Количественные характеристики веществ

Порция вещества характеризуется:

1) Массой (m)

2) Объемом (V)

3) Плотностью p=m/V

Существуют и другие количественные характеристики веществ

1. Относительная атомная масса.

m атомов и молекул можно выражать в г (кг) и в а.е.м.

Netu

2. Относительная молекулярная и относительная формульная масса

Для веществ молекулярного строения применяют относительную молекулярную массу (Mr)

Mr(вещества)=m(вещества)/1a.е.м, тогда

m(вещества)=Mr(вещества)*1а.е.м

Для веществ немолекулярного строения применяется относительная формульная масса (Mr)

Mr(ФЕ)=m(ФЕ)/1а.е.м

m(ФЕ)=M(ФЕ)*1а.е.м

Mr- безразмерная величина

3. Химическое количество вещества – характеризует число частиц в данной порции вещества, физическая величина, характеризующая число элементарных структурных единиц (атомов, молекул, ФЕ) в данной порции вещества, обозначается n, единица измерения- моль.

Моль - количество вещества содержащая столько структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г (С), там содержится N(C)=12/m(C)=6.02*1023

NA=6.02*1023

N=n*NA

Молярная масса

М-масса одного моля вещества.

М=m/n

Понятие о стехиометрии

Основные стехиметрические законы

1. Стехиометрия- раздел химии, в котором исследуется количественный состав химических соединений, а также количественные соотношения между реагирующими веществами в химических реакциях.

2. Закон сохранения массы веществ.

1) По Ломоносову 1747г.

«Масса веществ вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции». Этот закон связан с законом сохранения энергии. Доказал взаимосвязь массы и энергии Эйнштейн Е=mc2 E- энергия, m – масса, с- скорость света в вакууме с=3*108

Исходя из уравнения m=E/c², если изменить Е, будет меняться и m.

Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии=>в ходе реакции должна меняться и масса, этого не происходит т.к. изменение массы крайне незначительно.

Современная формулировка закона сохранения массы и энергии:

В изолированной системе сумма масс (Е) веществ до химической реакции равна сумме масс(Е) после реакции.

При химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего. Они только перегруппировываются. Из атомов, входивших в состав исходных веществ получаются продукты реакции.

Значение ЗCM:

а)на его основе составляются уравнения химических реакций

б) на его основе производятся расчеты по уравнению химич р.

2) Закон постоянства состава

Был открыт Ж. Прустом в 1801г. «Всякое чистое вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав». Однако позднее было установлено, что постоянный состав имеют только вещества с молекулярной структурой. Вещества немолекулярного строения часто имеют переменный состав зависящий от условий получения.

ВЕЩЕСТВА

Постоянного состава -имеют молекулярную структуру -дальтониды

Непостоянного состава - имеют немолекулярную структуру -бертомиды

 

Закон Пруста распространяется на вещества молекулярного состава.

2) Закон газового состояния

Закон объемных отношений (Ж. Гей –Люссак) 1808г. Объемы газов, вступающих в реакцию, и объем газов, образуемых в результате реакции, относятся друг к другу, как небольшие целые числа.

Закон Авогадро (1811)

«В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (t,p) находится одинаковое число молекул». Это объясняется тем, что объем газа зависит не от размера молекул, а от расстояния между ними. При одинаковых условиях эти расстояния у различных газов одинаковы.

Следствие из закона Авогадро

Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем. Следовательно 1 моль любых газов (6,02*1023) при одинаковых условиях он должен занимать одинаковый объем (молярный объем Vm)

Молярный объем- отношение объема газа к его химическому количеству.

Отношение объёма газа к его количеству при н.ц. есть величина постоянная и равная н.ц. 22.4дм³ /моль

V=Vm*n

Отношение молярной массы одного газа к молярной массе другого газа называется относительной плотностью первого газа ко второму.

Молярная масса смеси газов равна сумме произведений М каждого газа на его объёмную долю.

М (смеси) не может быть больше молярной массы самого тяжёлого газа в смеси и меньше молярной массы самого лёгкого в смеси.

M (смеси газов)=Vm*p

Объединённый газовый закон

Закон введён на основе закона Бойля-Мариотта и закона Гей-Люссака.

Закон Бойля-Мариотта

При постоянной t объём данного газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится.

P₁/V₁=V₂/P₂

Закон Гей-Люссака-Шарля

При постоянном давлении V данного газа прямо пропорционален t.

V₁/V₂=T₁/T₂

Объединённый газовый закон

Отношение произведения давления газа на его объём к температуре есть величина постоянная.

PV/t=const P₁V₁/T₁=P₂V₂/T₂

Уравнение Менделеева-Клапейрона

PV=nRT

R=8.31Дж/моль*К

PV=RTm/M

Строение атома

Строение ядер атомов