Что значит описание в химии
Основные понятия и законы химии
Химия – это наука, которая сопутствует нам, где бы мы не находились: дома, в офисе, на природе или в городе. Трудно переоценить ее вклад в нашу жизнь, необходимость понимания и знания основных понятий и законов химии.
Итак, какие же основные понятия и законы включает химия? Сначала дадим определение науке: Химия — наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении.
Основные понятия химии
Основными в химии являются такие понятия, как атом, молекула, элемент, вещество, аллотропия и др.
У истока основных понятий химии стоит атомно-молекулярное учение, которое дает определение молекулы и атома:
Молекула
Это наименьшая частица определенного вещества, которая обладает его химическими свойствами. Состав и химическое строение молекулы определяют ее химические свойства. Все вещества состоят из молекул, а молекулы из атомов.
Атом
Это наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ, это электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра атома и отрицательно заряженных электронов, вращающихся вокруг ядра.
Молекулы и атомы находятся в постоянном движении.
Химический элемент
В настоящее время известно 118 элементов, 89 из которых найдены в природе, остальные получены искусственно (см. Интересные факты о химических элементах). Что же такое Химический элемент? Это такой вид атомов, который имеет определенный заряд ядра и строение электронных оболочек.
Теперь рассмотрим строение атомного ядра и следующее основное понятие химии.
Атомное ядро
Атомное ядро состоит из протонов (Z) и нейтронов (N), имеет положительный заряд, равный по величине количеству протонов (или электронов в нейтральном атоме) и совпадает с порядковым номером элемента в периодической таблице. Суммарная масса протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N. Существуют химические элементы (изотопы), имеющие одинаковый заряд ядер, но при этом различные массовые числами, что достигается за счет разного числа нейтронов в ядре.
Вещество
Некая совокупность атомов и молекул, их ассоциатов и агрегатов, которые могут находиться в любом из трех агрегатных состояний, образуют вещество.
Простые вещества состоят из атомов одного вида, а сложные вещества (химические соединения) состоят из атомов разного вида и образуются при химическом взаимодействии атомов разных химических элементов.
Аллотропия
Встречается явление, при котором один химический элемент может образовывать нескольких простых веществ, различных по свойствам и строению. Это явление называется Аллотропией. Аллотропные модификации характерны, например, для кислорода (O2 и O3), фосфора (белый, красный, черный фосфор), углерода (алмаз, графит), серы (моноклинная, ромбическая, пластическая), олова (белое, серое, ромбическое олово).
Химическая формула
В 1814 г Й. Берцелиус предложил использовать химическую формулу — запись состава веществ с помощью химических знаков и индексов.
Химическое вещество характеризуется атомной массой, а молекулы — молекулярной массой.
Относительная атомная масса (Ar)
Это отношение средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1 /12 массы атома 12 C.
Относительная молекулярная масса (Mr)
Это величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1 /12 массы атома углерода 12 C. Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов, составляющих химическое соединение, с учетом индексов.
Моль вещества (n)
Это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится их в 12 г изотопа углерода 12 C.
Молярная масса (M) показывает массу 1 моля вещества и равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.
Химический эквивалент
Для более удобного сравнения способности различных элементов к соединению введено понятие химического эквивалента. Это одно из важнейших понятий химии, дадим ему определение:
Химическим эквивалентом вещества (Э) называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.
Масса 1 эквивалента вещества называется эквивалентной массой (mэкв). Масса одного моля эквивалента элемента — это молярная масса эквивалента MЭ(X).
Молярную массу эквивалента химического элемента, простых и сложных веществ (Mэкв(X)) рассчитывают по формуле:
где M(X) – молярная масса; вал – суммарная валентность.
Например, молярная масса эквивалента алюминия составляет Mэкв(Са) = 40/2 = 20 г/моль.
Молярные массы эквивалента кислорода и водорода постоянны и составляют:
Эквивалентную массу соединения можно определить по его химической формуле, например,
М экв(оксида) = М(оксида)/(число атомов кислорода ∙ 2);
М экв(основания) = М(основания)/число гидроксильных групп;
М экв(кислоты) = М(кислоты)/число протонов;
М экв(соли) = М(соли)/(число атомов металла ∙ валентность металла).
Пример, определим эквивалент (Э) и эквивалентную массу Мэкв (Х) фосфора, серы и брома в соединениях PHз, Н2S и HBr.
В PHз 1 моль атомов водорода соединяется с 1/3 моль фосфора, поэтому эквивалент фосфора равен Э(N) = 1/3 моль
В Н2S 1 моль атомов водорода соединяется с 1/2 моль серы, поэтому эквивалент серы равен Э(S) = 1/2 моль
В HBr 1 моль атомов водорода соединяется с 1 моль брома, поэтому эквивалент брома равен Э(Br) = 1 моль.
Найдем эквивалентные массы:
Мэкв (Р) = 31/3 = 10,33 г/моль;
Мэкв (S) = 32/2 = 16 г/моль;
Мэкв (Br) = 80/1 = 80 г/моль.
Аналогично можно дать определение понятию эквивалентный объем.
Эквивалентный объем – это тот объем, который при данных условиях занимает 1 эквивалент вещества. Так как эквивалент водорода равен 1 моль, а в 22,4 л Н2 содержатся 2 эквивалента водорода; тогда эквивалентный объем водорода равен 22,4/2=11,2 л/моль, для О2 эквивалентный объем равен 5,6 л/моль.
Определить эквивалент вещества можно также по его соединению с другим веществом, эквивалент которого известен.
Определить молярную массу эквивалента (эквивалентную массу) можно исходя из закона эквивалентов, который рассмотрен немного ниже.
Основные законы химии
Нижеперечисленные законы принято считать основными законами химии.
Закон эквивалентов
По закону эквивалентов химические элементы соединяются между собой или замещают друг друга в количествах, пропорциональных их молярным массам эквивалентов:
где m1 и m2 — массы реагирующих или образующихся веществ, М экв1 и М экв2 — эквивалентные массы этих веществ.
Примеры расчета молярной массы эквивалента представлен в задачах 5-7 раздела Задачи к разделу Основные понятия и законы химии
Закон сохранения вещества
В 1756 г. М.В. Ломоносов, после длительных испытаний, пришел к важному открытию: вес всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равен весу всех продуктов реакции.
Этот закон отражается в законе сохранения массы, который заключается в следующем: масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Вещества не исчезают и не возникают из ничего, а происходит химическое превращение. Закон является основой при составлении химических реакций и количественных расчетов в химии.
Закон постоянства состава
В 1808 Ж. Пруст сформулировал закон, который гласит, что независимо от способа получения все индивидуальные вещества имеют постоянный количественный и качественный состав.
Закон кратных отношений
В 1803 г Д. Дальтон открыл закон, заключающийся в том, что если два химических элемента образуют несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
Закон объемных отношений
В 1808 г Гей-Люссак сформулировал закон, который гласил:
«Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, являющихся продуктами реакции, соотносятся между собой как небольшие целые числа».
Газовые законы
Важную роль в развитии химической науки сыграли газовые законы (справедливы только для газов).
В 1811 г. Авогадро ди Кваренья (Закон Авогадро) доказал, что- в равных объемах любых газов при постоянных условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. В одинаковых условиях одно и то же число молекул занимают равные объемы, а 1 моль любого при T=273°К и p=101,3 кПа газа занимает объем 22,4 л, который называется молярным объемом газа (Vm).
Независимо друг от друг трое ученых вывели следующие законы:
закон Бойля-Мариотта при Т= const: P1V1 = P2V2;
закон Шарля при V = const:P1 / T1 = P2 / T2
При объединении этих трех законов получаем:
Если условия отличаются от нормальных, то применяют уравнение Клапейрона – Менделеева:
p — давление газа, V — его объем, n — количество молей газа, R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль*К).
Количество газа при нормальных условиях рассчитывают по формуле:
Плотность газов при заданных давлении и температуре прямо пропорциональна их молярной массе:
Относительная плотность газов показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Плотность газа В по газу А определяется следующим образом:
Это основные законы химии. В заключение приведем Закон парциальных давлений (закон Дальтона). Парциальное давление в смеси равно тому давлению газа, которым он обладал бы, если бы занимал такой же объем, какой занимает вся смесь при той же температуре. При условии, что в газовой смеси нет химического взаимодействия, общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газов, входящих в эту смесь:
Состав газовых смесей может выражаться количеством вещества (n), массовыми (ωn), объемными (φn) и молярными (χ) долями:
Химический словарь или справочная тетрадь по химии
Разделы: Химия
Решение о необходимости ведения такой тетради пришло не сразу, а постепенно, с накоплением опыта работы.
Вначале это было место в конце рабочей тетради – несколько страниц для записи наиболее важных определений. Затем туда же были вынесены наиболее важные таблицы. Потом пришло осознание того, что большинству учеников для того, чтобы научиться решать задачи, необходимы строгие алгоритмические предписания, которые они, прежде всего, должны понять и запомнить.
Материал в этой тетради мы располагаем следующим образом: в начале – наиболее важные определения, которые ребята выписывают из учебника или записывают под диктовку учителя. Например, на первом уроке в 8-м классе это определение предмета “химия”, понятие “химические реакции”. В течение учебного года в 8-м классе их накапливается более тридцати. По этим определениям на некоторых уроках я провожу опросы. Например, устный вопрос по цепочке, когда один ученик задает вопрос другому, если тот ответил правильно, значит, уже он задает вопрос следующему; или, когда одному ученику задают вопросы другие ученики, если он не справляется с ответом, значит, отвечают сами. По органической химии это в основном определения классов органических веществ и главных понятий, например, “гомологи”, “изомеры” и др.
В конце нашей справочной тетради представлен материал в виде таблиц и схем. На последней странице располагается самая первая таблица “Химические элементы. Химические знаки”. Затем таблицы “Валентность”, “Кислоты”, “Индикаторы”, “Электрохимический ряд напряжений металлов”, “Ряд электроотрицательности”.
Особенно хочу остановиться на содержании таблицы “Соответствие кислот кислотным оксидам”:
| Соответствие кислот кислотным оксидам | ||||
| Кислотный оксид | Кислота | |||
| Название | Формула | Название | Формула | Кислотный остаток, валентность |
| оксид углерода (II) | CO2 | угольная | H2CO3 | CO3(II) |
| оксид серы (IV) | SO2 | сернистая | H2SO3 | SO3(II) |
| оксид серы (VI) | SO3 | серная | H2SO4 | SO4(II) |
| оксид кремния (IV) | SiO2 | кремниевая | H2SiO3 | SiO3(II) |
| оксид азота (V) | N2O5 | азотная | HNO3 | NO3(I) |
| оксид фосфора (V) | P2O5 | фосфорная | H3PO4 | PO4(III) |
Без понимания и запоминания этой таблицы затрудняется составление учениками 8-х классов уравнений реакций кислотных оксидов со щелочами.
При изучении теории электролитической диссоциации в конце тетради записываем схемы и правила.
Правила составления ионных уравнений:
1. В виде ионов записывают формулы сильных электролитов, растворимых в воде.
2. В молекулярном виде записывают формулы простых веществ, оксидов, слабых электролитов и всех нерастворимых веществ.
3. Формулы малорастворимых веществ в левой части уравнения записывают в ионном виде, в правой – в молекулярном.
| Физические величины | |||
| Обозначение | Название | Единицы | Формулы |
 | количество вещества | моль | = N / NA; = m / М; |
= V / Vm (для газов)
атомы и другие частицы
; / М/ = М r; m = 
• V(для газов) ;V = m /
г / л
= m / V; = M / Vm (для газов)
За 25 – летний период преподавания химии в школе мне пришлось работать по разным программам и учебникам. При этом всегда удивляло то, что практически ни один учебник не учит решать задачи. В начале изучения химии для систематизации и закрепления знаний в словаре мы с учениками составляем таблицу “Физические величины” с новыми величинами:
Приведу примеры некоторых из них.
Алгоритм решения задач по химическим уравнениям.
1. Записать кратко условие задачи и составить химическое уравнение.
2. Над формулами в химическом уравнении надписать данные задачи, под формулами пописать число моль (определяют по коэффициенту).
3. Найти количество вещества, масса или объём которого даны в условии задачи, по формулам:
= m / M; = V / Vm (для газов Vm = 22,4 л / моль).
Полученное число надписать над формулой в уравнении.
4. Найти количество вещества, масса или объём которого неизвестны. Для этого провести рассуждение по уравнению: сравнить число моль по условию с числом моль по уравнению. При необходимости составить пропорцию.
5. Найти массу или объём по формулам: m = M • ; V = Vm • .
Данный алгоритм – это основа, которую должен освоить ученик, чтобы в дальнейшем он смог решать задачи по уравнениям с различными усложнениями.
Задачи на избыток и недостаток.
Если в условии задачи известны количества, массы или объёмы сразу двух реагирующих веществ, то это задача на избыток и недостаток.
1. Нужно найти количества двух реагирующих веществ по формулам:
2. Полученные числа моль надписать над уравнением. Сравнив их с числом моль по уравнению, сделать вывод о том, какое вещество дано в недостатке.
3. По недостатку производить дальнейшие расчёты.
Задачи на долю выхода продукта реакции, практически полученного от теоретически возможного.
m практ. или V практ. всегда меньше теоретически рассчитанных данных. Долю выхода обозначают буквой 
(эта) и рассчитывают по формулам:
(эта) = практ./ теор. = m практ./ m теор. = Vпракт. / Vтеор.
Выражают её в долях от единицы или в процентах. Можно выделить три типа задач:
Если в условии задачи известны данные для исходного вещества и доля выхода продукта реакции, при этом нужно найти практ., m практ. или Vпракт. продукта реакции.
Порядок решения:
1. Произвести расчёт по уравнению, исходя из данных для исходного вещества, найти теор., m теор. или Vтеор. продукта реакции;
2. Найти массу или объём продукта реакции, практически полученного, по формулам:
m практ. = m теор.; Vпракт. = Vтеор.; практ. = теор. .
Если в условии задачи известны данные для исходного вещества и практ., m практ. или Vпракт. полученного продукта, при этом нужно найти долю выхода продукта реакции.
Порядок решения:
1. Произвести расчёт по уравнению, исходя из данных для исходного вещества, найти
теор., m теор. или Vтеор. продукта реакции.
2. Найти долю выхода продукта реакции по формулам:
= практ. / теор. = m практ. / m теор. = Vпракт. /Vтеор.
Если в условии задачи известны практ., m практ. или V практ. полученного продукта реакции и доля выхода его, при этом нужно найти данные для исходного вещества.
Порядок решения:
1. Найти теор., m теор. или Vтеор. продукта реакции по формулам:
2. Произвести расчёт по уравнению, исходя из теор., m теор. или V теор. продукта реакции и найти данные для исходного вещества.
Конечно, эти три типа задач мы рассматриваем постепенно, отрабатываем умения решения каждого из них на примере целого ряда задач.
Задачи на смеси и примеси.
Массовую долю чистого вещества находят по формуле: 
ч.в. = mч.в. / m см., выражают её в долях от единицы или в процентах. Выделим 2 типа задач.
Если в условии задачи дана массовая доля чистого вещества ил массовая доля примесей, значит, при этом дана масса смеси. Слово “технический” тоже означает наличие смеси.
Порядок решения:
1. Найти массу чистого вещества по формуле: m ч.в.= ч.в. • m см.
2. Исходя из массы чистого вещества, производить дальнейшие расчёты по уравнению.
Порядок решения:
1. Произвести расчёт по уравнению, исходя из данных для продукта реакции, и найти n ч.в. и m ч.в.
Закон объёмных отношений газов.
Объёмы газов относятся так же, как их количества веществ:
V1 / V2 = 1 / 2
Этот закон применяют при решении задач по уравнениям, в которых дан объём газа и нужно найти объём другого газа.
Объёмная доля газа в смеси.
= Vг / Vсм, где (фи) – объёмная доля газа.
Vг – объём газа, Vcм – объём смеси газов.
Если в условии задачи даны объёмная доля газа и объём смеси, то, прежде всего, нужно найти объём газа: Vг = • Vсм.
Объём смеси газов находят по формуле: Vсм = Vг / .
Объём воздуха, затраченный на сжигание вещества, находят через объём кислорода, найденный по уравнению:
Вывод формул органических веществ по общим формулам.
Органические вещества образуют гомологические ряды, которые имеют общие формулы. Это позволяет:
1. Выражать относительную молекулярную массу через число n.
2. Приравнивать Mr, выраженную через n, к истинной Mr и находить n.
3. Составлять уравнения реакций в общем виде и производить по ним вычисления.
Вывод формул веществ по продуктам сгорания.
1. Проанализировать состав продуктов сгорания и сделать вывод о качественном составе сгоревшего вещества: Н2О —> Н, СО2 —> С, SO2 —> S, P2O5 —> P, Na2CO3 —> Na, C.
Наличие кислорода в веществе требует проверки. Обозначить индексы в формуле через x, y, z. Например, СxНyОz (?).
2. Найти количество веществ продуктов сгорания по формулам:
n = m / M и n = V / Vm.
3. Найти количества элементов, содержавшихся в сгоревшем веществе. Например:
4. Если сгорело вещество неизвестного состава, то обязательно нужно проверить, содержался ли в нём кислород. Например, СxНyОz (?), m (O) = m в–ва – (m (C) + m(H)).
Предварительно нужно найти: m(C) = n (C) • 12 г / моль, m(H) = n (H) • 1 г / моль.
6. Найти количество сгоревшего вещества по формулам.
7. Найти соотношения индексов по отношению количеств элементов, включив в соотношение и количество сгоревшего вещества. Например:
в – ва : x : y : z = в – ва : (С) : (Н) : (О).
Числа привести к целым, разделив их наименьшее.
Написать истинную формулу.
Вывод формул веществ по массовым долям элементов.
1. Написать формулу, обозначив индексы через x, y, z.
2. Найти соотношение индексов, для этого массовую долю каждого элемента разделить на его атомную массу: x : y : z = 1 / Ar1 : 2 / Ar2 : 3 / Ar3.
3. Полученные числа привести к целым, разделив их на наименьшее из них. При необходимости после деления домножить на 2, 3, 4, 5.
Этим способом решения определяют простейшую формулу. Для большинства неорганических веществ она совпадает с истинной, для органических – наоборот.
Вывод формул веществ по массовым долям элементов, если известны данные для нахождения молярной массы вещества.
Найти молярную массу вещества по формулам:
a) если известна плотность газа: М = Vm = г / л 22, 4 л / моль; r = m / V.
b) если известна относительная плотность: М1 = D2 • М2, M = DH2 • 2, M = DO2 • 32,
M = D возд. • 29, М = DN2 • 28 и т.д.
Далее эту задачу можно решать разными способами. Например:
1 способ: найти простейшую формулу вещества (см. предыдущий алгоритм) и простейшую молярную массу. Затем сравнить истинную молярную массу с простейшей и увеличить индексы в формуле в нужное число раз.
2 способ: найти индексы по формуле n = (э) • Mr / Ar(э).
Если неизвестна массовая доля одного из элементов, то её нужно найти. Для этого из 100 % или из единицы вычесть массовую долю другого элемента.
Постепенно в курсе изучения химии в химическом словаре происходит накопление алгоритмов решения задач разных типов. И ученик всегда знает, где ему найти нужную формулу или нужные сведения для решения задачи.
Многим учащимся нравится ведение такой тетради, они сами дополняют её различными справочными материалами.
Что касается факультативных занятий, то мы с учениками тоже заводим отдельную тетрадь для записи алгоритмов решения задач, выходящих за рамки школьной программы. В этой же тетради для каждого типа задач записываем 1-2 примера, остальные задачи они решают уже в другой тетради. И, если вдуматься, то среди тысяч разных задач, встречающихся на экзамене по химии во всех ВУЗах, можно выделить задачи 25 – 30 различных типов. Конечно, среди них – множество вариаций.
Умение решать задачи по химии это основной критерий творческого усвоения предмета. Именно через решение задач различных уровней сложности может быть эффективно усвоен курс химии.
Если ученик имеет чёткое представление о всех возможных типах задач, прорешал большое количество задач каждого типа, то ему по силам справиться со сдачей экзамена по химии в виде ЕГЭ и при поступлении в вузы.