Ответ 1

Атомы и химические элементы

Атом - это наименьшая химическая частица вещества.  При разрушении атом распадается на более мелкие ("элементарные") физические частицы, из которых он построен.  Число этих частиц у разных атомов различное.  Физические частицы - это электрон e⁻, протон p⁺ и нейтрон n⁰.

Атом электронейтрален; его ядро включает некоторое число протонов и нейтронов и заряжено положительно, а на периферии атома (в электронной оболочке) находятся электроны, общее число которых равно числу протонов в ядре.

Определенный вид атомов называется химическим элементом.

Каждый элемент имеет свое название и символ. Названия и символы всех химических элементов приведены в Периодической системе.

Химические элементы могут проявлять металлические и неметаллические свойства. В Периодической системе 22 элемента считаются неметаллами(это He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, F, Cl, Br, I, At, O, S, Se, Te, N, P, As, C, Si, B, H), а остальные элементы - металлами.

Все атомы каждого элемента имеют одно и то же число протонов в ядре и число электронов в оболочке.

Относительная атомная масса

Атомы элементов характеризуются определённой (только им присущей) массой. Например, масса атома Н равна 1,67 ^. 10⁻²³ г, атома С − 1,995 ^. 10⁻²³ г, атома О − 2,66 ^. 10⁻²³ г.  Пользоваться такими малыми значениями неудобно, поэтому введено понятие об относительной атомной массе А_r − отношении массы атома данного элемента к атомной единице массы (1,6605 ^. 10⁻²⁴ г).

Молекулы. Молекулярные формулы. Ковалентные и ионные вещества

М олекула - наименьшая частица вещества, сохраняющая химические свойства этого вещества. Все молекулы построены из атомов и поэтому также электронейтральны.

Состав молекулы передаётся молекулярной формулой, которая отражает и качественный состав вещества (символы химических элементов, входящих в его молекулу), и его количественный состав (нижние числовые индексы, отвечающие числу атомов каждого элемента в молекуле).

Так, формула молекулы воды записывается H₂O (2 атома водорода, 1 атом кислорода), молекула хлора Cl₂ (2 атома хлора), молекула углекислого газа - CO₂ (1 атом углерода, 2 атома кислорода).

Примеры чтения молекулярных формул: N₂ - эн-два, NH₃ - эн-аш-три, H₂O - аш-два-о, H₂SO₄ - аш-два-эс-о-четыре.

Вещества, состоящие из реальных молекул, называются ковалентными веществами - например, вода H₂O, аммиак NH₃, азот N₂, серная кислота H₂SO₄, этанол C₂H₅OH, сахароза C₁₂H₂₂O₁₁.

Большинство неорганических веществ - ионные, они состоят из электронейтральных сочетаний положительных ионов (катионов) и отрицательных ионов (анионов) и не содержат молекул. Их состав передается также молекулярными формулами (условные молекулы), причем сами ионы могут быть одно- и многоэлементными. Так, фторид кальция CaF₂ - сочетание одного катиона Ca²⁺ и двух анионов F⁻, а сульфат натрия Na₂SO₄ - сочетание двух катионов Na⁺ и одного аниона SO₄²⁻.

Иногда условные и реальные молекулы в целом, независимо от их ковалентного или ионного строения, называют формульными единицами веществ.

Некоторые вещества в газообразном и жидком состояниях могут образовывать ассоциаты молекул - реальные частицы вещества в конкретных физических условиях. Например, оксид фосфора(V) P₂O₅ может существовать в виде димера P₄O₁₀, оксид азота(IV) NO₂ - в виде N₂O₄. Формулы P₂O₅ и NO₂ называются молекулярными, а P₄O₁₀ и N₂O₄ - истинными.

Ответ 2

_{Относительная атомная масса. Относительная молекулярная масса}

Второй важной характеристикой атома после заряда является его масса. Она называется абсолютной атомной массой – ma.

Масса атома углерода, например, равна 1,99 · 10^-26 кг. Однако, выражать значения масс атомов с помощью грамм или килограмм неудобно, т.к. получаются очень малые значения, а ими тяжело пользоваться. Поэтому для вычисления атомных масс за единицу массы принимают 1/12 массы атома углерода-12. Эта единица измерения массы атома называется углеродной единицей (у.е.) или атомной единицей массы (а.е.м.):

_{1 а.е.м. = 1,667 · 10-27 кг = 1,667 · 10-24 г}

Эта величина является основой для химических и физических расчетов.  

Таким образом, относительная атомная масса – это масса атома, отнесенная к 1/12 массы атома изотопа углерода 12. Обозначается Ar (индекс «r» - начальная буква английского слова relative – относительный).  Найти значение относительной атомной массы можно в таблице Менделеева рядом с каждым химическим элементом. Оно показывает во сколько раз масса данного элемента больше 1/12 массы изотопа углерода-12. Например, относительная атомная масса цинка равна 65. Это означает, что атом цинка в 65 раз тяжелее 1/12 массы атома углерода.

Между абсолютной и относительной атомными массами существует зависимость:

_{Ar = ma / 1а.е.м.}

Следовательно, для данного химического элемента абсолютная атомная масса рассчитывается так:

Например, m_a (водорода Н) = A_r(Н) * 1а.е.м. = 1 * 1,667· 10^-24 = 1,667 · 10^-24 г

m_a (О) = A_r(О) * 1а.е.м. = 16 * 1,667· 10^-24 = 26 · 10^-24 г = 2,6 · 10^-23 г  

Для характеристики молекул можно пользоваться понятиями абсолютной m_М и относительной молекулярной массы Мr соответственно.  Относительная молекулярная масса - это масса молекулы, соотнесенная к 1 а.е.м.:

_{Мr = mМ / 1а.е.м.}

Абсолютная молекулярная масса – это масса молекулы, которая складывается из относительных атомных масс каждого из атомов, присутствующих в этой молекуле. Рассмотрим на примере, рассчитывая по формуле:

m_М (Н₂О) = количество атомов (Н)*1а.е.м*Ar (Н) + количество атомов (О)*1а.е.м*Ar (О);

m_М (Н₂О) = 2*1,667·10^-24*1 + 1*1,667·10^-24*16 = (3,334+26)*10^-24 ≈ 29,334·10^-24 г

Мr (Н₂О) = 29,334·10^-24 / 1,667·10^-24 = 17,6 ≈ 18 г    

Намного проще посчитать, посмотрев в периодической системе Д.И. Менделеева относительные атомные массы каждого из атомов этой молекулы и сложить их, учитывая, конечно же, количество атомов. Например, в молекуле воды Н₂О 2 атома водорода, значит, мы должны значение относительной атомной массы 1 атома водорода умножить на 2 (ведь таких атомов 2 в молекуле):

Мr (Н₂О) = 2*Ar(Н) + 1*Ar(О) = 2*1+16 = 18 г

Мr (Н₂SО₄) = 2*Ar(Н) + Ar(S) + 4*Ar(О) = 2*1+32+4*16 = 2+32+64 = 98 г

Ответ 3

В химических процессах участвуют мельчайшие частицы – молекулы, атомы, ионы, электроны. Число таких частиц даже в малой порции вещества очень велико. Поэтому, чтобы избежать математических операций с большими числами, для характеристики количества вещества, участвующего в химической реакции, используется специальная единица – моль.

Моль  это такое количество вещества, в котором содержится определенное число частиц (молекул, атомов, ионов), равное постоянной Авогадро

Постоянная Авогадро N_A определяется как число атомов, содержащееся в 12 г изотопа ¹²С:

Таким образом, 1 моль вещества содержит 6,02 • 10²³ частиц этого вещества.

Исходя из этого, любое количество вещества можно выразить определенным числом молей ν (ню). Например, в образце вещества содержится 12,04 • 10²³ молекул. Следовательно, количество вещества в этом образце составляет:

В общем виде: 

где N – число частиц данного вещества; N_A – число частиц, которое содержит 1 моль вещества (постоянная Авогадро).

Молярная масса вещества (M) – масса, которую имеет 1 моль данного вещества.  Эта величина, равная отношению массы m вещества к количеству вещества ν, имеет размерность кг/моль или г/моль. Молярная масса, выраженная в г/моль, численно равна относительной относительной молекулярной массе M_r (для веществ атомного строения – относительной атомной массе A_r).  Например, молярная масса метана CH₄ определяется следующим образом:

М_r(CH₄) = A_r(C) + 4 A_r(H) = 12+4 =16

M(CH₄)=16 г/моль, т.е. 16 г CH₄ содержат 6,02 • 10²³ молекул.

Молярную массу вещества можно вычислить, если известны его масса m и количество (число молей) ν, по формуле:

Соответственно, зная массу и молярную массу вещества, можно рассчитать число его молей:

или найти массу вещества по числу молей и молярной массе:

m = ν • M

Необходимо отметить, что значение молярной массы вещества определяется его качественным и количественным составом, т.е. зависит от M_r и A_r. Поэтому разные вещества при одинаковом количестве молей имеют различные массы m.

Пример  Вычислить массы метана CH₄ и этана С₂H₆, взятых в количестве ν = 2 моль каждого.

Решение  Молярная масса метана M(CH₄) равна 16 г/моль; молярная масса этана M(С₂Н₆) = 2 • 12+6=30 г/моль. Отсюда:

m(CH₄) = 2 моль • 16 г/моль = 32 г;  m(С₂Н₆) = 2 моль • 30 г/моль = 60 г.

Таким образом, моль – это порция вещества, содержащая одно и то же число частиц, но имеющая разную массу для разных веществ, т.к. частицы вещества (атомы и молекулы) не одинаковы по массе.

(CH₄) = (С₂Н₆), но m(CH₄) < m(С₂Н₆)

Вычисление ν используется практически в каждой расчетной задаче.

Ответ 4

Общие сведения

Классификация неорганических веществ и их номенклатура основаны на наиболее простой и постоянной во времени характеристике  химическом составе, который показывает атомы элементов, образующих данное вещество, в их числовом отношении. Если вещество из атомов одного химического элемента, т.е. является формой существования этого элемента в свободном виде, то его называют простым веществом; если же вещество из атомов двух или большего числа элементов, то его называют сложным веществом. Все простые вещества (кроме одноатомных) и все сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями.

Номенклатура неорганических веществ состоит из формул и названий. Химическая формула  изображение состава вещества с помощью символов химических элементов, числовых индексов и некоторых других знаков. Химическое название  изображение состава вещества с помощью слова или группы слов. Построение химических формул и названий определяется системой номенклатурных правил.

Символы и наименования химических элементов приведены в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Элементы условно делят на металлыи неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIА-группы (благородные газы) и VIIА-группы (галогены), элементы VIА-группы (кроме полония), элементы азот, фосфор, мышьяк (VА-группа); углерод, кремний (IVА-группа); бор (IIIА-группа), а также водород. Остальные элементы относят к металлам.

При составлении названий веществ обычно применяют русские наименования элементов, например, дикислород, дифторид ксенона, селенат калия. По традиции для некоторых элементов в производные термины вводят корни их латинских наименований:

Ag  аргент	N  нитр
As  арс, арсен	Ni  никкол
Au  аур	O  окс, оксиген
C  карб, карбон	Pb  плюмб
Cu  купр	S  сульф
Fe  ферр	Sb  стиб
H  гидр, гидроген	Si  сил, силик, силиц
Hg  меркур	Sn  станн
Mn  манган

Например: карбонат, манганат, оксид, сульфид, силикат.

Названия простых веществ состоят из одного слова  наименования химического элемента с числовой приставкой, например:

Mg  (моно)магний	O3  трикислород
Hg  (моно)ртуть	P4  тетрафосфор
O2  дикислород	S8  октасера

Используются следующие числовые приставки:

1  моно	7  гепта
2  ди	8  окта
3  три	9  нона
4  тетра	10  дека
5  пента	11  ундека
6  гекса	12  додека

Неопределенное число указывается числовой приставкой n  поли.

Для некоторых простых веществ используют также специальные названия, такие, как О₃  озон, Р₄  белый фосфор.

Химические формулы сложных веществ составляют из обозначения электроположительной (условных и реальных катионов) иэлектроотрицательной (условных и реальных анионов) составляющих, например, CuSO₄ (здесь Cu²⁺  реальный катион, SO₄^2  реальный анион) иPCl₃ (здесь P^+III  условный катион, Cl^I  условный анион).

Названия сложных веществ составляют по химическим формулам справа налево. Они складываются из двух слов  названий электроотрицательных составляющих (в именительном падеже) и электроположительных составляющих (в родительном падеже), например:

CuSO₄  сульфат меди(II) PCl₃  трихлорид фосфора LaCl₃  хлорид лантана(III) СО  монооксид углерода

Число электроположительных и электроотрицательных составляющих в названиях указывают числовыми приставками, приведенными выше (универсальный способ), либо степенями окисления (если они могут быть определены по формуле) с помощью римских цифр в круглых скобках (знак плюс опускается). В ряде случаев приводят заряд ионов (для сложных по составу катионов и анионов), используя арабские цифры с соответствующим знаком.

Для распространенных многоэлементных катионов и анионов применяют следующие специальные названия:

H2F+  фтороний	C22  ацетиленид
H3O+  оксоний	CN  цианид
H3S+  сульфоний	CNO  фульминат
NH4+  аммоний	HF2  гидродифторид
N2H5+  гидразиний(1+)	HO2  гидропероксид
N2H6+  гидразиний(2+)	HS  гидросульфид
NH3OH+ гидроксиламиний	N3  азид
NO+  нитрозил	NCS  тиоционат
NO2+  нитроил	O22  пероксид
O2+  диоксигенил	O2  надпероксид
PH4+  фосфоний	O3  озонид
VO2+  ванадил	OCN  цианат
UO2+  уранил	OH  гидроксид

Для небольшого числа хорошо известных веществ также используют специальные названия:

AsH3  арсин	HN3  азидоводород
B2H6  боран	H2S  сероводород
B4H10  тетраборан(10)	NH3  аммиак
HCN  циановодород	N2H4  гидразин
HCl  хлороводород	NH2OH  гидроксиламин
HF  фтороводород	PH3  фосфин
HI  иодоводород	SiH4  силан

1. Кислотные и основные гидроксиды. Соли

Гидроксиды  тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН)_n, где n = 1÷6. Форма гидроксидов Е(ОН)_n называется орто-формой; при n > 2 гидроксид может находиться также вмета-форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН)₃ и ЕО(ОН), Е(ОН)₄ и Е(ОН)₆ и ЕО₂(ОН)₂.

Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды.

Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находится в мета-форме, причем атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например H₂SO₄, HNO₃ и H₂CO₃, а не SO₂(OH)₂, NO₂(OH) и CO(OH)₂. Общая формула кислотных гидроксидов  Н_хЕО_у, где электроотрицательную составляющую ЕО_у^х называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка.

Названия распространенных кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием “ая” и группового слова “кислота”. Приведем формулы и собственные названия распространенных кислотных гидроксидов и их кислотных остатков (прочерк означает, что гидроксид не известен в свободном виде или в кислом водном растворе):

кислотный гидроксид	кислотный остаток
HAsO2  метамышьяковистая	AsO2  метаарсенит
H3AsO3  ортомышьяковистая	AsO33  ортоарсенит
H3AsO4  мышьяковая	AsO43  арсенат
	В4О72  тетраборат
	ВiО3  висмутат
HBrO  бромноватистая	BrO  гипобромит
HBrO3  бромноватая	BrO3  бромат
H2CO3  угольная	CO32  карбонат
HClO  хлорноватистая	ClO  гипохлорит
HClO2  хлористая	ClO2  хлорит
HClO3  хлорноватая	ClO3  хлорат
HClO4  хлорная	ClO4  перхлорат
H2CrO4  хромовая	CrO42  хромат
	НCrO4  гидрохромат
H2Cr2О7  дихромовая	Cr2O72  дихромат
	FeO42  феррат
HIO3  иодноватая	IO3  иодат
HIO4  метаиодная	IO4  метапериодат
H5IO6  ортоиодная	IO65  ортопериодат
HMnO4  марганцовая	MnO4  перманганат
	MnO42  манганат
	MоO42  молибдат
HNO2  азотистая	NO2  нитрит
HNO3  азотная	NO3  нитрат
HPO3  метафосфорная	PO3  метафосфат
H3PO4  ортофосфорная	PO43  ортофосфат
	НPO42  гидроортофосфат
	Н2PO4  дигидроотофосфат
H4P2O7  дифосфорная	P2O74  дифосфат
	ReO4  перренат
	SO32  сульфит
	HSO3  гидросульфит
H2SO4  серная	SO42  сульфат
	НSO4  гидросульфат
H2S2O7  дисерная	S2O72  дисульфат
H2S2O6(O2)  пероксодисерная	S2O6(O2)2 пероксодисульфат
H2SO3S  тиосерная	SO3S2  тиосульфат
H2SeO3  селенистая	SeO32  селенит
H2SeO4  селеновая	SeO42  селенат
H2SiO3  метакремниевая	SiO32  метасиликат
H4SiO4  ортокремниевая	SiO44  ортосиликат
H2TeO3  теллуристая	TeO32  теллурит
H2TeO4  метателлуровая	TeO42  метателлурат
H6TeO6  ортотеллуровая	TeO66  ортотеллурат
	VO3  метаванадат
	VO43  ортованадат
	WO43  вольфрамат

Менее распространенные кислотные гидроксиды называют по номенклатурным правилам для комплексных соединений, например:

IO42  тетраоксоиодат (2 )	SO22  диоксосульфат(IV)
MoO32  триоксомолибдат(IV)	TeO52  пентаоксотеллурат(IV)
PoO32  триоксополонат(IV)	XeO64  гексаоксоксенонат(VIII)

Названия кислотных остатков используют при построении названий солей.

Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула М(ОН)_n, где n = 1,2 (реже 3,4) и М ⁿ + катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов:

NaOH  гидроксид натрия	Ba(OH)2  гидроксид бария
KOH  гидроксид калия	La(OH)3  гидроксид лантана(III)

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является их взаимодействие их между собой с образованием солей (реакция солеобразования), например:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = Ca₂SO₄(OH)₂ + 2H₂O

Соли  тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Мⁿ+ и кислотные остатки*.

Соли с общей формулой М_х(ЕО_у) _n называют средними солями, а соли с незамещенными атомами водорода,  кислыми солями. Иногда соли содержат в своем составе также гидроксид  или(и) оксид  ионы; такие соли называют основными солями. Приведем примеры и названия солей:

Ca3(PO4)2	 ортофосфат кальция
Ca(H2PO4)2	 дигидроортофосфат кальция
CaHPO4	 гидроортофосфат кальция
CuCO3	 карбонат меди(II)
Cu2CO3(OH)2	 дигидроксид-карбонат димеди
La(NO3)3	 нитрат лантана(III)
Ti(NO3)2O	 оксид-динитрат титана

Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например:

Ca(HSO₄)₂ + Ca(OH) = CaSO₄ + 2H₂O

Ca₂SO₄(OH)₂ + H₂SO₄ = 2CaSO₄ + 2H₂O

Встречаются также соли, содерхащие два разных катиона: их часто называют двойными солями, например:

KAl(SO4)2	 сульфат алюминия-калия
CaMg(CO3)2	 карбонат магния-кальция