Основные законы химии: закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон Авогадро, закон сохранения массы.

Предмет и задачи химии. Основные понятия химии.

Хи́мия — одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также фундаментальных законах, которым эти превращения подчиняются.

Основные понятия химии.

Атом – мельчайшая, химическая неделимая электронейтральная частица вещества. Состоит из ядра и электронной оболочки.

Молекула – наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства и способная к самостоятельному существованию. Состоит из атома.

Простое вещество – вещество, состоящее из атомов одного химического элемента (водород, кислород и т.д.)

Сложное вещество – вещество, состоящее из атома разных химических элементов (кислоты, вода и т.д.)

Относительная атомная масса – масса (а.е.м) 6,02*10 молекул простого вещества, где а.е.м – атомная единица массы.

Относительная молекулярная масса – масса (а.е.м) 6,02*10 молекул сложного вещества. Численно равна молярной массе, но отличается размерностью.

Атомная единица массы (а.е.м) – внесистемная единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц. Атомная единица массы выражается через массу нуклида углерода С и равна 1/12 массы этого нуклида.

Моль – мера количества вещества содержащая Число Авогадро.

Молярная масса – (г/маль) масса одного атома элемента.

Молярный объем – объем одного моля вещества, величина, получающаяся от деления молярной массы на плотность.

Химическая формула – условное обозначение химического свойства с помощью символов химических элементов, числовых и вспомогательных знаков (скобок, тире).

Химический элемент – определенный вид атома имеющий название, порядковый номер, и положение в таблице Менднлеева.

Основные законы химии: закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон Авогадро, закон сохранения массы.

Закон сохранения массы (М. Ломоносова, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Закон постоянства (Ж. Пруст 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения.

Закон кратных отношений(Дж.Дальтон 1803): если два элемента образуют друг с другом белее одного соединения, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся как целые числа, обычно небольшие. Примеры: 1) Хлористый кальций образует с водой 4 гидрата, состав которых выражается формулами: CaCl2×H2O, CaCl2×2H2O, CaCl2×4H2O, CaCl2×6H2O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl2, относятся как 1: 2: 4: 6.

Закон Авогадро: в разных объемах различных газов при одинаковых условиях(температура и давление) содержится одинаковое число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

Основные положения атомно – молекулярного учения.

Атомно - молекулярное учение - совокупность законов и аксиом описывающих все вещества как набор молекул, состоящих из атомов. Атомно – молекулярное учение обосновал и развил русский ученый М.В. Ломоносов (корпускулярно – кинетическая теория)

1. Все вещества состоят из атомов.

2. Атомы одного химического вещества (хим. элемент) обладают одинаковыми свойствами, но отличаются от атомов другого вещества.

3. При взаимодействии атомов образуются молекулы (гомоядерные – простые вещества, гетероядерные – сложные вещества)

4. При физических явлениях молекулы не изменяются, при химических происходит изменение их состава.

5. Химическая реакция заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества.

6. Закон сохранения массы – масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

7. Закон постоянства состава (закон кратных отношений) – любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношение их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами.

8. Аллотропия – существование одного и того же химического элемента в виде нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам.

 

4.строение ядра атома. Изотопы. Химический элемент.

Атом – это сложная микро – система элементарных частиц находящихся в постоянном движении и взаимодействии. Атом в целом элементарен. Атом состоит из + заряженного ядра и – заряд элементарной оболочки.

Ядро является фундаментальной основой атома, определяет индивидуальность химического элемента, состоит из + заряженных протонов (р) и нейтральных нейтронов (n). Число ядерных p определяет заряд ядра которое соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе.

Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, т.е. одинаковым числом ядерных протонов.

Атомы одного химического элемента в ядрах которых содержится разное число нейтронов называется изотопами.

Атомные орбитали. Квантовые числа.

Устойчивое состояние электрона характеризуется 4 квантовыми числами.

1. Главное квантовое число(n).

Характеризует размеры электронного облака. Определяет запас энергии на уровне, принимает численные значения от 1 до бесконечности – теоретически, от 1 до 7 – практически. (максимальное значение главного квантового числа совпадает с номером периода)

2. Побочное квантовое число (орбитального) (L)

Характеризует форму электронного облака, определяет запас энергии над подуронем. Принимает все целочисленные значения от 0 до (n – 1), где n - главное квантовое число.

3. Магнитное квантовое число (Me) – характеризует пространственную ориентацию электронного облака, определяет число орбиталей на энергетическом подуровне. Принимает все целочисленные значения от –L до …, 0, …+L

4. Спинное квантовое число (Ms) – определяет вращение электрона вокруг собственной оси, принимает два значения +1/2(по) и -1/2(против).

Атомная орбиталь – пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

Атомная орбиталь – это функция, которая описывает плотность электронного облака в каждой точке пространства вокруг ядра атома.

Основные правила заполнения электронной оболочки: принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского.

Правило Клечковского: энергетические подуровни заполняются электронами по мере увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l), в случае если для двух или более подуровней сумма главного и побочного квантовых чисел совпадает, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа (n).

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел, следствием является на одной орбитали располагается не более двух электронов и они должны иметь разное значение спинного квантового числа.

Павило Хунда (Гунда): заполнение орбиталей одного энергетичекого подуровня, происходит таким образом, чтобы суммарный спин электронов был максимальным.

Классификация элементов на металлы и неметаллы. Электронные семейчтва.

Состоят из атомов одного химического элемента (являются формой его существования в свободном состоянии). Все простые вещества в неорганической химии делятся на две большие группы: Металлы — Неметаллы.

Металлы

Мета́ллы — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск. Из 118[4] химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

6 элементов в группе щелочных металлов,

6 в группе щёлочноземельных металлов,

38 в группе переходных металлов,

11 в группе лёгких металлов,

7 в группе полуметаллов,

14 в группе лантаноиды + лантан,

14 в группе актиноиды (физические свойства изучены не у всех элементов) + актиний,

вне определённых групп бериллий и магний.

Таким образом, к металлам относится 96 элементов из всех открытых.

Неметаллы

Немета́ллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. В молекулярной форме в виде простых веществ в природе встречаются азот, кислород и сера. Чаще неметаллы находятся в химически связанном виде: это вода, минералы, горные породы, различные силикаты, фосфаты, бораты. По распространённости в земной коре неметаллы существенно различаются. Наиболее распространёнными являются кислород, кремний, водород; наиболее редкими — мышьяк, селен, иод. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их бо́льшую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. К неметаллам также относят водород и гелий.

 

Меняется размер атома

Сверху вниз в группе радиусы атомов

увеличиваются!

Что это означает? Это означает, что

1) внешние электроны все слабее притягиваются к ядру атома;

2) возрастает способность атома отдавать электроны.

3) способность отдавать электроны=металлические свойства, т.е.

§ В группах сверху вниз возрастают металлические свойства элементов

§ усиливаются основные свойства их соединений

 

 

 

Метод валентных связей

Основные положения метода валентных связей, базирующиеся на квантово-механической теории строения атома, были разработаны Вальтером Гейтлером и ФритцемЛондоном в 1928 году. В последующем значительный вклад в развитие этого метода внесли Лайнус Полинг и Джон Слейтер. С точки зрения этого метода:

1. В образовании связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки атома (валентные электроны).

2. Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов с антипараллельными спинами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью, обусловливающая связь между ядрами атомов. Таким образом, в основе МВС лежит образование двухэлектронной, двухцентровой связи.

3. Химическая связь осуществляется в том направлении, в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей.

4. Из нескольких связей данного атома наиболее прочной будет связь, которая получилась в результате наибольшего перекрывания атомных орбиталей.

5. При образовании молекул электронная структура (кроме внешней электронной оболочки) и химическая индивидуальность каждого атома в основном сохраняются.

Валентность

Валентными электронами называются электроны внешних электронных орбиталей атома. Число валентных электронов, отдаваемых атомом для образования связей, определяет величину его валентности в конкретном случаевзаимодействия.

Химические свойства

Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

· Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода или другие оксиды):

· Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

· Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменениемстепеней окисления атомов реагентов:

· Некоторые соли разлагаются при нагревании:

Примеры образования солей:

Са(ОН)2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О,

СаSO4 - нормальная соль - сульфат кальция;

 

КОН + H2SO4 = KHSO4 + Н2О,

KHSO4 - кислая соль - гидросульфат калия;

 

Mg(OH)2 + HC1 = MgOHCl + Н2О,

MgOHCl - основная соль - хлорид гидроксомагния

 

 

Теория Д.И.Менделеева.

Согласно данной теории между молекулами растворителя и растворимого вещества происходит химическое взаимодействие в результате чего образуются нестойкие соединения переменного состава – сольваты. (если раствор H2O – гидраты)

 

 

Причина диссоциации

Главной причиной диссоциации в водных растворах является гидратация ионов. В растворах электролитов все ионы находятся в гидратированном состоянии. Рассмотрим, гидратацию ионов водорода. Катион водорода Н⁺ (протон) соединяется с молекулой воды и образуется ион гидроксония³ Н₃О⁺ по донорно-акцепторному механизму⁴:

Н₂О + Н⁺ → Н₃О⁺

или

структурные формулы иона гидроксония

Кислород выступает в качестве донора (предоставляет неподелённую электронную пару), катион водорода в качестве акцептора (предоставляет свободную атомную орбиталь).

Степень диссоциации

Степень диссоциации («альфа») показывает отношение числа молекул электролита распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул электролита в растворе (N). «альфа» = n/N или еще *100%

 

 

Сильные электролиты.

Сильные электролиты существуют в растворах в виде ионов, диссоциация протекает полностью, степень диссоциации составляет приблизительно 100%. Но это справедливо только для разбавленных растворов. В растворах средних и высоких концентраций, степень диссоциации всегда меньше 100%. Это связанно с тем, что ионы в растворе не могут двигаться свободно относительно друг друга. Взаимодействия между собой они образуют ионные амфотерные, где центральный ион окружен другими ионами приемущественно с противоположным зарядом т.к. все ионы в растворе равноценны, то являясь центральным в своей ионной атмосфере, данный ион одновременно входит в состав ионных атмосфер других ионов. Данный процесс в значительной степени замедляет движение ионов, что приводит к снижению электропроводности ионов и соответственно уменьшает значение степени диссоциации.

 

 

Гидролиз солей.

Гидролиз – это процесс обменного взаимодействия ионов соли с малекулами воды в результате чего образуются малодиссоциирующие соединения и изменяется реакция среды.

Соли образованные сильными основаниями и сильной кислотой гидролизу не подвергаются(пример: NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2.

Гидролиз по аниону – подвергаются соли образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Li2S↔2Li+ S

S +HOH↔HS+OH

Li2S+HOH↔LiOH+LiHS – гидросульфид лития(кислая соль)HS среда щелочная.

Гидролиз по катиону – подвергаются соли образованные слабым основанием и сильной кислотой.(Fe(NO3)2, CuSO4, AlCl3 и тд.).

CoSO4↔Co+SO4

Co+HOH↔CoOH+H

2CoSO4+2HOH↔(CoOH)2SO4+H2SO4 – гидроксосульфат кобальта(2)(Co(OH)2)

Гидролиз по катиону и аниону.

a) Полный гидролиз(необратимый) - в таблице растворимости стоит прочерк тоесть соль в растворе не существует, она гидролизуется с образованием исходного основания и исходной кислоты (Al2(CO3)3 разлагается водой до Al(OH)3 и угольной кислоты H2CO3(H2+CO))

Al2(SO4)3+3Na2CO3+3HOH→2Al(OH)3↓+3Na2SO4+3CO2↑

b) Частичный гидролиз.

(NH4)2CO3↔2NH4+CO3

По Kt: NH4+HOH→

По An: CO3+HOH↔HCO3+OH

(NH4)2CO3+HOH→NH4OH+NH4HCO3 – гидрокарбонат амония

 

Окислительно-востановительные реакции. Понятия о процессах окисления и востановления. Окислитель и востановитель. Примеры.

Окислением называют процесс отдачи электронов атомов, молекулой или ионом. Степень окисления при этом повышается. Например:

Al – 3e = Al H2 – 2e = 2H

Fe – e = Fe 2Cl – 2e = Cl2

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом,молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается. Например:

S + 2e = S, Cl2 + 2e = 2Cl, Fe + e = Fe

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называют восстановителями. Атомы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и, наоборот, восстановление всегда связано с окисление, что можно выразить уравнениями:

Предмет и задачи химии. Основные понятия химии.

Хи́мия — одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также фундаментальных законах, которым эти превращения подчиняются.

Основные понятия химии.

Атом – мельчайшая, химическая неделимая электронейтральная частица вещества. Состоит из ядра и электронной оболочки.

Молекула – наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства и способная к самостоятельному существованию. Состоит из атома.

Простое вещество – вещество, состоящее из атомов одного химического элемента (водород, кислород и т.д.)

Сложное вещество – вещество, состоящее из атома разных химических элементов (кислоты, вода и т.д.)

Относительная атомная масса – масса (а.е.м) 6,02*10 молекул простого вещества, где а.е.м – атомная единица массы.

Относительная молекулярная масса – масса (а.е.м) 6,02*10 молекул сложного вещества. Численно равна молярной массе, но отличается размерностью.

Атомная единица массы (а.е.м) – внесистемная единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц. Атомная единица массы выражается через массу нуклида углерода С и равна 1/12 массы этого нуклида.

Моль – мера количества вещества содержащая Число Авогадро.

Молярная масса – (г/маль) масса одного атома элемента.

Молярный объем – объем одного моля вещества, величина, получающаяся от деления молярной массы на плотность.

Химическая формула – условное обозначение химического свойства с помощью символов химических элементов, числовых и вспомогательных знаков (скобок, тире).

Химический элемент – определенный вид атома имеющий название, порядковый номер, и положение в таблице Менднлеева.

Основные законы химии: закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон Авогадро, закон сохранения массы.

Закон сохранения массы (М. Ломоносова, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Закон постоянства (Ж. Пруст 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения.

Закон кратных отношений(Дж.Дальтон 1803): если два элемента образуют друг с другом белее одного соединения, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся как целые числа, обычно небольшие. Примеры: 1) Хлористый кальций образует с водой 4 гидрата, состав которых выражается формулами: CaCl2×H2O, CaCl2×2H2O, CaCl2×4H2O, CaCl2×6H2O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl2, относятся как 1: 2: 4: 6.

Закон Авогадро: в разных объемах различных газов при одинаковых условиях(температура и давление) содержится одинаковое число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.