Разработал: старший преподаватель кафедры биологии, географии и методики их преподавания Шавнин Алексей Андреевич
1.Болтромеюк В. В.. Общая химия. Пособие для подготовки к централизованному тестированию / Минск: ТетраСистемс, 2012. -191с. 2.Резяпкин В. И.. Химия. Подготовка к централизованному тестированию. Задачи и упражнения с примерами решений / Минск : ТетраСистемс, 2012. - 318с. 3.Егорова О. А., Ковальчукова О. В.. Химия. Конспект лекций для студентов I курса инженерного факультета направлений ИМБ, ИДБ: учебное пособие / М.:Российский университет дружбы народов,2011. - 156с. 4.Неорганическая химия. Методические указания / Новосибирск : Новосибирский государственный аграрный университет,2011. – 136 с.
5.Бугерко Л. Н., Бин С. В., Суровой Э. П.. Лабораторный практикум по химии / Кемерово: Кемеровский государственный университет,2012. - 139с. 6.Мохов А. И., Шурыгина Л. И.. Лабораторный практикум по неорганической химии: учебное пособие, Ч. 1 / Кемерово: Кемеровский государственный университет, 2011. - 127с. 7.Мохов А. И., Шурыгина Л. И., Антошина И. М.. Сборник задач по общей химии: учебное пособие / Кемерово: Кемеровский государственный университет, 2010. – 155 с.
Сельское хозяйство: производство удобрений, инсектицидов, гербицидов. Медицина: синтез новых лекарств и производство. Авиация: синтез легких и прочных полимеров. Производство резины, нефтепродуктов, полиэтилена, бытовой химии, косметики. IT -индустрия: синтез новых материалов для плат. Поиск новых электролитов для аккумуляторов.
Создание новых методов анализа химического состава. Синтез новых веществ с необходимыми свойствами. Определение ПДК(предельно допустимая концентрация). Оптимизация методов производства химических веществ.
Физика – строение вещества, электропроводность растворов, термодинамика. Биохимия – исследование химических процессов с участием природных веществ при температуре живого тела. Экология. Геология. Математика.
Химия – наука о веществах и законах их превращений. Химия делится на 4 раздела: Органическая химия Неорганическая химия Аналитическая химия Физическая химия
Органическая химия – раздел химии, изучающий свойства органических соединений. Органические соединения – это соединения углерода, имеющие цепное строение. Примеры классов органических соединений: диены, углеводороды, спирты, белки, молекулы ДНК, пластмассы, ПАВы, аминокислоты.
Неорганическая химия – раздел химии, посвященный свойствам химических элементов и неорганических соединений. Неорганические вещества – это вещества не содержащие цепей из атомов углерода. Примеры классов неорганических соединений: простые вещества, оксиды, кислоты, основания, соли, комплексные соединения.
Аналитическая химия – это раздел химии, который занимается качественным и количественным определением химического состава. Качественный анализ – определение веществ, входящих в исследуемый объект. Количественный анализ – определение содержания веществ, входящих в исследуемый объект.
Физхимия – это раздел химии, изучающий свойства и превращения веществ с помощью методов физики. Примеры разделов физхимии : Химическая кинетика Термодинамика Квантовое строение вещества Кристаллохимия Коллоидная химия
Элемент Атом Молекула Вещество Атомная единица массы – а.е.м. Относительная атомная и относительная молекулярная массы. Количество вещества. Молярная масса Эквивалент
Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Все атомы химического элемента обладают одинаковыми свойствами. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его свойствами. Атом состоит из 2 частей: атомное ядро электронная оболочка
Атомное ядро состоит из протонов – частиц с положительным зарядом и массой приблизительно 1 а.е.м. и нейтронов – частиц без заряда и массой приблизительно 1 а.е.м. В атомном ядре сосредоточена практически вся масса атома. Электронная оболочка – пространство вокруг ядра атома, в котором перемещаются электроны – элементарные частицы с крайне малой массой (0 а.е.м.) и отрицательным зарядом. Размеры электронной оболочки многократно превышают размеры атомного ядра.
Вещество – физическая субстанция, обладающая одинаковыми свойствами и составом. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми его свойствами. Молекулы состоят из атомов, если молекула состоит из одинаковых атомов то такое вещество называется «простым», если из разных атомов – то вещество называется «сложным».
Массы атомов и молекул крайне малы. Массы атомов составляют 10 -22 – 10 -24 грамма. Для удобства расчетов создан эталон - атомная единица массы. 1 а.е.м. равна 1/12 от массы атома углерода 12 С. 1 а.е.м = 1.66053*10 -24 г.
Относительная атомная масса ( Ar ) – безразмерная величина, показывающая во сколько раз масса атома больше 1/12 массы атома 12 С. Значения Ar для всех атомов приведены в периодической таблице Менделеева. Относительная молекулярная масса( Mr ) – показывает во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома 12 С. Mr равна сумме Ar всех атомов, входящих в состав молекулы.
Определить относительную молярную массу следующих веществ: оксид алюминия( Al 2 O 3 ), серной кислоты( H 2 SO 4 ), хлорид натрия( NaCl ). Ar (Al) = 27, Ar (O) = 16, Ar (S) = 32, Ar (H) = 1 Ar (Na) = 23 Ar ( Cl ) = 35, 5.
Количество вещества ( n, ν ) – количество структурных единиц(молекул, атомов, ионов…) в системе. Единица измерения – моль. Один моль это такое количество структурных единиц, которое содержится в 12 граммах изотопа углерода 12 С. Один моль равен 6,02*10 23 – эта постоянная называется числом Авогадро (Na).
Молярная масса вещества ( M) – масса 1 моль вещества. Единица измерения грамм/моль. М = m/n Задание Рассчитать массу 1 моль атомов водорода. Масса 1 атома водорода = 1 а.е.м = 1,66053*10 -24, Na = 6,02*10 23
Молярная масса вещества (M), выраженная в граммах численно равна его относительной молекулярной массе( Mr ). Для определения количества вещества необходимо его массу( m) поделить на молярную массу (M). n=m/M
Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна (равноценна) одному иону водорода в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях (ОВР).
Например, для реакции нейтрализации серной кислоты: 2NaOH + H 2 SO 4 = 2H 2 O+Na 2 SO 4 2 OH - +2 H + =2 H 2 O. Для кислоты: Э( H 2 SO 4 ) = ½H 2 SO 4 Для щелочи: Э( NaOH ) = 1 NaOH Для воды: Э( H 2 O) = 1H 2 O Для соли: Э( Na 2 SO 4 ) = ½ Na 2 SO 4
Для окислительно-восстановительных реакций: Zn +2 HCl = ZnCl 2 + H 2 Zn -2 e = Zn 2 + 2H + + 2e=H 2 Для цинка Э( Zn )= 1/2Zn Для соляной кислоты Э( HCl ) = HCl Для соли Э(ZnCl 2 )= 1/2ZnCl 2 Для водорода Э(H 2 )= 1/2H 2
1. Закон сохранения массы веществ : масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. 2. Закон постоянства состава: состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способа получения.
3. Закон кратных отношений : если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Смысл этого закона в том, что в состав химического соединения может входить только целое число атомов, не дробное.
4. Закон объемных отношений : объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. 5. Закон Авогадро : в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул.
А) При одинаковых условиях (температура, давление) объем одного количества различных газов одинаков. Б) При нормальных условиях (273,15 К и 101,325 кПа) молярный объем ( V м ) любого газа равен 22,4 л/ моль.
6. Уравнение состояния идеального газа – Менделеева-Клапейрона : PV = mRT / M, где Р – давление газа, Па; V – объем газа, м 3 ; m – масса вещества, г; М – его молярная масса, г/моль; Т – абсолютная температура, К; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль*К.
7. Закон парциальных давлений : Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. Парциальное давление идеального газа в смеси равно давлению, которое будет оказываться, если бы он занимал тот же объём, что и вся смесь газов, при той же температуре.
8. Закон эквивалентов. Имеет несколько формулировок: А) массы участвующих в реакции веществ пропорциональны их молярным массам эквивалента : m 1 / m 2 = M Э1 / M Э2 = …; Б) все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах, т.е. количества молей эквивалента веществ, участвующих в реакции, равны между собой: ν э1 = ν э2 = …; m 1 / M Э1 = m 2 / M Э2 =…..
