Введение. Атомо-молекулярное учение. Основные законы химии

 

Химия является одной из фундаментальных наук. Химическая промышленность является одной из отраслей, определяющей научно-технический прогресс. Ни одна отрасль хозяйства не может существовать без продукции химической промышленности. Химия и химическая промышленность дают человеку возможность сознательно создавать новые, не существующие в природе вещества и материалы.

К отраслям химической индустрии относятся:

- промышленность синтетических смол и пластмасс;

- минеральные удобрения и средства защиты растений от вредителей и болезней;

- нефтехимическая и нефтеперерабатывающая промышленности;

- металлургия, производство новых специальных сплавов;

- производство синтетических каучуков и резиновая промышленность;

- химические волокна, кожевенная и галантерейная промышленность искусственных материалов;

- промышленность строительных материалов;

- бытовая химия (моющие средства);

- фармацевтика;

- кино- и фотоматериалы;

- парфюмерия и косметика;

- производство материалов для пищевой промышленности;

- химические средства пожаротушения, защиты окружающей среды;

- пиротехнические средства и т. д.

Химия как наука в процессе своего развития разделилась на ряд самостоятельных химических наук, таких как неорганическая химия, органическая химия, аналитическая химия, физическая химия, коллоидная химия, химия высокомолекулярных соединений. Развились и такие «пограничные» науки, как биохимия, астрохимия, химия твердого тела и др.

Предмет химии

Окружающий нас мир состоит из различных видов материи: веществ и полей (излучений).

Химия занимается изучением веществ, их строения, свойств и превращений.

Веществом называют материю, имеющую массу покоя (масса – это свойство, характеризующее гравитационно притяжение или инертность частицы при изменении ее состояния) и характеризующуюся постоянными (при постоянных условиях) физическими и химическими свойствами.

Основной характеристикой излучений (полей) является энергия. Как установил А. Эйнштейн, масса и энергия связаны соотношением Е=m∙с², где m - масса, а с -скорость света. Таким образом, масса и энергия – это свойства материи.

Материя изменчива, поэтому одна из главных задач химии –изучение процессов превращения веществ.

Химия изучает природные вещества, раскрывает механизмы природных химических превращений; химия создает новые, полученные искусственным путем, вещества.

 

Основные понятия химии. Основные положения

Атомо-молекулярной теории

Признаки, по которым вещества отличаются друг от друга, называются свойствами вещества. Физические свойства и превращения - те, при которых молекула вещества не изменяется. Химические свойства и превращения характеризуются способностью веществ вступать в реакции, что сопровождается превращением молекул и атомов одних веществ в новые молекулы или атомы.

Химический элеме нт – это совокупность атомов, характеризующихся определенным набором свойств. С развитием представлений о строении атомов понятие химического элемента получило новое содержание: это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (имеющих один и тот же номер в периодической системе Менделеева).

Простое вещество состоим из атомов одного и того же элемента. Существование простых веществ в нескольких формах называется аллотропией, а отдельные формы (графит и алмаз; белый и красный фосфор) – аллотропными модификациями (видоизменениями).

Химические соединения состоят из атомов не одного, а нескольких элементов, но обладают однородностью. Способность одного и того же соединения в зависимости от условий кристаллизоваться в разных формах, называется полиморфизмом. Способность разных химических соединений образовывать (при определенных условиях) кристаллы одинаковой формы называется изоморфизмом, а сами вещества – изоморфными. Такие вещества могут кристаллизоваться совместно, образуя смешанные кристаллы, называемые твердыми растворами. Изоморфными являются вещества, молекулы которых состоят из одинакового числа атомов и имеющие близкие размеры.

Смеси (простые или механические) – это неоднородные вещества, т. е. составные части отличаются по их характерным свойствам. Кроме неоднородности, смеси отличаются от химических соединений переменным составом; в химических соединениях состав строго определенный.

Основными положениями атомо-молекулярной теории являются следующие.

1. Все вещества состоят из молекул, атомов или ионов. Молекула – это мельчайшая частица, которая еще сохраняет свойства данного химического соединения и может существовать самостоятельно.

2. Молекулы находятся в состоянии постоянного движения. Чем выше температура, тем выше скорость движения. Между молекулами существует взаимное притяжение и отталкивание.

3. Молекулы различных веществ отличаются массой, составом, размерами, строением, химическими свойствами.

4. Молекулы могут состоять из атомов одного и того же элемента (простые) и разных элементов (сложные). Существенно число и расположение атомов в молекуле.

5. Атомы – это мельчайшие частицы элементов, которые нельзя разложить химическим путем (т. е. это носители свойств элемента). Атомы – это электронейтральные частицы, состоящие из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

6. Ионы – это заряженные частицы, которые состоят из отдельных атомов или групп химически связанных атомов, имеющих избыток или недостаток электронов. В зависимости от числа избыточных или недостающих электронов, ионы могут быть одно-, двух- и т. д. зарядными.

Атомная масса (относительная атомная масса А_r) – это масса атома, выраженная в атомных единицах массы (а.е.м.). За а.е.м. принята 1/12 часть массы атома изотопа углерода ¹²С. Изотопами называются атомы одного и того же элемента, отличающиеся массовыми числами, т. е. суммарным числом нуклонов, или числом протонов.

Молекулярная масса (относительная молекулярная масса М_r) – это масса молекулы, выраженная в а.е.м., то есть отношение массы молекулы к 1/12 массы атома ¹²С.

Числовое значение М_r, являющейся безразмерной величиной, совпадает с числовым значением молярной массы М, имеющей размерность моль/дм³. Молярная масса вещества М – это отношение его массы к количеству вещества: М = m/ν (ν – количество вещества в моль).

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода ¹²С.

Вычислено, что в 12 г углерода содержится 6,02∙10²³ атомов. Это число Авогадро. В 1 моль любого вещества содержится 6,02∙10²³ частиц (молекул). Число частиц, содержащихся в 1 моль вещества, называется постоянной Авогадро N_А.

Для газообразных веществ используют молярный объем V_m – это отношение объема газа к его количеству вещества: V_m = V/ν, размерность м³/моль или дм³/моль.

 

Основные законы химии

 

1. Закон сохранения массы веществ (Ломоносов, Лавуазье):

Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Так как при химических реакциях суммарное количество атомов не изменяется, то и суммарная масса веществ также не меняется.

Этот закон не может быть применен к реакциям, сопровождающимся выделением очень большого количества энергии (термоядерным реакциям), т. к. в соответствии с соотношением Эйнштейна (Е = m∙с²) масса продуктов реакции, сопровождающейся выделением энергии, должна быть меньше массы исходных веществ на величину, эквивалентную выделившейся энергии.

Но для почти всех химических реакций закон справедлив, т. к. точность самых совершенных приборов не позволяет уловить ничтожные изменения массы, происходящие в эндо- и экзотермических реакциях.

Поскольку химические реакции почти всегда сопровождаются поглощением или выделением энергии, то закон сохранения массы не существует отдельно от закона сохранения энергии. Есть один общий закон природы – закон сохранения массы и энергии.

2. Закон кратных отношений (Дальтон):

Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то массы одного, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон вытекает из атомной теории. Например, в N₂O, NO и N₂O на 14 г азота приходится соответственно 8, 16 и 32 г кислорода, т.е. в соотношении 1:2:4.

Закон полностью справедлив для газообразных (парообразных) веществ, для твердых - возможны отклонения от закона.

3. Закон постоянства состава (Пруст):

Соотношение между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

Закон очевиден с точки зрения атомо-молекулярной теории. Носителем свойств вещества является молекула, а она всегда имеет постоянный состав, иначе это была бы молекула другого вещества. Следовательно и само вещество имеет постоянный состав.

Вещества постоянного состава называются дальтонидами (в честь автора атомной теории).

Закон полностью справедлив только для газообразных (парообразных) веществ. Для твердых веществ возможны отклонения от закона. Соединения переменного состава получаются в результате кристаллизации вещества с дефектами в кристаллической решетке (наличие пустот или избыточных атомов в межузловых пространствах). Соединения переменного состава называются бертоллидами.

4. Закон эквивалентов (соединительных масс):

Элементы соединяются между собой в определенных массовых соотношениях, соответствующих их эквивалентам.

Эквивалентом элемента называют количество вещества (моль), которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Эквивалентная масса – это масса одного эквивалента вещества (г/моль или кг/моль).

Закон эквивалентов также вытекает из атомо-молекулярной теории строения вещества. Эквивалентные массы элементов или совпадают с атомными массами или являются частью атомных масс. Одному и тому же элементу может соответствовать несколько эквивалентных масс, например эквивалентные массы железа в оксидах FeO и Fe₂O₃ равны соответственно 27,92 г/моль и 18,62 г/моль.

Эквиваленты элемента зависят от характера превращения, которое претерпевает этот элемент при образовании химического соединения. То есть об эквиваленте и эквивалентной массе элемента судят на основании какого-либо соединения этого элемента.

Эквивалентная масса элемента представляет собой частное от деления молекулярной массы атомов элемента на его валентность в данном химическом соединении. Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента.

Газовые законы

5. Закон объемных отношений (Гей-Люссак):

При неизменных давлении и температуре объемы реагирующих газов относятся между собой и к объемам получающихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

6. Закон Авогадро:

Равные объемы разных газов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул.

Отсюда следует, что одинаковое число молекул любого газа при одних и тех же условиях занимает один и тот же объем.

Из газовых законов вытекают следствия:

I. При нормальных условиях (температура - 0 ⁰С, давление – 1 атм или 101325 Па) объем 1 моль любого газа равен 22,414 дм³ (22,4 л) – это V_M молярный объем.

II. Относительную молекулярную массу (М_r) или молярную массу (М) можно вычислить по отношению плотностей определяемого газа и известного газа, молярная масса которого установлена. Для этого надо сопоставить при одинаковых условиях массы равных объемов газов и вычислить плотность одного газа по отношению к другому. Например, m₁ – масса определенного объема неизвестного газа; m₂ – масса того же объема водорода с М_r = 2. Тогда, согласно закону Авогадро, m₁/m₂ = M_x/2. А так как m₁/m₂ = D_H (плотность по отношению к Н₂), то М_х=2∙D_H, т.е. молекулярная масса газа равна примерно удвоенной плотности этого газа по водороду.

При помощи закона Авогадро оказалось возможным:

а) найти атомные массы элементов, которые газообразны или образуют газообразные соединения;

б) обнаружить соединения с одинаковым элементным составом, но разной молекулярной массой. Т.е. ввести понятие об истинной формуле соединения наряду с простейшей (например, простейшая формула – СН, которой соответствует и ацетилену С₂Н₂ и бензолу С₆Н₆);

в) обнаружить большой круг изомеров – соединений с одинаковым элементным составом и молекулярной массой, но отличных по своим свойствам.

III. Можно определить объемные соотношения между реагирующими газами и газообразными продуктами. Объемные соотношения между газообразными веществами в реакции отвечают их коэффициентам в уравнении реакции, и наоборот - коэффициенты указывают на объемные соотношения.

 

Степени окисления элементов

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный согласно предположению о том, что молекула состоит только из ионов.

При определении степени окисления исходят из того, что степень окисления водорода в соединениях +1, а кислорода –2 (исключения: 1) гидриды активных металлов МеН, где степень окисления водорода -1; 2) пероксид водорода и его производные, в которых степень окисления кислорода -1; 3) фторид кислорода ОF₂, где степень окисления кислорода +2). Степень окисления других элементов определяют, исходя из того, что алгебраическая сумма всех степеней окисления в молекуле должна быть равна 0.

Элементы, как правило, имеют различное число степеней окисления, но выделяют наиболее устойчивые, т.е. часто встречающиеся. Устойчивые степени окисления элементов можно определить с помощью периодической системы Менделеева:

- для элементов I – III групп они положительны и равны номеру группы;

- для элементов главных подгрупп IV – VI групп степени окисления изменяются от положительной, равной номеру группы, до отрицательной, рассчитанной по разности (8 – номер группы). Промежуточные положительные степени окисления вычисляются как разность между номером группы и числом 2. При этом: для висмута наиболее устойчивая степень окисления +3;

- для галогенов устойчивыми являются степени окисления от +7 до -1 и промежуточные, отличающиеся на две единицы.

Для фтора существует только одна степень окисления -1.

Для элементов побочных подгрупп нет простой связи между устойчивой степенью окисления и номером группы. Устойчивые степени окисления таких элементов надо запомнить:

Cr (+6 и +3); Mn (+7, +6, +4, -2); Fe, Co, Ni (+3 и +2); Cu (+2 и +1); Ag (+1); Au (+3 и +2); Zn (+2); Cd (+2); Hg (+2 и +1).

Степень окисления часто не совпадает с валентностью. Чтобы определить валентность, надо строить графическую формулу.