ХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ лекция 1 Историческая справка Химические системы Характеристика химических систем: Вещество, структурная единица (атом, молекула) Превращения Признаки Классификация химических реакций Химическая двойственность Характеристика кислотности среды Ионно-молекулярные уравнения химических реакций Лектор ГЛАГОЛЕВА МАРИНА Научно-педагогические работники АЛЕКСЕЕВНА Литература Н.В. Коровин. Общая химия. М.: Высшая школа. 2007. Химия: учебник для вузов. Гуров А.А., Бадаев Ф.З., Овчаренко Л.П., Шаповал В.Н. М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2004. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия/Н.С. Ахметов. – М.:ВШ, 2007. Е.А.Ананьева и др. Практикум по курсу химии: учебное пособие М.: МИФИ, 2008 Неорганическая химия: учебное пособие для внеаудиторной работы / В.В. Сергиевский, Е.А. Ананьева и др.– 2-е изд., испр. и доп. М.: МИФИ, 2007. Литература Электронный учебник (1) 1 Электронный учебник (2) 2 Электронный учебник (3) 3 Электронный учебник (4) 4 Электронный учебник (5) 5 Электронный учебник (6) 6 История вопроса Химия –это наука о веществах и их превращениях • Возникла за несколько тысяч лет до н.э. • Версия: «Химия» – египетское искусство» (хем (черная земля) – древнее название Египта). • Теоретическая основа – учение Аристотеля (300 лет до н.э.) (4 элемента: земля, вода, огонь, воздух) • В Европе известна с VIII века как алхимия • Становление химии как науки – XVIII век Алхимические обозначения • Алхимики К 4 элементам Аристотеля добавили растворимость (соль), горючесть (сера) и металличность (ртуть) • Поиск философского камня Божественная комедия Данте (1308-1321) Становление химии • 1610 г. Бойль «Скептический химик». Ставится задача поиска реальных элементов • 1789 – Лавуазье – «Начальный учебник химии» (первый список химических элементов и упрощение химической номенклатуры). «Невозможность отделить номенклатуру от науки и науку от номенклатуры объясняется тем, что каждая физическая наука необходимо состоит из ряда фактов, образующих науку, представлений, их обобщающих, и слов, их выражающих. Слово должно рождать представление, представление должно изображать факт, это три оттиска одной и той же печати». Fe4[Fe(CN)6]3 Берлинская лазурь (железная лазурь, прусский синий, парижская лазурь, прусская лазурь, гамбургская синь, нейблау, милори). (1919 г. - создан Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК)) • Борьба с теорией флогистона Элементы по Лавуазье • I.1) свет, 2) теплород, 3) кислород, 4) азот, 5) водород. • II. Простые неметаллические вещества, окисляющиеся и дающие кислоты: 1) сера, 2) фосфор, 3) уголь, 4) радикал муриевой (соляной) кислоты , 5) радикал плавиковой кислоты, 6) радикал буровой кислоты (или борной). • III. Простые металлические вещества, окисляемые и дающие кислоты: 1) сурьма, 2) серебро, 3) мышьяк, 4) висмут, 5) кобальт, 6) медь, 7) олово, 8) железо, 9) марганец, 10) ртуть, 11) молибден, 12) никель, 13) золото, 14) платина, 15) свинец, 16) вольфрам, 17) цинк. • IV. Простые вещества, солеобразующие и землистые: 1) известь, 2), 3) барит, 4) глинозем (глина), 5) кремнезем (кремнистая земля, остекловывающаяся земля)». Символы элементов • 1814 г., Берцелиус – обозначение атомов буквой, с которой начиналось название. • Обозначение по Дальтону Законы химии и составление электронных формул • Закон постоянного состава Пруста (17991809): каждое химическое соединение имеет вполне определенный и постоянный состав. • Бертоллиды - соединения, состав которых изменяется непрерывно (Курнаков, 1912-14) • Закон простых кратных отношений (Дальтон, 1803): если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Составление формулы (пример) • Фреон-10 состоит на 7,8% из углерода и 92,2% хлора. Какова формула этого вещества? • Для решения необходимы относительные атомные массы элементов. Для углерода 12, для хлора -35,5. • Для нахождения величин, характеризующих относительное содержание каждого из атомов в молекуле нужно разделить массовую долю соответствующего атома на его атомную массу. Получаем: • Для углерода 7,8:12=0,65 • Для хлора 92,2:35,5=2,60 • Для приведения к целым числам делим все величины на наименьшую из них. Получаем 0,65:2,60=1:4. • Формула ССl4. • Особенности составления формулы пероксида водорода (НО или Н2О2) Относительные атомные массы • Гипотеза Авогадро (1811): в равных объемах всех газов содержится равное число молекул. • Тогда отношение масс равных объемов двух газов будет равно отношению их молярных масс. • Установление формулы водорода H+Cl=HCl H2+Cl2=2HCl H3+Cl3=3HCl • Определение атомных масс простых твердых веществ Атомная теплоемкость – это произведение молярной массы элемента на удельную теплоемкость. Для большинства простых веществ в твердом состоянии она приблизительно одинакова и в среднем равна 25 Дж/моль×К Вывод Знание химических формул веществ и использование закона сохранения количества вещества позволяет предложить варианты возможного состава продуктов реакции …иногда реакция течет нормально, а иногда — сплошные "капризы" • Семенов Н.Н., физик, лауреат нобелевской премии по химии: «В физике, как известно, "капризов" практически нет, в то же время биология полна ими. Химия занимает промежуточное положение: иногда реакция течет нормально, а иногда — сплошные "капризы". Цепная теория — это "теория капризов" химического превращения...» Простые и сложные вещества Простые вещества – вещества , молекулы которых состоят из атомов одного и того же элемента. газ - O2, жидкость - Br2, твердые вещества -I2, Салмаз, металлы (Na, Fe, Au) Аллотропия – существование элемента в виде нескольких простых веществ. Это явление обусловлено либо образованием молекул с различным числом атомов (например, кислород О2 или озон О3), либо кристаллов с различной структурой (кристаллические формы углерода: алмаз, графит, карбин, молекулярные формы углерода: фуллерены С60, С70 и др). Сложные вещества – молекулы, состоящие из атомов разных элементов. H2O, NaCl, CH3COOH, Fe(OH)3 Классификация неорганических веществ Примеры сложных неорганических веществ, относящихся к разным классам Соли : • средние (NaCl, KNO3, Na2SO4, FeCl2 и др.) •кислые (KHCO3, Na2HPO4, NaHS и др.) • основные (ZnOHCl, Al(OH)2NO3 и др.) Рациональная номенклатура. Примеры названия оксидов оксид серы (VI) оксид натрия оксид алюминия оксид хлора (VII) оксид кальция ВаО – оксид бария ВаО2 – пероксид бария Примеры названия кислот (1) бескислородные кислородсодержащие Примеры названия кислот (2) Примеры названия кислот (3) Примеры названия кислот (4) Примеры названия кислот (5) Составление формул кислот по названию (1) Селено водородная кислота Не содержит кислорода, в составе Н и Se Так как степень окисления водорода положительна (+1), то у селена она отрицательна Отрицательная степень окисления селена «-2» Формула H2Se Составление формул кислот по названию (2) Дихромовая Кислородсодер жащая, в составе Н, Сr иО НхCr2Оz Так как степень окисления водорода положительна (+1), то у группы (Cr2Oz)nона отрицательна Кислота хромовая, а не хромистая, поэтому степень окисления хрома максимальна (+6), степень окисления кислорода «-2» 2·(+6)+z·(-2)<0 Отсюда z>6 Формула H2Cr2O7 Составление формул кислот по названию (3) Тетрафосфорная Кислородсод ержащая, НхР4Оz Степень окисления группы (Р4Oz)nотрицательна Кислота фосфорная, а не фосфористая, поэтому степень окисления фосфора максимальна (+5) Тетраметафосфорная кислота 4·(+5)+z·(2)<0 Отсюда z>10 Формула H6Р4O13 Примеры названий кислот Примеры названий солей (1) Примеры названий солей (2) +7 +5 +3 +1 Химические системы совокупность микро- и макроколичеств веществ, способных под воздействием внешних факторов к превращениям с образованием новых химических веществ. Можно выделить три ключевых понятия: 1 - вещество, 2 – химические превращения, 3 – условия, среда Структурные единицы вещества: Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Химический элемент – совокупность атомов с одинаковыми зарядами ядер: Изотопы – химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счёт разного числа нейтронов в ядре: Ионы – частицы реального вещества, одноатомные или многоатомные, несущие на себе электрический заряд: Na+, SO4- Молекула – наименьшая частица химического вещества, способная к самостоятельному существованию как единая динамическая система нескольких атомов: Na2SO4 Химическая реакция Химические реакции (химические явления, превращения) – это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от исходных по составу или строению. При химических превращениях происходят изменения только во внешних электронных слоях атомов, не затрагивая внутренних слоёв и ядра Основные признаки химических превращений выделение газа: образование осадка: выделение или поглощение тепла: изменение цвета, как результат изменения электронного строения или степени окисления элементов химической реакции: Колебательная реакция (опыт 1) Колебательная реакция (опыт 1а) Малоновая кислота Опыт 2 «Вулкан» Типы химических реакций Реакция разложения: CaCO3 → CaO↓ + CO2↑ Реакция соединения: CO2↑ + H2O → H2CO3 Реакция замещения: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ Реакция обмена: HNO3 + Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 + H2O Окислительно-восстановительная реакция: 2Mg + O2 → 2MgO • Обратимая • необратимая AgCl↓ + NaI ↔ AgI↓ + NaCl CuSO4 + Na2S → CuS ↓ + Na2SO4 (осадок) реакция Ионно-молекулярные уравнения химических реакций Для того чтобы ионно-молекулярные уравнения правильно отражали механизм процесса, необходимо придерживаться следующей формы их записи: Малорастворимые, малодиссоциирующие, газообразные вещества и оксиды записывают в виде молекул. Растворимые сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов ионов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части. Вещества, остающиеся ввиде молекул, при составлении ионных уравнений оксиды (пероксиды): BaO, P2O5, Al2O3, H2O (H2O2) и др. нерастворимые вещества: CaF2, Ba3(PO4)2, Li3PO4 и др. газы: CO(г), CO2(г), AsCl3(г), HCl(г), HI(г) и др. простые вещества: Na, Cl2, O2 и др. слабые кислоты (вне зависимости от их растворимости): H2S, H2SiO3, H3PO4 и др. слабые основания (вне зависимости от их растворимости): Ca(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Mg(OH)2 , NH4OH и др. Растворимые сильные электролиты – Сильные кислоты: НNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4 и т.д. Сильные основания: гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, KOH, NaOH, Ba(OH)2 и другие. Соли : • средние (NaCl, KNO3, Na2SO4, FeCl2 и др.). • Кислые (KHCO3, Na2HPO4, NaHS и др.) и основные (ZnOHCl, Al(OH)2NO3, CrOHSO4 и др.) соли диссоциируют в водных растворах по первой ступени как сильные электролиты. В ионно-молекулярных уравнениях кислые и основные соли записываются в виде ионов, которые образуются в результате диссоциации по первой ступени. KHCO3 → K+ + HCO3 Al(OH)2NO3 → Al(OH)2+ + NO3 Сильные и слабые кислоты Примеры ионных уравнений выделение газа выпадение осадка образоване малодиссоциирующего вещества Реакции нейтрализации Химическая двойственность Амфотерность гидроксида алюминия Al(OH)3 : Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3HCl (pH<7) основание Al(OH)3 + 3NaOH → Na3AlO3 + 3H2O (pH>7) кислота Окислительно-восстановительная двойственность пероксида водорода H2O2 : восстановитель 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → O2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O окислитель H2O2 + 2KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O Схема Косселя Характеристика кислотности среды Кислотность раствора определяется концентрацией ионов водорода. в кислой среде в нейтральной в щелочной [H+] > [OH-] [H+] = [OH-] [H+] < [OH-] Водородный показатель: pH = -lg[H+] Показатель щелочности: pOH = -lg[OH-] В водных растворах: pH + pOH =14, кислая нейтральная щелочная pH < 7 pH = 7 pH > 7
