Основные законы химии - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Основные законы химии. Доклад-сообщение содержит 23 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Основные законы химии Лекция 3

Слайд 2

Описание слайда:

Закон сохранения массы В ходе химической реакции как общая масса веществ, так и масса отдельных элементов остается постоянной. Ломоносов, 1748 Лавуазье, 1774

Слайд 3

Описание слайда:

Схема опытов Лавуазье

Слайд 4

Описание слайда:

Закон сохранения массы Закон сохранения массы означает, что в ходе реакции масса не изменяется. Значит сумма масс продуктов реакции всегда равна сумме масс исходных реагентов. 2 H2 + O2 = 2 H2O 2 г 16 г 18 г (2 + 16 = 18)

Слайд 5

Описание слайда:

Закон постоянства состава Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения постоянны и не зависят от способа его получения. Пруст, 1797

Слайд 6

Описание слайда:

Дальтониды и бертоллиды Вещества постоянного состава называют дальтонидами. Вещества переменного состава называют бертоллидами.

Слайд 7

Описание слайда:

Закон кратных соотношений Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как простые целые числа. Дальтон, 1803

Слайд 8

Описание слайда:

Закон постоянства состава и закон кратных соотношений m (CO2) m (O) m(C) m(O)/m(c) 123 г 89,4 г 33,6 г 2,66 50,5 г 36,7 г 13,8 г 2,66 88,6 г 64,4 г 24,2 г 2,66 m (CO) m (O) m(C) m(O)/m(c) 16,3 г 9,31 г 6,99 г 1,33 25,9 г 14,8 г 11,1 г 1,33

Слайд 9

Описание слайда:

Атомная теория Дальтона Вся материя состоит из мельчайших частиц, называемых атомами, которые являются наименьшими частицами элементов, участвующих в химических реакциях. Все атомы каждого элемента одинаковы. Атомы различных элементов различны Соединения образуются из атомов различных элементов в строго определенных пропорциях. В ходе химических реакций атомы не разрушаются и не создаются, а только изменяется характер их взаимодействия друг с другом. Дальтон, 1803

Слайд 10

Описание слайда:

Атомные единицы массы На основании закона кратных соотношений Дальтон определил атомные массы известных к тому времени элементов, взяв за единицу массу наиболее легкого атома водорода. Абсолютные массы атомов, точно определенные позже, весьма невелики (~ 10-27 – 10-25 кг). Поэтому химики обычно пользуются относительными атомными единицами массы (а.е.м.). С 1961 года в качестве единой а.е.м. используются углеродные единицы – 1/12 массы изотопа 12С.

Слайд 11

Описание слайда:

Изотопы Изотопы – это различающиеся по массе атомы одного элемента. Большинство элементов представляют собой смесь нескольких изотопов с различным естественным содержанием. Например: природный кремний состоит из 92,28% 28Si, 4,67% 29Si и 3,05% 30Si.

Слайд 12

Описание слайда:

Слайд 13

Описание слайда:

Средняя атомная масса Средняя атомная масса химического элемента равна среднему арифметическому относительных масс изотопов с учетом их естественного содержания. Средние атомные массы приведены в таблице Менделеева.

Слайд 14

Описание слайда:

Молекулярная масса Молекулярной массой вещества называют отношение его массы к 1/12 массы атома углерода. Поскольку масса молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то молекулярная масса равна сумме соответствующих атомных масс.

Слайд 15

Описание слайда:

Моль Моль – количество вещества, которое содержит такое же число структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и т.д.), как и в 12,000 г изотопа углерода 12С. Молярная масса (масса одного моля) вещества в г/моль численно равна его молекулярной массе в а.е.м.

Слайд 16

Описание слайда:

Расчет молярной массы Пример: рассчитать молярную массу CO2. Решение: Mr (CO2) = Ar (C) + 2 * Ar (O) = 12,01 + 2 * 16,00 = 44,01 а.е.м M (CO2) = 44,01 г/моль

Слайд 17

Описание слайда:

Использование молярной массы Молярная масса (M) устанавливает связь между количеством вещества (n) и его массой (m). M = m/n или m = M * n или n = m/M Пример: Рассчитать количество вещества воды массой 5,4 г. M (H2O) = 2 * 1,0 + 16,0 = 18,0 г/моль n = m/M = 5,4 г / 18,0 г/моль = 0,30 моль

Слайд 18

Описание слайда:

Массовая доля элемента Массовую долю элемента в соединении можно рассчитать как произведение атомной массы элемента на число его атомов в молекуле и на 100% поделенное на молекулярную массу соединения. Пример: Найти массовую долю кислорода в H3PO4. Mr (H3PO4) = 97.99 а.е.м. %O = 4 * 16,00 / 97,99 * 100% = 65,31%

Слайд 19

Описание слайда:

Молекулярная и эмпирическая формулы вещества Молекулярная формула соединения определяет истинное количество атомов различных элементов в молекуле (H2O - вода). Эмпирическая формула соединения - это формула отражающая качественный и количественный состав с использованием наименьших целых чисел. Например: Молекулярная формула бензола C6H6. Его эмпирическая формула CH.

Слайд 20

Описание слайда:

Определение формулы вещества Задача: Определить эмпирическую и молекулярную формулы вещества, содержащего 94,06% O и 5,93% H, если его молярная масса равна 34 г/моль. Решение: 1. Определяем, что других элементов в веществе нет: %O + %H = 94,06% + 5,93% = 99,99%  100%. 2. Определяем относительное количество атомов каждого типа делением массовой доли на атомную массу каждого элемента: n (H) = 5,93 г / 1,01 г/моль = 5,87 моль n (O) = 94,06 г / 16,00 г/моль = 5,87 моль 3. Определяем наименьшие целые числа соотношения элементов: n (H) / n (O) = 5,87 / 5,87 = 1:1. Эмпирическая формула вещества: HO.

Слайд 21

Описание слайда:

Определение формулы вещества (продолжение) 4. Определяем молярную массу, соответствующую эмпирической формуле: M (OH) = 1,01 + 16,00 = 17,01 г/моль. 5. Делением истинной молярной массы на полученное значение определяем целочисленный коэффициент, на который на умножить эмпирическую формулу: k = 34 / 17,01 = 2 Молекулярная формула: H2O2 (пероксид водорода).

Слайд 22

Описание слайда:

Закон эквивалентных отношений Весовые количества двух или нескольких веществ, которые порознь вступают в химические реакции с постоянным количеством третьего вещества совпадают с количествами двух первых веществ в их реакции между собой или являются простыми кратными этих количеств. Рихтер, 1792

Слайд 23

Описание слайда:

Закон эквивалентов Все вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. Эквивалент [fэкв (B) – это реальная или условная часть вещества, которая в реакции может присоединять, замещать либо соответствовать одному атому или иону водорода (H, H+) или одному молю водорода (H, H+), а в окислительно-восстановительных реакциях - одному электрону или одному молю электронов.