₂ – H₂SO₃, SiO₂ – H₂SiO₃, P₂O₅ – H₃PO₄.

Кислоти – це складні речовини, що складаються з атомів гідрогену та кислотного залишку. У природі є багато кислот: лимонна кислота в лимонах, яблучна кислота в яблуках, щавлева кислота у листках щавлю. Мурашки захищаються від ворогів, вибрискуючи їдкі крапельки мурашиної кислоти. (Вони містять також у бджолиній отруті та у волосках жалкої кропиви). Коли прокисає виноградний сік, утворюється всім відома оцтовакислота (“оцет”), а коли молоко – молочна кислота. Ця кислота утворюється також, коли квасять капусту, силосують корми для худоби.

Солі складаються із іона метала і кислотного залишку. Вони можуть бути отримані різними спосабами. Наприклад, при взаємодії кислот або кислотних оксидів з основами, або основним оксидом:

2HNO₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

N₂O₅ + CaO = Ca(NO₃)₂

Продукти повного заміщення атомів водню в кислоті атомами метала називаються звичайними солями. Наприклад,CuSo₄ – сірчанокисла мідь, FeSO₄ – закисне сірчанокисле залізо.

Для багатоосновних кислот, крім звичайних, також існують і кислі солі (гідросолі). Кислі солі являються продуктом чосткового заміщення атомів водню кислоти на метал (NaHSO₄, KH₂PO₄).

Основні солі (гідроксосолі) являються продуктом часткового заміщення гідроксильних груп в молекулах основ на кислотні остатки.Наприклад: AI(OH)₂CI – хлорид дигідроксоалюмінія, AIOHCI₂ – хлорид гідроскоалюмінія.

Середні солі – продукти повної нейтралізації кислоти основою. В них як катіони виступають катіони металів, групи атомів та комплексні катіони: КСІ, СаSO₄, Zn(NO₃)₂, NH₄NO₃, [Cu(NH₃)₄]SO₄.

Гідроксиди – це продукти взаємодії основних та кислотних оксидів з водою. Гідроксиди, залежно від хімічної природи елемента, можуть бути основними, кислотними та амфотерними.

Наприклад: NaOH – основний, АІ(ОН)₃ – амфотерний, а гідроксиди силіцію, фосфору (V), сульфуру (VІ), та хлору (VІІ) – кислоти.

Основами називають електроліти, що дисоціюють у розчині з утворенням гідроксид-іонів ОН^-. Кількість гідроксогруп у молекулі основи визначають їх кислотність. Наприклад, NaOH – однокислотна основа, Mg(ОН)₂ – двокислотна основа, Cr(ОН)₃ – трикислотна. По здатності розчинення у воді основи поділяються на розчинні, малорозчинні та нерозчинні. Розчинні у воді основи називають лугами. За силою (за ступенем дисоціації) основи поділяються на сильні NaOH; основи середньої сили Mg(ОН)₂ та слабкі Ві(ОН)₃. Більшість слабких основ малорозчинні у воді.

Запитання до семінару

1. Що вивчає наука хімія? У чому суть хімічних перетворень?

2. Що таке атом, молекула, хімічний елемент?

3. Що таке проста та складна речовини, алотропія?

4. Що таке кількість речовини, моль, молярна маса?

5. Як пояснити закон збереження масси з позицій атомно-молекулярного вчення? Яке значення має цей закон?

6. Чому закон Авогадро справедливий тільки для хазів? Як використовують цей закон у хімічних розрахунках?

7. Що таке відносні атомна і молекулярні маси? Як вони визначаються?

8. Назвіть характерні ознаки хімічних сполук, які відрізняють їх від механічних сумішей?

9. Що таке солі? Наведіть приклади.

10. Що таке основи? Наведіть приклади.

11. Що таке кислоти? Наведіть приклади.

12. Дайте характеристику закону еквівалентів.

13. Чим відрізняються поняття молярна і молекулярна маси? Покажіть на прикладі сірчаної кислоти.

14. У скількох грамах руди, що складається з 50% Fe₂O₃ і пустої породи, міститься 28 г чистого заліза?

15. Число атомів Оксигену в оксиді, молярна маса якого 92 г/моль, удвічі більше, ніж число атомів Нітрогену. Знайдіть істину формулу сполуки.

16. Дайте характеристику закону кратних відношень.

17. Скільки молекул міститься в газовій суміші: а) 3 л азоту і 1 л кисню; б) 3 л кисню і 1 л азоту?

18. Які з перелічених речовин слід віднести до простих, а які – до складних: кокс, кварц, рубін, алмаз, гіпс, радон, азон, водяна пара, сажа, олеум, повітря, мельхіор, купорос, чавун?

Семінар № 2

Тема: Періодичний закон і система елементів. Будова атому. Хімічний зв’язок.

Мета: Навчитися складати електронні та графічні схеми будови атомів елементів, характеризувати властивості хімічних елементів в залежності від їх знаходження в періодичній системі Д.І. Менделеєва. Вивчити будову періодичної системи, періодичний закон та його значення, вивчити основні способи утворення хімічних зв’язків

Література:

1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.

2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.

3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.

Методичні вказівки.

Слово “атом” походить від грецького “atomoa” – неподільний. Уявлення про атом як про неподільну частинку були поширенні навіть на початку ХХ ст., хоча вже багатовчених припустили, що атоми мають складну будову, а їх неподільність зумовлена лише недостатнім рівнем розвитку дослідницької техніки.

Простір поблизу ядра, в якому досить велика ймовірність перебування електрона (»90%),називається орбіталлю. Цей простір обмежується поверхнею, тобто є обє’мною геометричною фігурою.

Квантові числа. Стан електрона в атомі можна описати за допомогою чотирьох квантових чисел.

Електрони в атомах мають неоднакову енергію і відповідно до своєї енергії розміщуються на різних відстанях від ядра, утворюючи енергетичні рівні, або електроні шари. Енергетичний рівень визначається головним квантовим числом n, яке може мати цілі значення: 1, 2, 3, …, ¥. Найменше значення n (n = 1) відповідає енергетичному рівню з найнижчою енергією, із збільшенням n енергії рівня зростає.

Орбіталі в атомах мають певну форму, яка характеризується значенням орбітального квантового числа 1. Значення 1 залежить від головного квантового числа: 1 набуває цілих значень від 0 до n –1. Якщо n = 1, то 1 = 0; при n = 2 1 набуває двох значень: 0 і 1.

Формам орбіталей присвоєно буквені позначення: s, p, d, f,…. Значення 1 = 0 відповідає s-орбіталі сферичної форми. Якщо 1 =1, то це p-орбіталі, що мають форму гантелі. Значенням 1 – 2 і 1 – 3 відповідає d- і f-орбіталі, що мають складну форму.

Отже, електрони, що відповідають першому енергетичному рівню, перебувають тільки на s-орбіталях, електрони другого рівня – на s і p-орбіталях, електрони третього рівня - на s-, p- і d-орбіталях тощо.

В межах одного шару електрони з однаковими значеннями 1 утворюють підрівні (або підшари). Так, s-орбіталі відповідає s-підрівень, p-орбіталям – p-підрівень, d-орбіталям – d-підрівень, f-орбіталям – f-підрівень.

Магнітне квантове число m визначає розміщення орбіталі в просторі. Його значення залежить від: m може набувати цілих значень від –1 до +1, включаючи 0. Якщо 1 = 0, то m = 0, отже, s -орбіталі мають тільки одне положення в просторі.

Принцип Паулі. Стан електронів у багатоелектронних атомах визначається принципом Паулі: в атомі не може бути двух електронів, всі чотири квантові числа яких були б однаковими. Звідси виходить, що на одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів.

Принцип Паулі визначає число електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Число електронів на енергетичному рівні N дорівнює:

N = 2n²

де n-головне квантове число.

Звідси випливає, що на першому енергетичному рівні може перебувати 2 електрони, на другому – 8 (2 на s- і 6 p-підрівнях), на третьому –18 (2 на s- і 6 p- і 10 на d- підрівнях) і т.д.

Електронні формули атомів. Усі електрони атома утворюють його електронну оболонку.

Будова електронної оболонки зображується електронною формулою, яка показує розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Уцих формулах енергетичні рівні позначаються цифрами 1, 2, 3, 4, …, підрівні – буквами s, p, d, f. Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується справа в горі від букви, що показує підрівень.

У 1932 р. радянським вченим Д. Д. Іваненком і Є. М. Гапоном була запропонована протонно-нейтронна теорія будови ядра. Згідно з цією теорією ядро атома складається з протонів і нейтронів. Протони, нейтрони, так само як і електрони, належать до елементарних частинок.

Протон р – це частинка з відносною масою 1,007276 (»1) і відносним зарядом +1. Нейтрон n – електронейтральна частинка, його відносна маса дорівнює 1,008665 (»1).

Число електронів у ядрі Z визначає позитивний заряд ядра. Цей заряд у відносних одиницях дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі Д.І. Менделеєєва. Відносна маса ядра складається із маси протонів, яка також дорівнює Z, і маси нейтронів, яка у відносних одиницях дорівнює числу нейтронів. Оскільки практично вся маса атома зосереджена в ядрі, можна вважати, що

A_r = Z + N,

Тобто відносна атомна маса дорівнює сумі мас протонів і нейтронів.

Ізотопи. Різновиди атомів з одинаковими зарядами ядра (тобто атоми одного й того самого елемента) з різними масами називаються ізотопами.

До середини ХІХ ст. було відкрито 63 хімічні елементи, вивчено їхні властивості і сполуки. Робилось багато спроб систематизувати відомі елементи, побудувати їх класифікацію.

Д.І. Менделєєв так сформував періодичний закон: “Властивості простих тіл, також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг елементів”.

Розглянемо зміну властивостей елементів залежно від їх атомної маси Ar. Розмістимо елементи, починаючи з літію Li, у порядку зростання Ar.

---

Дата добавления: 2015-12-01