Способность химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией.

А различные простые вещества, образованные одним элементом, - аллотропными видоизменениями, или аллотропными модификациями.

Явление аллотропии обусловлено несколькими причинами:

1. Образованием молекул с различным числом атомов (кислород О₂ и озон О₃, фосфор двухатомный Р ₂ и четырехатомный Р₄)

2. образованием кристаллов различных модификаций (углерод в виде графита и алмаза).

Вещества, образованные из двух и более химических элементов, называют сложными. Сложных веществ гораздо больше, чем простых.

 

 

Формулы вещества составляют на основании еще одного важнейшего понятия в химии – валентности.

Валентность – это способность атомов одного химического элемента соединятся со строго определенным числом атомов другого химического элемента.

Относительная атомная масса (Ar) химического элемента – это величина, показывающая отношение средней массы атома природной изотопной смеси элемента к 1/12 массы атома углерода:

Единая углеродная атомная единица массы (а. е. м.) равна:

        

1 а. е. м. =                                                    кг.

Относительная атомная масса – одна из основных характеристик химического элемента.

Задание. Определить относительная атомную массу: H,C,O,Cl (относительные атомные массы приведены в ПСХЭ).

Относительная молекулярная масса (  ) равна сумме относительных атомных масс всех атомов, образующих молекулу вещества.

Mr (H₂O)= 2 Ar(H)+Ar(O)=2*1+16=18 г/моль

Задание. Определить относительную молекулярную массу: Н₂СО₃,CuO, Ag₂O,Ва(ОН)₂

Количество вещества (n или v) — это порция данного вещества, содержащая определенное число его структурных единиц; характеризуют числом атомов, молекул или других формульных единиц данного вещества. В Международной системе СИ за единицу количества вещества принят моль. 

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул (атомов) этого вещества, сколько атомов содержат в 12 г(0,012кг) углерода.

Из этого следует, что это число равно числу молекул (атомов) в одном моле любого вещества. Оно называется числом Авогадро и обозначается, как N_A

N_A = 6,022 141 29(27)·10²³ моль⁻¹.

Массу одного моля называют молярной массой и обозначают буквой М: г/моль.  

Молярная масса, выраженная в г/моль, численно равна относительной молекулярной массе Mr (для веществ атомного строения – относительной атомной массе Ar).

Величина, её обозначение	Единицы величины
	Основная	В 1000 раз большая	В 1000 раз меньшая
Масса, m	г	кг	мг
Количество вещества, n	моль	кмоль	ммоль
Молярная масса, M	г/моль	кг/кмоль	мг/ммоль
	M=Mr
Число частиц, N	Молекул, атомов, ионов
Число молекул в единице количества вещества – постоянная Авагадро, NA	6▪10^23 (в 1 моль) молекул/моль	6▪10^26 (в 1 моль) молекул/кмоль	6▪10^20 (в 1 моль) молекул/ммоль
Объём газа, V	л (дм^3)	м^3	мл (мм^3)
Молярный объём газа, Vm	л/моль (22,4 л/моль при н.у.)	м^3/кмоль (22,4 м^3/кмоль при н.у.)	мл/ммоль (22,4 мл/ммоль при н.у.)
Массовая доля, ω Объёмная доля, φ Массовая доля Элемента, ω (Э)	Выражают в долях и %
	ω (Э, в долях) = ; n – число атомов, Аr – атомная масса, Mr – молекулярная масса
Выход продукта реакции от теоретически возможного, η	η = V практ: V теор, V практ = η ▪ V теор η = m практ: m теор, m практ = η ▪ m теор

Современный период в развитии химии начинается с открытия в 1869 году Периодического закона Д.И. Менделеевым. Однако, химия стала превращаться в точную науку еще в середине XVIII века в результате установления ряда стехиометрических законов, относящихся к числу основных законов химии.

Стехиометрические законы – законы, устанавливающие количественные соотношения между массами и обьём реагирующих веществ, между массами элементов, входящими в состав данного вещества.

Стехиометрическими законами являются:

1.Закон сохранения массы веществ.

2. Закон постоянства состава веществ.

3. Закон Авогадро.

Закон сохранения массы веществ (М.В.Ломоносов, 1748; А.Лавуазье, 1789)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Для реакции:                           NaOH + HCl = NaCl - H ₂ O

                                                    m₁   m₂    m₃ m₄

По закону сохранения массы: m ₁ + m ₂ = m ₃ + m ₄

Сохранение массы веществ в химических реакциях обьясняется тем, что число атомов каждого элемента до и после реакции не изменяется. В ходе химической реакции происходит только перегруппировка атомов, из которых состоят вещества.

Закон сохранения массы вещества является частным случаем всемирного закона сохранения материи.

При написании химических реакций следует помнить о законе сохранения массы веществ и соблюдать баланс атом в левой и правой части уравнения реакции.

Химическое уравнение – это выражение химической реакции, в котором записаны формулы исходных веществ(реагентов) и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.

Закон постоянства состава. Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г)

Состав молекулы любого вещества отражается химической формулой вещества.

Согласно закону: все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенноехимическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu): m(S) = Ar(Cu): Ar(S) = 64: 32 = 2: 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2: 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.

Закон объемных отношений (Жозеф Луи Гей-Люссак, 1802). Объемы вступающих в реакцию газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся друг к другу как простые целые числа.

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

Закон кратных отношений. (Дальтон, 1803) Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Закон Авогадро. (1811 г.)

В газообразном состоянии расстояния между частицами вещества намного больше, чем в жидком и твердом агрегатных состояниях. Эти расстояния намного больше размеров молекул данного газа. Поэтому объем газа определяется не размером его молекул, а расстоянием между ними. Эти расстояния зависят от внешних условий: температуры и давления.