Презентация по химии на тему Основные понятия и стехиометрические законы химии

Основные понятия и стехиометрические законы химии

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».

Благодаря этой рекламе сайт может продолжать свое существование, спасибо за просмотр.

Стехиометрия имеет фундаментальное значение в современной химии. Она является основой количественного химического анализа. В химической промышленности знание стехиометрии необходимо для вычисления выхода продуктов реакции и эффективности химических реакций. В аэрокосмической и транспортной промышленности стехиометрические методы необходимы для вычисления расхода горючего. Значение стехиометрии

II.Химическая символика Изотопы –разновидности атомов одного химического элемента с разными атомными массами 1 1 1

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

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

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

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

А)Формулы молекулярные электронные структурные HCl H - Cl H Cl ¨ ¨ ¨ ¨ Составить структурные формулы веществ: NH3, HClO PF5 Br2O7 H2SO3

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

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

2.Закон кратных отношений (Д. Дальтон 1803 г. ): 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 : NO N2O m(N): m (O)= 1 : 1,14= 1 : 1 m(N): m (O)= 1 : 1,71= 2 : 3 N2O3 m(N): m (O)= 1 : 2,28= 1 : 2 NO2 m(N): m (O)= 1 : 2,85= 2 : 5 N2O5 m(N): m (O)= 1 : 0,57 = 2 : 1 «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».

3.Закон эквивалентов (У. Волластон 1807 г. ) Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.   «В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты».

Химический эквивалент

4.Закон Авогадро(1811 г. ) 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. «В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул». M1 M2 = D

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

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

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

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

Взаимосвязь количественных величин m М N NA ν ν ν V Vm

Д).Характеристики атомов и молекул М r (В), mm М r(HCl)=1+35,5=36,5 mm (HCl)=6,06·10 Аr (Э) , ma Аr (C)=12 ma (C)=1,66·10 кг -27 -27 кг М r(Al2(SO4)3)= М r(CH3COOH)= М r(K2Cr2O7)= М r(C3H5(OH)3)=

5.Закон сохранения массы ( М. В. Ломоносов 1748г. 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. « «Общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции».

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