Файл: Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.03.2024
Просмотров: 146
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
массовым числом и обозначается буквой А. Из названия этой величины видно, что она тесно связана с округленной до целого числа атомной массой элемента. A = Z + N
Здесь A – массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z – заряд ядра (число протонов в ядре), N – число нейтронов в ядре.
Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов. Изотопы отличаются друг от друга только числом нейтронов в ядре (числом N). Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Изотопами называются вещества, состоящие из атомов с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре. Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Все элементы состоят из одного или нескольких изотопов.
<="" p="">
Масса атома, выраженная в килограммах или граммах, называется абсолютной атомной массой. Чаще пользуются относительной атомной массой, которая выражается в атомных единицах массы (а.е.м.). Относительная атомная масса представляет собой отношение массы какого-нибудь атома к массе 1/12 части атома углерода. Иногда говорят более коротко: атомный вес. Относительная атомная масса и атомный вес, фактически, безразмерные величины (масса какого-либо атома делится на массу части атома углерода), поэтому обозначение "а.е.м." после численного значения обычно опускают . Термины “относительная атомная масса”, “атомная масса”, “атомный вес” в научном химическом языке обычно используются равноправно и между ними просто не делают различий.
Относительная атомная масса (Аr) – это число, которое показывает, во сколько раз масса данного атома больше 1\12 части массы атома углерода.
Аr = mа/ 1/12 mа (с),
где mа- масса атома данного элемента,
mа (с) – масса атома углерода.
Относительная молекулярная масса вещества – это число, которое показывает, во сколько раз масса молекулы этого вещества больше атомной единицы массы.
Мr == mв-ва/ 1/12 mа (с)
mа- масса молекулы данного элемента,
mа (с) – масса атома углерода.
Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих атомных масс.
Мr(СО2) = Аr(С) + 2 Аr(О) = 12 + 2. 16 = 44
Моль- это количество вещества, которое содержит столько структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода- 12.
Число Авогадро ΝА= 6,02х10 23 моль-1
один моль любого вещества содержит 6,02х10 23 моль-1 молекул или атомов.
Масса одного моля вещества называется молярной массой, обозначается символом М и выражается в кг\моль или г\моль.
Молярная масса равна отношению массы вещества к его количеству. М= m/n n = m/М
Валентность – это способность атомов элементов образовывать определенное число химических связей.
Валентность определяется числом связей, которые образует данный атом с другими атомами в молекуле.
Степень окисления- это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов.
Степень окисления – электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары которыми он связан с другими атомами в соединении, перешли к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, были бы между ними поделены.
2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
Закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего естественного закона сохранения материи и движения , Впервые этот закон сформулировал М.В. Ломоносов в 1748 г.
Закон сохранения массы веществ: Масса веществ вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы- закона сохранения энергии. Его можно сформулировать так:
энергия никуда не исчезает и ниоткуда не берется, а только превращается из одного вида в другой.
Энергия- это мера движения и взаимодействия различных видов материи. Энергия изолированной системы постоянна.
Закон сохранения энергии выражается равенством:
Q =∆U + А
Где Q – теплота, сообщаемая системе (веществу),
∆U – изменение внутренней энергии системы (вещества),
А – работа против всех сил, действующих на систему.
Например: Н2SО4 + 2NаОН = Nа2SО4 +2 Н2О
Закон постоянства состава.
Французский ученый Ж.Пруст в 1808 г. Сформулировал закон постоянства состава:
Каждое чистое вещество имеет качественный постоянный и количественный состав, который не зависит от способа получения вещества.
Закон постоянства состава вещества справедлив только для веществ молекулярного строения.
Например: Н2SО4 + 2NаС1 = Nа2SО4 +2 НС1
Н2SО4 + 2NаОН = Nа2SО4 +2 Н2О
Закон кратных отношений ( Дж. Дальтон, 1803 г.)
Если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа.
СО, СО2.N2О, N2О3, NО2
W = Аr /Мr 100%
Закон Эквивалентов (Рихтер 1801 г)
Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.
Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой.
Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества *.
законом эквивалентов.
Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. m1 / m2= Э1/Э2
Э = А/В простого вещества Эса=40/2=20
Эоксида = М / n В n – число атомов элемента Э(Nа2О)= 23.2+16/ 1.2=31
В - валентность элемента
Эоснования = М / кислотность – число гидроксильных групп Э (Са(ОН)2)= 40+(16+1).2/ 2=37
Экислоты = М / основность – число атомов водорода Э (Н
2SО4 )= 1.2+32+16.4 / 2=49
Эсоли = М / n В n – число атомов металла. Э (Nа2 SО4)= 23.2+32+16.4 / 1.2=71
3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1805 г)
Объемы участвующих в реакции газов относятся между собой и к образующимся газообразным продуктам реакции как небольшие целые числа.
1). При Р= соnst V1/T1 = V2/T2 или V/T = соnst (изобарический процесс)
2).При Т= соnst Р1 V1=Р2V2 или РV =соnst – закон Бойля-Мариотта (изотермический процесс)
3) при V =соnst Р1/Т1= Р2/Т2 или Р/Т=соnst – закон Шарля (изохорический процесс)
На основании трех частных законов выводится объединенный газовый закон Р1 V1/Т1 = Р2 V2/Т2 или
Р V/Т=соnst.
Уравнение Менделеева-Клайперона учитывает количество газа:
Р V/Т= nRТ или Р V = m/М RT, где
Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м3; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)
Закон Авогадро (1811 г)
В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1.Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.
2. 1 моль любого газа при н.у. занимает объем, равный 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом газа при н.у.
Молярный объем VМ есть отношение измеренного при н.у. к количеству вещества :
VМ = V/ n л/моль
Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду. М = 2ДН2
отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа называется плотностью первого газа по второму.
Д = М1/М2
Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху:
М= 29Двозд.
Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м3; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)
4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
Химическое уравнение – это выражение химической реакции, в которой записаны формулы исходных веществ и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.
Классификация химических реакций:
По типу взаимодействия:
Разложения 2КNО3 = 2К NО2 + О2
Присоединения СаСО3 +СО2+Н2О = Са(НСО3)2
Замещение СиSО4 + Fе = FеSО4 + Си
Обмена АgNО3 + NаС1 = АgС1 + NаNО3
По изменению степени окисления, (ОВР)
по тепловому эффекту(экзотермические,
СН4 + 2 О2= СО2 + 2Н2О + Q
Эндотермические С +СО2= 2 СО - Q
По направлению процесса
Необратимые АgNО3 + NаС1 = АgС1 + NаNО3
Обратимые Н2 + 12↔2Н1
По фазовому состоянию
Гомогенные –нет границ раздела фаз 2СО + О2= 2СО2
Гетерогенные –есть граница раздела фаз СаСО3= СаО+ СО2↑
По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. присоединяя воду, основные оксиды образуют основания. Например, оксид кальция СаО реагирует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)2:
СаО + Н2О = Са(ОН)2.
Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или с основными оксидами) с образованием солей. Присоединяя воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Так, триоксид серы SО
Здесь A – массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z – заряд ядра (число протонов в ядре), N – число нейтронов в ядре.
Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов. Изотопы отличаются друг от друга только числом нейтронов в ядре (числом N). Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.
Изотопами называются вещества, состоящие из атомов с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре. Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Все элементы состоят из одного или нескольких изотопов.
<="" p="">Масса атома, выраженная в килограммах или граммах, называется абсолютной атомной массой. Чаще пользуются относительной атомной массой, которая выражается в атомных единицах массы (а.е.м.). Относительная атомная масса представляет собой отношение массы какого-нибудь атома к массе 1/12 части атома углерода. Иногда говорят более коротко: атомный вес. Относительная атомная масса и атомный вес, фактически, безразмерные величины (масса какого-либо атома делится на массу части атома углерода), поэтому обозначение "а.е.м." после численного значения обычно опускают . Термины “относительная атомная масса”, “атомная масса”, “атомный вес” в научном химическом языке обычно используются равноправно и между ними просто не делают различий.
Относительная атомная масса (Аr) – это число, которое показывает, во сколько раз масса данного атома больше 1\12 части массы атома углерода.
Аr = mа/ 1/12 mа (с),
где mа- масса атома данного элемента,
mа (с) – масса атома углерода.
Относительная молекулярная масса вещества – это число, которое показывает, во сколько раз масса молекулы этого вещества больше атомной единицы массы.
Мr == mв-ва/ 1/12 mа (с)
mа- масса молекулы данного элемента,
mа (с) – масса атома углерода.
Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих атомных масс.
Мr(СО2) = Аr(С) + 2 Аr(О) = 12 + 2. 16 = 44
Моль- это количество вещества, которое содержит столько структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода- 12.
Число Авогадро ΝА= 6,02х10 23 моль-1
один моль любого вещества содержит 6,02х10 23 моль-1 молекул или атомов.
Масса одного моля вещества называется молярной массой, обозначается символом М и выражается в кг\моль или г\моль.
Молярная масса равна отношению массы вещества к его количеству. М= m/n n = m/М
Валентность – это способность атомов элементов образовывать определенное число химических связей.
Валентность определяется числом связей, которые образует данный атом с другими атомами в молекуле.
Степень окисления- это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов.
Степень окисления – электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары которыми он связан с другими атомами в соединении, перешли к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, были бы между ними поделены.
2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
Закона сохранения массы, являющегося следствием всеобщего естественного закона сохранения материи и движения , Впервые этот закон сформулировал М.В. Ломоносов в 1748 г.
Закон сохранения массы веществ: Масса веществ вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы- закона сохранения энергии. Его можно сформулировать так:
энергия никуда не исчезает и ниоткуда не берется, а только превращается из одного вида в другой.
Энергия- это мера движения и взаимодействия различных видов материи. Энергия изолированной системы постоянна.
Закон сохранения энергии выражается равенством:
Q =∆U + А
Где Q – теплота, сообщаемая системе (веществу),
∆U – изменение внутренней энергии системы (вещества),
А – работа против всех сил, действующих на систему.
Например: Н2SО4 + 2NаОН = Nа2SО4 +2 Н2О
Закон постоянства состава.
Французский ученый Ж.Пруст в 1808 г. Сформулировал закон постоянства состава:
Каждое чистое вещество имеет качественный постоянный и количественный состав, который не зависит от способа получения вещества.
Закон постоянства состава вещества справедлив только для веществ молекулярного строения.
Например: Н2SО4 + 2NаС1 = Nа2SО4 +2 НС1
Н2SО4 + 2NаОН = Nа2SО4 +2 Н2О
Закон кратных отношений ( Дж. Дальтон, 1803 г.)
Если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа.
СО, СО2.N2О, N2О3, NО2
W = Аr /Мr 100%
Закон Эквивалентов (Рихтер 1801 г)
Эквивалентом элемента называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.
Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой.
Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества *.
законом эквивалентов.
Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. m1 / m2= Э1/Э2
Э = А/В простого вещества Эса=40/2=20
Эоксида = М / n В n – число атомов элемента Э(Nа2О)= 23.2+16/ 1.2=31
В - валентность элемента
Эоснования = М / кислотность – число гидроксильных групп Э (Са(ОН)2)= 40+(16+1).2/ 2=37
Экислоты = М / основность – число атомов водорода Э (Н
2SО4 )= 1.2+32+16.4 / 2=49
Эсоли = М / n В n – число атомов металла. Э (Nа2 SО4)= 23.2+32+16.4 / 1.2=71
3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1805 г)
Объемы участвующих в реакции газов относятся между собой и к образующимся газообразным продуктам реакции как небольшие целые числа.
1). При Р= соnst V1/T1 = V2/T2 или V/T = соnst (изобарический процесс)
2).При Т= соnst Р1 V1=Р2V2 или РV =соnst – закон Бойля-Мариотта (изотермический процесс)
3) при V =соnst Р1/Т1= Р2/Т2 или Р/Т=соnst – закон Шарля (изохорический процесс)
На основании трех частных законов выводится объединенный газовый закон Р1 V1/Т1 = Р2 V2/Т2 или
Р V/Т=соnst.
Уравнение Менделеева-Клайперона учитывает количество газа:
Р V/Т= nRТ или Р V = m/М RT, где
Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м3; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)
Закон Авогадро (1811 г)
В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1.Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.
2. 1 моль любого газа при н.у. занимает объем, равный 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом газа при н.у.
Молярный объем VМ есть отношение измеренного при н.у. к количеству вещества :
VМ = V/ n л/моль
Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду. М = 2ДН2
отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа называется плотностью первого газа по второму.
Д = М1/М2
Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху:
М= 29Двозд.
Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м3; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)
4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
Химическое уравнение – это выражение химической реакции, в которой записаны формулы исходных веществ и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.
Классификация химических реакций:
По типу взаимодействия:
Разложения 2КNО3 = 2К NО2 + О2
Присоединения СаСО3 +СО2+Н2О = Са(НСО3)2
Замещение СиSО4 + Fе = FеSО4 + Си
Обмена АgNО3 + NаС1 = АgС1 + NаNО3
По изменению степени окисления, (ОВР)
по тепловому эффекту(экзотермические,
СН4 + 2 О2= СО2 + 2Н2О + Q
Эндотермические С +СО2= 2 СО - Q
По направлению процесса
Необратимые АgNО3 + NаС1 = АgС1 + NаNО3
Обратимые Н2 + 12↔2Н1
По фазовому состоянию
Гомогенные –нет границ раздела фаз 2СО + О2= 2СО2
Гетерогенные –есть граница раздела фаз СаСО3= СаО+ СО2↑
По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. присоединяя воду, основные оксиды образуют основания. Например, оксид кальция СаО реагирует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)2:
СаО + Н2О = Са(ОН)2.
Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или с основными оксидами) с образованием солей. Присоединяя воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Так, триоксид серы SО