Введение в химию: основные понятия, законы и количество вещества

Цели урока

• Различать понятия атом, ион, молекула, химический элемент
• Классифицировать вещества на простые и сложные, чистые и смеси, приводить примеры аллотропии
• Рассчитывать относительную атомную, молекулярную и формульную массы
• Оперировать понятием «количество вещества» (моль), вычислять молярную массу
• Применять закон Авогадро для расчётов объёма газов и числа частиц
• Использовать закон сохранения массы и постоянства состава при решении простейших задач

Зачем это нужно на ЕГЭ

Базовые химические понятия пронизывают весь экзамен. Задание 1 проверяет знание строения вещества, задание 3 – классификацию веществ, задание 5 – номенклатуру. Расчёты с молями, молярной массой и объёмом газов встречаются в заданиях 17, 26, 27, 28, 33 и 34 – то есть почти в каждой расчётной задаче. Без уверенного владения этими понятиями невозможно решить ни одну количественную задачу ЕГЭ. Это фундамент, на котором строится всё остальное.

Теория

Атом, молекула, ион

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его свойства. Атом состоит из ядра (протоны и нейтроны) и электронной оболочки. Число протонов определяет, какой это элемент: у водорода – 1, у углерода – 6, у железа – 26.

Молекула – электрически нейтральная частица, образованная двумя или более атомами, связанными ковалентными связями. Молекула является носителем химических свойств вещества. Молекулы характерны для газов ($O_2$, $N_2$, $CO_2$), жидкостей ($H_2O$, $C_2H_5OH$) и многих органических веществ. Важно понимать, что не все вещества имеют молекулярное строение: хлорид натрия $NaCl$ – это ионный кристалл, и формула $NaCl$ показывает лишь соотношение ионов, а не состав молекулы.

Ион – заряженная частица, образующаяся при потере или приобретении электронов атомом или группой атомов. Катионы ($Na^+$, $Ca^{2+}$, $Fe^{3+}$) заряжены положительно – атом отдал электроны. Анионы ($Cl^-$, $SO_4^{2-}$, $OH^-$) заряжены отрицательно – атом принял электроны.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (одинаковым числом протонов). Элемент – это абстрактное понятие, а вещество – то, с чем мы работаем в лаборатории. Один и тот же элемент может образовывать разные вещества.

Простые и сложные вещества. Аллотропия

Химическое вещество - устойчивая совокупность атомов, молекул или ионов, обладающая при данных условиях определенным набором физических и химических свойств.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента: $O_2$, $Fe$, $S_8$, алмаз ($C$). Сложные вещества (химические соединения) состоят из атомов двух и более элементов: $H_2O$, $NaCl$, $H_2SO_4$.

Аллотропия – способность одного элемента образовывать несколько простых веществ (аллотропных модификаций), различающихся строением. Причины аллотропии – разное число атомов в молекуле или разный тип кристаллической решётки.

Важнейшие примеры аллотропии для ЕГЭ:

• Кислород: $O_2$ (дикислород) и $O_3$ (озон)
• Углерод: алмаз (атомная решётка, $sp^3$), графит (слоистая структура, $sp^2$), фуллерен $C_{60}$, карбин
• Сера: ромбическая $S_8$ и моноклинная сера
• Фосфор: белый (молекулярный $P_4$, ядовит), красный (полимерный, нетоксичен), чёрный
• Олово: белое ($\beta\text{-}Sn$, металл) и серое ($\alpha\text{-}Sn$, неметалл)

Чистые вещества и смеси

Чистое вещество имеет постоянный состав и определённые свойства (температуру плавления, кипения, плотность). Смесь состоит из двух и более веществ, свойства которых сохраняются.

Смеси бывают однородными (гомогенными) – растворы сахара в воде, воздух, сплавы – и неоднородными (гетерогенными) – суспензии, эмульсии, аэрозоли. Способы разделения смесей: фильтрование, выпаривание, дистилляция, хроматография, отстаивание, центрифугирование, магнитная сепарация.

Относительная атомная и молекулярная масса

Относительная атомная масса $A_r$ – безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса атома данного элемента больше $1/12$ массы атома $^{12}C$. Значения $A_r$ берутся из Периодической системы и являются средневзвешенными по природным изотопам (поэтому, например, у хлора $A_r = 35,5$).

Относительная молекулярная масса $M_r$ – сумма относительных атомных масс всех атомов в формуле вещества:

• $M_r(H_2O) = 2 \cdot 1 + 16 = 18$
• $M_r(H_2SO_4) = 2 \cdot 1 + 32 + 4 \cdot 16 = 98$
• $M_r(Ca(OH)_2) = 40 + 2 \cdot (16 + 1) = 74$

Для ионных соединений вместо «молекулярная масса» используют термин «формульная масса», но рассчитывается она точно так же.

Количество вещества. Моль. Число Авогадро

Моль – единица количества вещества, содержащая столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов), сколько атомов содержится в 12 г изотопа $^{12}C$.

Число Авогадро $N_A = 6,022 \cdot 10^{23}$ моль⁻¹ – число частиц в одном моле.

Формула связи количества вещества и числа частиц:

$$n = \frac{N}{N_A}$$

где $n$ – количество вещества (моль), $N$ – число частиц.

Обязательно указывайте, какие именно частицы имеются в виду: 1 моль $H_2$ содержит $6,022 \cdot 10^{23}$ молекул водорода, но $2 \cdot 6,022 \cdot 10^{23} = 1,2044 \cdot 10^{24}$ атомов водорода.

Молярная масса

Молярная масса $M$ – масса одного моля вещества, измеряется в г/моль. Численно совпадает с относительной молекулярной (атомной) массой:

• $M(H_2O) = 18$ г/моль
• $M(Fe) = 56$ г/моль
• $M(H_2SO_4) = 98$ г/моль

Связь массы и количества вещества:

$$n = \frac{m}{M}$$

где $m$ – масса вещества (г), $M$ – молярная масса (г/моль).

Закон Авогадро. Молярный объём газов

Закон Авогадро: в равных объёмах любых газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Следствие: один моль любого газа при нормальных условиях (н.у.: 0 °C, 1 атм = 101,325 кПа) занимает 22,4 л. Эту величину называют молярным объёмом $V_m$.

$$n = \frac{V}{V_m}$$

где $V$ – объём газа (л) при н.у., $V_m = 22,4$ л/моль.

Относительная плотность газов

Относительная плотность газа A по газу B показывает, во сколько раз газ A тяжелее газа B:

$$D_B(A) = \frac{M(A)}{M(B)}$$

Часто используют плотность по водороду и по воздуху:

• $D_{H_2}(A) = \dfrac{M(A)}{2}$
• $D_{\text{возд.}}(A) = \dfrac{M(A)}{29}$

Из этих соотношений можно определить молярную массу неизвестного газа.

Закон сохранения массы

Сформулирован М.В. Ломоносовым (1748) и подтверждён А. Лавуазье (1789): масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции. Атомы в ходе реакции не исчезают и не возникают – они лишь перегруппировываются. Именно поэтому химические уравнения нужно уравнивать.

Закон постоянства состава

Сформулирован Ж. Прустом (1808): каждое чистое вещество молекулярного строения, независимо от способа получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Вода всегда $H_2O$, углекислый газ – всегда $CO_2$. Закон строго справедлив для веществ молекулярного строения (дальтонидов). Для веществ немолекулярного строения (бертоллидов) состав может варьироваться – например, оксиды переходных металлов могут иметь нестехиометрический состав.

Примеры

Пример 1. Расчёт числа частиц

Задача: Сколько молекул содержится в 9 г воды?

Решение:

1. Находим молярную массу воды: $M(H_2O) = 18$ г/моль
2. Находим количество вещества: $n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{9}{18} = 0,5$ моль
3. Находим число молекул: $N = n \cdot N_A = 0,5 \cdot 6,022 \cdot 10^{23} = 3,011 \cdot 10^{23}$

Ответ: $3,011 \cdot 10^{23}$ молекул.

Пример 2. Расчёт объёма газа

Задача: Какой объём (н.у.) занимают 3,2 г кислорода $O_2$?

Решение:

1. $M(O_2) = 32$ г/моль
2. $n = \dfrac{3,2}{32} = 0,1$ моль
3. $V = n \cdot V_m = 0,1 \cdot 22,4 = 2,24$ л

Ответ: 2,24 л.

Пример 3. Определение газа по плотности

Задача: Плотность газа по водороду равна 22. Определите газ.

Решение:

1. $M = D_{H_2}(A) \cdot M(H_2) = 22 \cdot 2 = 44$ г/моль
2. Газ с молярной массой 44 – это $CO_2$ (углекислый газ) или $C_3H_8$ (пропан)
3. Если газ неорганический – это $CO_2$

Ответ: $CO_2$ (углекислый газ).

Пример 4. Закон сохранения массы

Задача: При сгорании 4,8 г магния в кислороде образуется оксид магния. Вычислите массу кислорода, вступившего в реакцию, если масса оксида магния составила 8 г.

Решение: По закону сохранения массы:

$$m(Mg) + m(O_2) = m(MgO)$$ $$4,8 + m(O_2) = 8 \quad \Rightarrow \quad m(O_2) = 3,2 \text{ г}$$

Ответ: 3,2 г.

Вопросы для самопроверки

1. Чем отличается атом от иона? Приведите примеры катиона и аниона.
2. В чём разница между понятиями «химический элемент» и «простое вещество»? Почему нельзя сказать «в воде содержится кислород» (имея в виду элемент)?
3. Назовите три примера аллотропных модификаций разных элементов и объясните причину аллотропии в каждом случае.
4. Рассчитайте молярную массу и число атомов в одной формульной единице $Al_2(SO_4)_3$.
5. Какой объём (н.у.) занимают 7,1 г хлора $Cl_2$?
6. Плотность газа по воздуху равна 1,52. Чему равна молярная масса газа? Предположите формулу.
7. Почему при сжигании железной проволоки на воздухе масса продукта больше массы исходного железа? Нарушается ли при этом закон сохранения массы?

Краткий конспект

• Атом – наименьшая частица элемента; молекула – группа связанных атомов; ион – заряженная частица
• Простые вещества – из одного элемента; сложные – из нескольких
• Аллотропия – один элемент, разные простые вещества ($O_2$/$O_3$, алмаз/графит, белый/красный фосфор)
• Моль – $6,022 \cdot 10^{23}$ частиц; $n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{V}{V_m} = \dfrac{N}{N_A}$
• Молярная масса $M$ (г/моль) численно равна $M_r$
• Молярный объём газа при н.у. $= 22,4$ л/моль
• $D_B(A) = \dfrac{M(A)}{M(B)}$ – относительная плотность газов
• Закон сохранения массы: $m(\text{реагентов}) = m(\text{продуктов})$
• Закон постоянства состава: состав вещества молекулярного строения не зависит от способа получения

Что изучать дальше

После освоения базовых понятий переходите к уроку 2 «Строение атома: ядро, изотопы, электронные оболочки», где вы разберёте внутреннюю структуру атома подробнее. Также полезно заглянуть в урок 9 «Классификация химических реакций», чтобы начать систематизировать типы превращений, и в урок 60 «Базовые расчёты: масса, моль, объём», чтобы отработать вычисления с молями на практике.