Химия, как раздел естествознания - наука о веществах и их превращениях. Понятие о веществах, молекулах, атомах, электронах.

Химия, как раздел естествознания - наука о веществах и их превращениях. Понятие о веществах, молекулах, атомах, электронах.

Химия — одна из отраслей естествознания, она тесно связана как с другими науками, так и со всеми отраслями народного хозяйства. Химия – это наука о веществах, их связях и превращениях, которые сопровождаются изменениями химических и физических свойств.

Основные задачи химии: 1. Исследование синтеза новых веществ с определёнными свойствами. 2. Направление синтеза новых веществ с определёнными свойствами. 3. Анализ явления веществ на среду обитания человека. Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. числом протонов.

Атом – электро — нейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. При химическом взаимодействии атомов образуется молекула.

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, способная к самостоятельному существованию. Она может состоять из одинаковых (простое вещество) или различных (сложное вещество) атомов.

Химический элемент. Химические формулы. Уравнения химических реакций. Примеры?

  Объектом изучения химии являются химические элементы и их соединения.

Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым номером в таблице Менделеева. Каждый химический элемент имеет свои название и символ. Формой существования химических элементов в свободном виде являются простые вещества. Химические формулы выражают состав соединения.

Химическое уравнение - условная запись химической реакции с помощью химических формул и математических знаков. Химическое уравнение показывает процесс взаимодействия веществ, в котором возникают новые вещества.

Химическая реакция - явление, в процессе которого происходит превращение одних веществ в другие.

1. реакции соединения: А + В = АВ Например, СаО + СО₂ = СаСО₃

2. реакции разложения: АВ = А + В Например, СаСО₃ = СаО + СО₂

3. реакции замещения: АВ + С = АС + В Например, Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

4. реакции обмена: АВ +CD = AD + CB Например, CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

Атомная масса, молекулярная масса. Моль вещества. Примеры?

Атом – наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул и сохраняющая химические свойства данного элемента.

Абсолютные величины очень малы, например, масса атома водорода равна 1,67·10^-24 г. Поэтому для практических целей введена атомная единица массы (а.е.м.), которая составляет 1/12 часть массы атома изотопа углерода с массовым числом, равным 12, – ¹²С:1 а.е.м.=1,667·10^-24 г.

Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой. Относительная атомная масса является безразмерной величиной и показывает во сколько раз масса данного атома больше ¹/₁₂ массы ¹²С. Например, A_r(S) = 32.

Масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной молекулярной массой и обозначается M_r. Зная формулу химического соединения, можно рассчитать его молекулярную массу как сумму относительных атомных масс всех входящих в его состав атомов. Например, М_r(Н₂SO₄) = 2·A_r(H) + A_r(S) + 4·A_r(O) = 2·1 + 32 + 4·16 = 98.

В химии широко применяется единица количества вещества – моль. Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.) данного вещества, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С. Вычислено, что в 12 г ¹²С содержится 6,02·10²³ атомов. Это число называется числом Авогадро и обозначается N_А. Следовательно, в одном моле любого вещества содержится 6,02·10²³ частиц.

Масса одного моля вещества называется молярной массой вещества и обозначается М. Молярная масса вещества представляет собой отношение массы вещества (m) к количеству вещества (ν): М = m/ ν. Молярную массу обычно выражают в граммах на моль (г/моль) и численно она равна относительной молекулярной массе. Например, М(Н₂SO₄) = 98 г/моль.

Объем, занимаемый одним молем газа при нормальных условиях (температура 0ºС, давление 760 мм рт. ст. или 101, 325 кПа), называют молярным объемом. Он обозначается V_m и равен 22,4 л/моль.

Валентность. Степень окисления элементов. Примеры?

Валентность химического элемента определяет, сколько одинарных химических связей способны образовывать атомы этого элемента с другими атомами. Атомы многих химических элементов могут проявлять разную валентность.

Степень окисления (с.о.) – это условный заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:

1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в O₂, равна нулю.

2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2.

3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na⁺¹H^-1.

4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочноземельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).

5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

Закон сохранения массы вещества. Примеры?

Основным законом химии является закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. Таким образом, в химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ.

С законом сохранения массы веществ тесно связан закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но одни ее виды могут превращаться в другие в строго эквивалентных количествах. Например, при разложении солей под действием электрического тока электрическая энергия превращается в химическую, при разрядке аккумулятора происходит обратный процесс – превращение химической энергии в электрическую.

Закон постоянства состава. Примеры?

Закон постоянства состава: каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения. Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен. Например CuS - сульфидмеди. m(Cu): m(S) = A_r(Cu): A_r(S) = 64: 32 = 2: 1

Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Эквиваленты простых и сложных веществ. Примеры?

Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.

Под «реальной частицей» понимают реально существующие соединения (КОН, H₂SO₄, Н₂О), под «условной» – доли этих реальных частиц (¹/₂H₂SO₄, ¹/₅KMnO₄). Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина, и его состав выражают с помощью химических формул и символов. Количество вещества эквивалентов измеряется в молях. Масса 1 моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (М_э) и выражается в г/моль.

Молярная масса эквивалентов вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается так:

,

где М – молярная масса вещества; n_е– число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующихв кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

,

где n – число функциональных групп: для кислот – число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Молярная масса эквивалентов соли в реакциях обмена рассчитывается по формуле:

,

где n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления иона металла.

Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле:

,

где n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой

,

где М_А – молярная масса атома элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента.

В общем виде закон эквивалентов формулируется следующим образом: массы реагирующих друг с другом веществ прямо пропорциональны молярным массам их эквивалентов:

.

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у ZnCl₂

Решение: ZnCl₂ (средняя соль):

.

f _Э(ZnCl₂) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl₂ является частица 1/2ZnCl₂.

Закон кратных отношений. Примеры?

Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Пример. При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,29, 2,86 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах.

Оксид	N,%	O,%	O/N
N2O	63,7	36,7	0,58	1
NO	46,7	53,3	1,14	2
N2O3	36,8	63,2	1,71	3
NO2	30,4	69,6	2,29	4
N2O5	25,9	74,1	2,86	5

 

Оксиды. Классификация оксидов. Химические свойства оксидов. Примеры?

  Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.

Формулы оксидов составляются с учетом валентности элементов и степени их окисления в соответствующем оксиде.

Оксиды разделяются на несолеобразующие (N₂O, NO, SiO) и солеобразующие. Солеобразующие оксиды по химическим свойствам делятся на основные (Na₂O, CaO, MgO), кислотные (CO₂, SO₃, P₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇) и амфотерные (ZnO, BeO, Al₂O₃, Cr₂O₃, PbO, SnO).

1. Основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой, образуя щелочи: CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

Кислотные оксиды, взаимодействуя с водой, образуют кислоты: SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды: CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O;

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды:

SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O.

Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами как основные и с

основаниями как кислотные: ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O;

3. При взаимодействии основных и кислотных оксидов образуются соли: Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃.

Характер оксида определяется природой элемента (металл или неметалл), его местом в периодической системе. Неметаллы образуют кислотные оксиды, металлы же образуют основные, кислотные и амфотерные оксиды. Тип оксида определяется также степенью окисления металла. Проследим за изменением характера высших оксидов элементов III периода периодической системы Д.И.Менделеева:

Na₂O, MgO Al₂O₃ SiO_2, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇

Металлы натрий и магний образуют основные оксиды, неметаллы кремний, фосфор, сера, хлор – кислотные. Алюминий стоит в периоде между металлом магнием и неметаллом кремнием, а поэтому должен иметь двойственные (амфотерные) свойства.

Основания. Классификация и химические свойства оснований. Примеры?

Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла, связанных содной или несколькими гидроксильными группами (NaOH, KOH, Cu(OH)₂, Fe(OH)₃). Основания взаимодействуют:

1. С кислотами с образованием соли и воды: 2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O.

2. С кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды: 2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O;

3. С солями с образованием новой соли и нового основания: 2NaOH + CuSO₄ = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

Гидроксиды металлов, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами, называют амфотерными. К ним относятся: Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂.

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O;

Растворимые в воде основания (щелочи) получают взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: BaO + H₂O = Ba(OH)₂.

Нерастворимые в воде и амфотерные основания получают реакцией обмена:

ZnSO₄ + 2NaOH = Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄.

Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства кислот. Примеры?

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка (H₂SO₄, HNO₃, HCl). Кислоты взаимодействуют:

С основаниями с образованием соли и воды: 2HNO₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

2. С основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды: 2HCl + BaO = BaCl₂ + H₂O;

3. С солями с образованием новой соли и новой кислоты: H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄ ↓+ 2HNO₃.

4. С металлами. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот, исключая HNO₃: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Одним из способов получения кислот является взаимодействие кислотного оксида с водой:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

Соли. Группы солей. Получение солей. Свойства солей. Примеры?

Соли – это продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Соли бывают средние, кислые, основные.

Средние соли (K₂SO₄, Na₃PO₄, MgCl₂) – это продукты полного замещения водорода в кислоте на металл: 2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O.

Кислые соли (KHSO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄) – это продукты неполного замещения водорода в кислоте на металл: KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O.

Основные соли (MgOHCl, (CuOH)₂CO₃, FeOHCl₂) – это продукты неполного замещения гидроксильной группы в основании на кислотный остаток: Mg(OH)₂ + HCl = MgOHCl + H₂O.

Средние соли получают:

1. Взаимодействием металла неметаллом: Fe + S = FeS.

2. Взаимодействием металла с кислотой: Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑.

3. Взаимодействием металла с солью: Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + H₂O.

4. Взаимодействием основного оксида с кислотой: MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O.

5. Взаимодействием кислотного оксида с основанием: SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O.

6. Взаимодействием основного и кислотного оксида: BaO + N₂O₅ = Ba(NO₃)₂.

7. Взаимодействием основания с кислотой (реакция нейтрализации): NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

8. Взаимодействием кислоты с солью: H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓+ 2HCl.

9. Взаимодействием основания с солью: 2KOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄.

10. Взаимодействием между солями: Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaNO₃.

Дисперсное состояние вещества. Коллоиды. Примеры?

Дисперсные системы – это системы, в которых мелкие частицы вещества распределены в однородной среде (жидкость, газ, кристалл). Размер частиц дисперсной фазы характеризуется дисперсностью. В зависимости от нее дисперсные системы можно разделить на высокодисперсные, или собственно коллоидные, и низкодисперсные (грубодисперсные). От названия коллоидных систем произошло название отдельной области химии – коллоидной. «Коллоидная химия» – традиционное название химии дисперсных систем и поверхностных явлений. Раньше коллоидами называли клееподобные вещества, теперь это высокодисперсные системы с сильно развитой поверхностью раздела фаз.

Ионная связь. Поляризация ионов. Примеры?

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами. Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия (NaOH) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).

Поляризация ионов: Так как электронные плотности атомов и ионов простираются на значительные расстояния от ядер и имеют заметные значения за пределами их эффективных радиусов, то при образовании любой химической связи обязательно имеет место перекрывание облаков, то есть связь не может быть чисто ионной.

Каждый ион можно характеризовать его поляризующим действием, которое зависит от напряженности создаваемого им электрического поля, пропорционального отношению заряда к радиусу (q / r - ионный потенциал), и поляризуемостью, то есть способностью их к деформации ^_ a (измеряется в единицах объема х10^-24 см³). Качественные правила, характеризующие поляризацию ионов, сформулированы К. Фаянсом в 1923 г.

1. Поляризация тем больше, чем меньше размер катиона и больше его заряд, то есть чем больше ионный потенциал.

2. Поляризация тем больше, чем больше отрицательный заряд аниона и больше его радиус; многозарядные анионы по этой причине образуют только ковалентные соединения (P^3-, As^3-).

3. Поляризация катионов больше, если у них внешние электроны не имеют конфигурации благородного газа (s²р⁶), а имеют конфигурацию (n - 1)d ^x ns⁰ (где х от 1 до 10).

Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие. Примеры?

Водородная связь: в образовании связи принимает участие атом водорода. Водородные связи могут образовываться в тех случаях, когда атом водорода связан с электроотрицательным атомом, который смещает на себя электронное облако, создавая тем самым на водороде положительный заряд 6-К

Водородная связь — связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатическую, частично донорно-акцепторную природу.

В качестве примера рассмотрим образование водородной связи между двумя молекулами воды. В Н₂0 связи О-Н имеют заметный полярный характер с частичным отрицательным зарядом б— на кислороде. Атом водорода, наоборот, приобретает небольшой положительный заряд 6+ и может взаимодействовать с не поделенными парами электронов атома кислорода соседней молекулы воды: Водородную связь обычно схематично изображают точками. Взаимодействие между молекулами воды оказывается достаточно сильным — даже в парах воды присутствуют димеры и тримеры состава (Н₂0)₂, (Н₂0)₃.

Металлическая связь. Примеры?

Металлическая связь: Связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для металлов. Сущность процесса связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свободные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положительными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, электроны как бы цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов.

Механизм металлической связи: Во всех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа движутся валентные электроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть. Силы связи не локализованы и не направлены. Поэтому в большинстве случаев проявляются высокие координационные числа (например, 12 или 8). Когда два атома металла сближаются, орбитали их внешних оболочек перекрываются, образуя молекулярные орбитали. Если подходит третий атом, его орбиталь перекрывается с орбиталями первых двух атомов, что дает еще одну молекулярную орбиталь. Когда атомов много, возникает огромное число трехмерных молекулярных орбиталей, простирающихся во всех направлениях. Вследствие многократного перекрывания орбиталей валентные электроны каждого атома испытывают влияние многих атомов.

Растворы. Характеристика растворов. Типы растворов. Примеры?

Раствор - твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в довольно широких пределах. Наиболее важный вид растворов — это жидкие растворы, рассмотрению которых и посвящается настоящий раздел.

Раствор состоит из среды, в которой это вещество равномерно распределено в виде молекул или еще более мелких частиц — ионов. Однако не всегда легко определить, какое вещество является растворителем и какое — растворенным веществом. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор (например, в случае водного раствора соли растворителем, конечно, является вода). Если оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии (например, спирт и вода), то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве.

Однородность растворов делает их очень сходными с химическими соединениями. Выделение тепла при растворении некоторых веществ тоже указывает на известного рода химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав последних постоянен, а состав раствора, приготовленного из данных компонентов, может иногда изменяться в довольно широких пределах. Кроме того, в свойствах раствора можно обнаружить многие свойства его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения. Непостоянство состава растворов приближает их к механическим смесям, однако от последних они резко отличаются своею однородностью. Таким образом, растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями.

Разбавленные, насыщенные, пересыщенные растворы - характеристика, свойства. Примеры?

 

Диссоциация кислот, оснований, солей. Степень и константа диссоциации. Примеры?

 

Ионные уравнения реакций. Примеры?

 

Гидролиз солей. Типы гидролиза. Степень гидролиза. Примеры?

Окислительно-восстановительные реакции. Типы окислительно-восстановительных реакций. Примеры?

 

Важнейшие окислители и восстановители. Процессы окисления и восстановления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Примеры?

 

Электролиз. Процессы на электродах, у электродов. Примеры?

 

Полимеры, пластмассы - характеристика и свойства. Получение и применение. Примеры?

 

Комплексные соединения. Классификация. Получение и применение. Примеры?

 

Химия, как раздел естествознания - наука о веществах и их превращениях. Понятие о веществах, молекулах, атомах, электронах.

Химия — одна из отраслей естествознания, она тесно связана как с другими науками, так и со всеми отраслями народного хозяйства. Химия – это наука о веществах, их связях и превращениях, которые сопровождаются изменениями химических и физических свойств.

Основные задачи химии: 1. Исследование синтеза новых веществ с определёнными свойствами. 2. Направление синтеза новых веществ с определёнными свойствами. 3. Анализ явления веществ на среду обитания человека. Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядер, т.е. числом протонов.

Атом – электро — нейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. При химическом взаимодействии атомов образуется молекула.

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, способная к самостоятельному существованию. Она может состоять из одинаковых (простое вещество) или различных (сложное вещество) атомов.

Химический элемент. Химические формулы. Уравнения химических реакций. Примеры?

  Объектом изучения химии являются химические элементы и их соединения.

Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым номером в таблице Менделеева. Каждый химический элемент имеет свои название и символ. Формой существования химических элементов в свободном виде являются простые вещества. Химические формулы выражают состав соединения.

Химическое уравнение - условная запись химической реакции с помощью химических формул и математических знаков. Химическое уравнение показывает процесс взаимодействия веществ, в котором возникают новые вещества.

Химическая реакция - явление, в процессе которого происходит превращение одних веществ в другие.

1. реакции соединения: А + В = АВ Например, СаО + СО₂ = СаСО₃

2. реакции разложения: АВ = А + В Например, СаСО₃ = СаО + СО₂

3. реакции замещения: АВ + С = АС + В Например, Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

4. реакции обмена: АВ +CD = AD + CB Например, CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

Атомная масса, молекулярная масса. Моль вещества. Примеры?

Атом – наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул и сохраняющая химические свойства данного элемента.

Абсолютные величины очень малы, например, масса атома водорода равна 1,67·10^-24 г. Поэтому для практических целей введена атомная единица массы (а.е.м.), которая составляет 1/12 часть массы атома изотопа углерода с массовым числом, равным 12, – ¹²С:1 а.е.м.=1,667·10^-24 г.

Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой. Относительная атомная масса является безразмерной величиной и показывает во сколько раз масса данного атома больше ¹/₁₂ массы ¹²С. Например, A_r(S) = 32.

Масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной молекулярной массой и обозначается M_r. Зная формулу химического соединения, можно рассчитать его молекулярную массу как сумму относительных атомных масс всех входящих в его состав атомов. Например, М_r(Н₂SO₄) = 2·A_r(H) + A_r(S) + 4·A_r(O) = 2·1 + 32 + 4·16 = 98.

В химии широко применяется единица количества вещества – моль. Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.) данного вещества, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С. Вычислено, что в 12 г ¹²С содержится 6,02·10²³ атомов. Это число называется числом Авогадро и обозначается N_А. Следовательно, в одном моле любого вещества содержится 6,02·10²³ частиц.

Масса одного моля вещества называется молярной массой вещества и обозначается М. Молярная масса вещества представляет собой отношение массы вещества (m) к количеству вещества (ν): М = m/ ν. Молярную массу обычно выражают в граммах на моль (г/моль) и численно она равна относительной молекулярной массе. Например, М(Н₂SO₄) = 98 г/моль.

Объем, занимаемый одним молем газа при нормальных условиях (температура 0ºС, давление 760 мм рт. ст. или 101, 325 кПа), называют молярным объемом. Он обозначается V_m и равен 22,4 л/моль.

Валентность. Степень окисления элементов. Примеры?

Валентность химического элемента определяет, сколько одинарных химических связей способны образовывать атомы этого элемента с другими атомами. Атомы многих химических элементов могут проявлять разную валентность.

Степень окисления (с.о.) – это условный заряд элемента в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Определение степени окисления проводят, используя следующие положения:

1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в O₂, равна нулю.

2. Cтепень окисления кислорода в соединениях обычно равна –2.

3. Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1, за исключением солеобразных гидридов, например, Na⁺¹H^-1.

4. Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1); щелочноземельные металлы, бериллий и магний (+2); фтор (–1).

5. Алгебраическая сумма степеней окисления элементов в нейтральной молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

Закон сохранения массы вещества. Примеры?

Основным законом химии является закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. Таким образом, в химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ.

С законом сохранения массы веществ тесно связан закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но одни ее виды могут превращаться в другие в строго эквивалентных количествах. Например, при разложении солей под действием электрического тока электрическая энергия превращается в химическую, при разрядке аккумулятора происходит обратный процесс – превращение химической энергии в электрическую.

Закон постоянства состава. Примеры?

Закон постоянства состава: каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения. Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен. Например CuS - сульфидмеди. m(Cu): m(S) = A_r(Cu): A_r(S) = 64: 32 = 2: 1

Понятие об эквиваленте. Закон эквивалентов. Эквиваленты простых и сложных веществ. Примеры?

Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.

Под «реальной частицей» понимают реально существующие соединения (КОН, H₂SO₄, Н₂О), под «условной» – доли этих реальных частиц (¹/₂H₂SO₄, ¹/₅KMnO₄). Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина, и его состав выражают с помощью химических формул и символов. Количество вещества эквивалентов измеряется в молях. Масса 1 моля эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (М_э) и выражается в г/моль.

Молярная масса эквивалентов вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается так:

,

где М – молярная масса вещества; n_е– число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующихв кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

,

где n – число функциональных групп: для кислот – число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Молярная масса эквивалентов соли в реакциях обмена рассчитывается по формуле:

,

где n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления иона металла.

Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле:

,

где n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой

,

где М_А – молярная масса атома элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента.

В общем виде закон эквивалентов формулируется следующим образом: массы реагирующих друг с другом веществ прямо пропорциональны молярным массам их эквивалентов:

.

Пример. Определите фактор эквивалентности и эквивалент у ZnCl₂

Решение: ZnCl₂ (средняя соль):

.

f _Э(ZnCl₂) = 1/2, поэтому эквивалентом ZnCl₂ является частица 1/2ZnCl₂.

Закон кратных отношений. Примеры?

Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Пример. При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,29, 2,86 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах.

Оксид	N,%	O,%	O/N
N2O	63,7	36,7	0,58	1
NO	46,7	53,3	1,14	2
N2O3	36,8	63,2	1,71	3
NO2	30,4	69,6	2,29	4
N2O5	25,9	74,1	2,86	5