1.3. Основные понятия и законы химии

Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов называют валентностью. Мерой валентности считают число атомов водорода или кислорода, присоединенных к элементу (ЭH_n, ЭO_m), при условии, что водород одно- , а кислород двухвалентен.

Элемент – определенный вид атомов, обладающих определёнными зарядами ядер.

Степень окисления – условный заряд атома элемента, полученный в предположении, что соединение состоит из ионов. Она может быть положительной, отрицательной, нулевой, дробной и обозначается арабской цифрой со знаком «+» или «–» в виде верхнего правого индекса символа элемента: Cl^–, Cl⁷⁺, O^2–, H⁺, Mg²⁺, N^3–, N⁵⁺, Cr⁶⁺.

Для определения степени окисления (с. о.) элемента в соединении (ионе) пользуются следующими правилами:

В простых веществах (H₂, S₈, P₄) с. о. равна нулю.

Постоянную с. о. имеют щелочные (Э⁺) и щелочно-земельные (Э²⁺) элементы, а также фтор F^–.

Водород в большинстве соединений имеет с. о. H⁺ (H₂O, CH₄, HCl), в гидридах – H^– (NaH, CaH₂); с. о. кислорода, как правило, равна –2 (O^2–), в пероксидах (–O–O–) – –1 (O^–).

В бинарных соединениях неметаллов отрицательная с. о. приписывается элементу, расположенному справа).

Алгебраическая сумма с. о. молекулы равна нулю, иона – его заряду.

Радикалы – частицы, образующиеся при разрыве химической связи, и (или) содержащие нескомпенсированную валентность:

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома оттягивать на себя электрон в химическом соединении.

Эмпирическая формула составляется из атомных символов элементов, записываемых в определенном порядке друг за другом.

Молекулярная формула соответствует истинному молекулярному составу соединения: S₂Cl₂, C₆H₆, а не SCl, CH. При изменении состава молекулы в зависимости от температуры берут самую простую формулу: S, P, NO₂ вместо S₈, P₄, N₂O₄.

В структурной формуле указываются последовательность соединения атомов в молекуле (плоская структурная формула) и пространственное расположение атомов в соединении (проекционная структурная формула).

Химические свойства вещества характеризуют их способность участвовать в химических реакциях, т.е. превращениях одних веществ в другие. Для понимания этих свойств необходимо знать не только состав, но и строение веществ.

Например:

Н3РО4
NaHСО3

Количество вещества – число структур единиц молекул, атомов. ионов и т. д. в системе. Единицей количества вещества является моль.

Моль –количество вещества, содержащее столько же частиц или структурных единиц (атомов, ионов, молекул, радикалов, электронов, эквивалентов и др.), что и в 12 а. е. м. изотопа углерода-12. Количество структурных единиц равно 6,022•10²³ (число Авогадро).

Рисунок 1.3.

Важнейшие классы неорганических соединений.

Катион в формулах солей всегда ставится на первое место: MgCl₂, KMnO₄, (NH₄)₂CO₃.

Если соль содержит более одного катиона или более одного аниона, то в формуле они записываются в алфавитном порядке их символов: KCr(SO₄)₂, PtBr₂Cl₂.

Кислоты рассматриваются как соли протона H+: HCl, H₂SO₄, H₃PO₄.

Основания – соединения, у которых анионом служит гидроксил-ион OH–: KOH, Al(OH)₃.

Основные количественные законы химии

1) Закон постоянства состава. Химически чистые вещества имеют один и тот же количественный состав независимо от того, каким способом они получены.

2) Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа.

Например, массовые соотношения С:О в CO и CO₂ равны 12:16 и 12:32. Следовательно, массовые соотношения углерода, связанные с постоянной массой кислорода в CO₂ и CO, равно 2:1. 

3) Закон эквивалентов. Все вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.

Понятие эквивалента:

Точно также химическим эквивалентом сложного соединения называют такое его количество, которое взаимодействует без остатка с 1 эквивалентом водорода.

Выражая концентрацию раствора через молярную концентрацию эквивалента (в нормалях), необхо­димо правильно вычислять эквивалент, так как он может быть различным у одного и того же вещества в зависи­мости от реакции, в которую оно вступает.

Так, чтобы найти эквивалент азотной кислоты в реакции ее со ще­лочью нужно молекулярный вес разделить на единицу: (так как реакция сводится только к взаимодейст­вию одного однозарядного иона водорода с ионом гидроксила).

Если же азотная кислота действует как окисли­тель, восстанавливаясь до окиси азота, то азот в ней из валентного состояния 5+ переходит в валентное состояние 2+ за счет присоединения трех электронов. В этом случае эквивалент азотной кислоты будет равен одной трети молекулярного веса: .

Если азотная кислота в какой-то реакции восстанав­ливается до аммиака (в котором азот имеет валент­ность 3^-), то эквивалент HNO₃ будет равен молекулярно­му весу, деленному на 8.

Обычно эквивалент H₂S0₄ принимают равным поло­вине ее молекулярного веса, т. е. 49,04, так как серная кислота двухосновная. Но это справедливо только для химических реакций, в которых оба ее однозарядных иона водорода вступают во взаимодействие, например в реак­ции полной нейтрализации:

H₂S0₄ + 2КОН = K₂S0₄ + 2Н₂0

В реакции

H₂S0₄ + КОН = KHS0₄ + Н₂0

у серной кислоты замещается только один ион водорода, и М(1/z) H₂SO₄ будет равен молекулярному весу кислоты, т. е. 98,08. И если мы для второй реакции приготовим, напри­мер, 10 н. раствор, содержащий 980,8 г кислоты в 1 л раствора, то этот же самый раствор в случае применения его для первой реакции будет являться уже 20 н.

Т аким образом, нельзя говорить об эквиваленте вещества и нормальности раствора или молярной концентрации эквивалента вообще, а можно гово­рить об этом только применительно к конкретной хими­ческой реакции. Итак:

Пример:

Н₃РО₄ + NaOH → Na Н₂РО₄ + Н₂О М(1/z) (Н₃РО₄) = М/1;

(одноосновная кислота),

Н₃РО₄ + 2NaOH → Na₂ НРО₄ + 2Н₂О М(1/z) (Н₃РО₄) = М/2;

(двухосновная кислота),

Н₃РО₄ + 3NaOH → Na₃РО₄ + 3Н₂О М(1/z) (Н₃РО₄) = М/3

(трехосновная кислота),

Пример:

Са(ОН)₂ + 2НСI → СаСI ₂+ 2Н₂О М (1/z) (Са(ОН)₂ = М/2

Са(ОН)₂ + НСI → Са(ОН)СI + Н₂О М (1/z) (Са(ОН)₂ = М/1

Пример: М(1/z) (Al₂(SO₄)₃ = М/6;

Пример:

2FeCI₃ + 2KI  I2 + 2FeCI₂ + 2KCI

Fe³⁺ + e-  Fe²⁺

М(1/z) (FeCI₃) = M/1