1. Химия — это наука, изучающая вещества и процессы их превращения, сопровождающиеся изменением состава и строения вещества. Химия — наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях. Химия изучает явления, которые происходят на микроскопическом уровне, т.е. на атомно-молекулярном. Химия состоит из таких разделов, как неорганическая химия, органическая химия, физическая химия.

Основные понятия в химии:

Атом — это наименьшая частица элемента в химических соединениях; химически неделимая частица, из которых состоят молекулы. Атом состоит из ядер и электронов. Ядра из протонов и нейтронов. Протон — частица с зарядом +1 (их число обозначается Z). Нейтрон — частица, имеющая нулевой заряд (их число обозначается N). Общее название этих частиц — нуклоны. Общее число нуклонов в ядре называют массовым числом A: A=Z+N.

Молекула — это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами (определение 1860 года). Современное определение: молекула — это наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей. Молекулы бывают одноатомными (Н), двухатомные (О₂), многоатомные (H₂SO₄).

Вещество — это любая совокупность атомов и молекул. Вещества бывают простые и сложные. Простые вещества образованы атомами одного элемента. Сложные вещества, или химические соединения состоят из атомов разных элементов, связанных между собой постоянными соотношениями.

Закон сохранения массы веществ

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ,  образовавшихся в результате реакции.  Закон сохранения массы веществ.  (М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.) 

Закон постоянства состава Современная формулировка закона постоянства состава вещества: Каким бы способом ни было получено вещество, его химический состав и свойства остаются неизменными.

Авогадро закон, один из основных законов идеальных газов, согласно которому в равных объёмах различных газов при одинаковых температурах и давлениях содержится одинаковое число молекул. Число молекул в одном моле называют Авогадро числом. А. з. открыт А. Авогадро в 1811. Однако из-за господствовавшего в науке 1-й половины 19 в. смешения понятий атома, эквивалента и молекулы А. з. только с 1860 стал широко применяться в физике и химии. Из А. з. следует:

1) 1 кмоль любого идеального газа при одинаковых температурах и давлениях занимает один и тот же объём, равный 22,4136 м³ при давлении 101 325 н/м²(760 мм рт. ст.) и температуре 0°С;

2) плотности r₂ и r₁ двух идеальных газов при одних и тех же давлении и температуре прямо пропорциональны (и удельные объёмы n₁и n₂ обратно пропорциональны) их молекулярным массам M₂. иM₁:

А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода 12C, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона.

Моль, единица количества вещества, т. е. величины, оцениваемой количеством содержащихся в физической системе тождественных структурных элементов (атомов, молекул, ионов и других частиц или их специфических групп). Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов (частиц), сколько атомов содержится в нуклиде углерода ¹²C массой 0,012 кг (точно) (т. е. 6,022·10²³, см. Авогадро число). Обозначения: русское — моль, международное — mol. Решением 14-й Генеральной конференции по мерам и весам (1971) Моль введён вМеждународную систему единиц в качестве 7-й основной единицы. Кратная единица — киломоль (1 кмоль = 10³ моль). Моль служит для образования производных единиц т. н. молярных величин: молярной массы (кг/моль), молярного объёма (м³/моль), молярной внутренней энергии(дж/моль), молярной теплоёмкости [дж/(моль·К)], молярной концентрации (моль /м³) и др.

 Строение вещества

По типу строения все вещества делятся на молекулярные и немолекулярные. Среди органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических - немолекулярные. По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями, вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями (металлы). Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это существенно сказывается на их физических свойствах. Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми межмолекулярными связями, к ним относятся: H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, S₈, P₄ и другие простые вещества; CO₂, SO₂, N₂O₅, H₂O, HCl, HF, NH₃, CH₄, C₂H₅OH, органические полимеры и многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них растворимы в воде или других растворителях. Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит, Si, SiO₂, SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита, обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.) Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них растворимы в воде. Следует отметить, что в ионных веществах, кристаллы которых состоят из сложных ионов, есть и ковалентные связи, например: (Na⁺)₂(SO₄^2-), (K⁺)₃(PO₄^3-), (NH₄⁺)(NO^3-) и т. д. Ковалентными связями связаны атомы, из которых состоят сложные ионы. Металлы (вещества с металлической связью) очень разнообразны по своим физическим свойствам. Среди них есть жидкость (Hg), очень мягкие (Na, K) и очень твердые металлы (W, Nb). Характерными физическими свойствами металлов является их высокая электропроводность (в отличие от полупроводников, уменьшается с ростом температуры), высокая теплоемкость и пластичность (у чистых металлов). В твердом состоянии почти все вещества состоят из кристаллов. По типу строения и типу химической связи кристаллы ("кристаллические решетки") делят на атомные (кристаллы немолекулярных веществ с ковалентной связью), ионные (кристаллы ионных веществ), молекулярные (кристаллы молекулярных веществ с ковалентной связью) и металлические (кристаллы веществ с металлической связью).

Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается. Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая. Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):

а)	H· + ·H  H:H	H-H	H2	(одна общая пара электронов; H одновалентен);
б)		NN	N2	(три общие пары электронов; N трехвалентен);
в)		H-F	HF	(одна общая пара электронов; H и F одновалентны);
г)			NH4+	(четыре общих пары электронов; N четырехвалентен)

По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на

• простые (одинарные) - одна пара электронов,

• двойные - две пары электронов,

• тройные - три пары электронов.

Двойные и тройные связи называются кратными связями. По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится нанеполярную и полярную. Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными. Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары. Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются + и -, например: . По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на -связь и -связь. -Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов), -связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов). Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью. Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации. Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей. Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp-, sp² и sp³-гибридизация. Например: sp-гибридизация - в молекулах C₂H₂, BeH₂, CO₂ (линейное строение); sp²-гибридизация - в молекулах C₂H₄, C₆H₆, BF₃ (плоская треугольная форма); sp³-гибридизация - в молекулах CCl₄, SiH₄, CH₄ (тетраэдрическая форма); NH₃ (пирамидальная форма); H₂O (уголковая форма). Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.  Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr₂, Ca₂Cu, Cu₅Zn₈ и др.). Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов.  Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:

H—O—H ··· OH₂, H—O—H ··· NH₃, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др. Мерой прочности любой связи является энергия связи. Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль. Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше. Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия. Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.

Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.

Периодичность свойств атомовОсновные свойства атома, которые легче всего проследить в пределах периодической системы: радиус, потенциал, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

Радиус – кратчайшее расстояние от ядра до максимума электронной плотности внешнего энергетического уровня. В пределах периода радиус  атома уменьшается. Это обусловлено одновременным увеличением заряда ядра атома и увеличением количества электронов на внешнем энергетическом уровне. В результате  этого увеличивается силы электростатического притяжения между  ядром и внешними электронами. Количество энергоуровней в пределах периода одинаково. Все это приводит к сжатию атома.

В пределах группы главной подгруппы атомный радиус увеличивается. Это обусловлено увеличением количества энергоуровней. В пределах побочных подгрупп радиус не изменяется. Данный параметр является основным  и определяет периодичность изменения всех остальных свойств.

Потенциал ионизации -  это энергия необходимая для отрыва одного электрона от нейтрального атома. В периодах энергия ионизации увеличивается. В пределах группы главной подгруппы энергия ионизации уменьшается. В пределах группы побочной подгруппы энергия ионизации возрастает. Данный параметр определяет свойства элемента. В окислительно-восстановительных реакциях определяет кислотно-основные свойства и термодинамическую устойчивость.

Атомы элементов с максимальной энергией ионизации являются сильными окислителями. А атомы элементов с минимальной энергией ионизации — сильными восстановителями.

Энергия сродства к электрону – это энергия, которая выделяется при соединении одного электрона к атому. В отличии от энергии ионизации данный параметр применим не ко всем химическим элементам. Но тенденция к изменению следующая: в периоде слева на право энергия сродства к электронам возрастает. В группе главной подгруппе уменьшается. В побочной подгруппе увеличивается.

Электроотрицательность – это способность атома химического элемента оттягивать общую электронную плотность преобразования химических связей. В пределах периода электроотрицательность увеличивается.  В группе главной подгруппы  электроотрицательность уменьшается. В группе побочной подгруппы электроотрицательность увеличивается.

Химическая связь и строение молекул

Почему атомы соединяются в молекулы? Какими силами они в ней удерживаются? Какова природа этих сил? Почему молекулы имеют определенную форму? Это центральные вопросы химии, т.к. свойства веществ, их реакционная способность зависят от состава, строения и типа химической связи между атомами.

После открытия электронного строения атомов стало возможным объяснить природу химической связи и установить роль электронов в образовании химической связи.

Известно, что атомы имеют на внешнем уровне от 1 до 8 электронов. Если на внешнем уровне содержится максимальное число электронов - 8, то уровень считается завершенным и отличается большой прочностью (благородные газы). У других атомов уровни незавершенные и они в процессе химической реакции стремятся их завершить, что достигается присоединением или отдачей электронов, либо образованием общих электронных пар. Химическая связь осуществляется валентными электронами: у s- и p- элементов это электроны внешнего уровня с s- и p- подуровня, уd- элементов это электроны d- подуровня предвнешнего уровня и электроны s-подуровня внешнего уровня.

Химическая связь осуществляется по-разному, поэтому различают: ковалентную, ионную и металлическую связь. Кроме того, между молекулами возникает водородная химическая связь, и происходят вандерваальсовы взаимодействия.

Параметры химической связи

Энергия связи. Химическая связь возникает лишь в том случае, если полная энергия взаимодействующих атомов уменьшается, т.е. при образовании связи должна всегда выделяться энергия.

Количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией связи E_СВ (кДж/моль).

Энергия связи является мерой прочности связи. Чем больше выделяется энергии при образовании молекулы, тем больше энергии надо затратить на разрыв, т.е. тем молекула прочнее.

Длина связи:

Расстояние между химически связанными атомами называют длиной связи.

Она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания. С уменьшением длины связи обычно растет энергия связи и устойчивость молекул. Например, в ряду от HF до HIдлина связи растет, а ее энергия уменьшается.

Валентный угол – угол, образуемый линиями, проходящими через ядра атомов.

Ионная химическая связь

Ионная химическая связь возникает при электростатическом взаимодействии отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Эта связь возникает лишь в случае большой разности ЭО атомов, например, между катионами s- металлов первой и второй групп периодической системы и анионами неметаллов шестой и седьмой групп (LiF, СsСl, NaCl и др.)

При образовании катионов и анионов могут возникать устойчивые восьмиэлектронные (октетные) конфигурации. Атомы и ионы с одинаковыми электронными конфигурациями образуют изоэлектронные ряды, например ряды неона, аргона, криптона:

Ne, O²‾, F‾, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺ - 1s²2s²2p⁶ или [Ne]

Ar,  S²‾, Cl‾, K⁺, Ca²⁺, Sc³⁺ ‑ [Ne] 3s²3p⁶  или [Ar]

Kr, Se²‾, Br‾, Rb⁺, Sr²⁺, Y³⁺ - [Ar] 3d¹⁰4s²3p⁶ или [Kr]

Так как электрическое поле иона имеет сферический характер, то для ионной связи не характерна направленность и насыщаемость. Поэтому ион способен взаимодействовать с соседними ионами противоположного знака в любом количестве и в любом направлении. Вещества с ионной связью представляют собой кристаллические вещества, существующие в виде гигантских молекул Na_nCl_n.