Основные понятия и стехиометрические законы химии

1.

Основные понятия и
стехиометрические
законы химии

2.

I.Стехиометрия
-это раздел химии, в котором исследуется
количественный состав химических
соединений, а также количественные
изменения, происходящие при химических
реакциях.
Термин «стехиометрия» ввел в 1792 г. И. Рихтер, образовав его из
двух греческих слов: «стехион», означающего «элементный
состав», и «метрейн», означающего «измерять».

3.

III.Изотопы
Аr 1 ·ω1 + Аr 2·ω2
А r(Э) сред.= ω1+ ω2
Массовая доля изотопа в природе (в
долях единицы)

4.

IV.Стехиометрические индексы
это числа, стоящие в химических формулах справа внизу
при символах химических элементов. Они
характеризуют количественное содержание химических
элементов в соединениях.
Р2O3

5.

V.Стехиометрические коэффициенты
числа, стоящие перед формулами веществ в уравнениях
реакций. Они определяют соотношения количеств
исходных веществ и продуктов реакции.
Например, стехиометрические коэффициенты
в уравнении реакции получения простого
суперфосфата
Са3(Р04)2 + 2Н2S04 = Са(Н2РО4)2
+ 2СаSO4

6.

VI.Стехиометрические законы
1.Закон постоянства состава
(Ж.Пруст 1808 г.)
«Каждое чистое вещество имеет постоянный качественный и
количественный состав, который не зависит от способа
получения вещества»
Каждое вещество имеет свою химическую формулу

7.

А)Формулы
структурные
молекулярные
электронные
¨
Cl
¨
H
H - Cl
¨
HCl
¨
Составить структурные формулы веществ:
1. NH3,
2. HClO
3. PF5
4. Br2O7
5. H2SO3

8.

Б).Простые вещества
Агрегатное
состояние
Металлы
Твёрдые
Mg, K, Al, Cu… S, P, Si,C…
Жидкие
Hg
Газообразные
Неметаллы
Br2
O2, H2, N2,Cl2,F2,
Инертные газы:
He, Ne, Ar, Kr, Xe,
Rn

9.

В).Сложные вещества
Составить формулы:
Хлорид олова(IV)
Оксид хрома(VI)
Бромид алюминия
Оксид азота(V)
Сероводород
Сульфид свинца(II)

10.

2.Закон кратных отношений
(Д. Дальтон 1803 г. ):
«Если два элемента образуют между собой несколько
молекулярных соединений, то массы одного элемента,
приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между
собой как небольшие целые числа».
При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов.
На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14,
1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношениям :
N2O
m(N): m (O)= 1 : 0,57 = 2 : 1
m(N): m (O)= 1 : 1,14= 1 : 1
NO
m(N): m (O)= 1 : 1,71= 2 : 3
N2O3
m(N): m (O)= 1 : 2,28= 1 : 2
NO2
N2O5
m(N): m (O)= 1 : 2,85= 2 : 5

11.

4.Закон Авогадро(1811 г. )
«В равных объемах любых газов, взятых при
одинаковых условиях, содержится одинаковое
число молекул».
Из закона Авогадро вытекают два следствия:
• Одинаковое количество молекул любых газов при
одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
• Относительная плотность одного газа по другому
равна отношению их молярных масс.
D=
M1
M2

12.

А).Число Авогадро
число частиц в моле любого вещества;
NA = 6,02∙1023 моль–1

13.

Б).Молярный объем (Vm )объем моля любого газа при
нормальных условиях(температура
273 К, давление 101,3 кПа);
Vm ( Г) = 22,4 л/моль
V= Vm·ν

14.

В).Молярная масса (M)
Масса одного моля вещества, численно совпадающая с
относительными массами атомов, ионов, молекул,
радикалов и других частиц, выраженная в г/моль.
М r(HCl)=1+35,5=36,5
М (HCl)=36,5г/моль
m = М· ν
M = mm · NA

15.

Г).Количество вещества
Физическая величина , пропорциональная числу
структурных единиц в данной порции вещества.
Моль – количество вещества, содержащее
6,02∙1023 структурных единиц.

16.

Д).Характеристики атомов и
молекул
Аr (Э)
Аr (C)=12
М r(Al2(SO4)3)=
М r(CH3COOH)=
М r(K2Cr2O7)=
М r(C3H5(OH)3)=
М r (В)
М r(HCl)=1+35,5=36,5

17.

5.Закон сохранения массы ( М. В.
Ломоносов 1748г.
«Общая масса веществ, вступающих в химическую
реакцию, равна общей массе продуктов реакции».
2Zn + О2 = 2ZnО
130 г цинка и 32 г кислорода (общая масса 162 г) образуют оксида цинка
162 г.
В соответствии с теорией относительности, открытой в 1905 г. А.
Эйнштейном, было доказано, что закон сохранения массы не вполне
точен. Общая масса веществ в ходе реакции должна изменяться в
результате выделения или поглощения энергии согласно уравнению
Δ Е = Δ тс2
где Δ Е — изменение энергии; Δ т — соответствующее изменение массы; с
— скорость света в вакууме.
Однако в химических реакциях изменения массы вследствие
энергетических эффектов неощутимо малы. Поэтому в химии принято
считать, что закон сохранения массы выполняется строго.

18.

6.Закон простых объемных
отношений (Ж. Гей-Люссак)
«При равных условиях объемы вступающих в
реакцию газов относятся друг к другу и к объемам
образующихся газообразных продуктов, как
небольшие целые числа».
По ЗОО: V(H2):V(O2)=2:1

19.

Рассчитайте массу йодида натрия, которая вступила в реакцию с серной
кислотой, если в результате реакции выделилось 112л сернистого газа?
Сколько грамм сульфата цинка получится, если цинк массой 6 г.
положить в раствор серной кислоты?
В раствор, содержащий 60 г. сульфата меди (II), поместили 20 г. железных
опилок. Какие вещества образовались в результате реакции и какова их
масса?