Лекция 1 предмет и значение химии

1. Предмет химии. Среди естественных наук, определяющих фундамент инженерных знаний, химия занимает лидирующее положение ввиду своей информационной значимости. Около четверти всего объема научно-технической информации, как известно, составляет – химическая.

Современное определение химии: система химических наук (органическая, неорганическая, аналитическая, физическая химия и т.д.), главной задачей которых является изучение химических процессов (реакций) образования и разрушения молекул (химическая связь), а также взаимосвязей и переходов между этими процессами и другими формами движениями материи (электромагнитные поля и излучения и т.д.).

Химия изучает состав, структуру веществ органического и неорганического происхождения, способности веществ к взаимодействию и явления перехода химической энергии в тепловую, электрическую, световую и др.

Значение химии в существовании и развитии человечества огромно. Достаточно сказать, что ни одна отрасль производства не обходится без химии. Если посмотреть на то, что окружает человека в быту или на работе, – это все дары и деяния химии. О значении химии в различных отраслях промышленности, сельского хозяйства и медицине написаны целые книги. Известный английский физик У. Рамзай сказал: «Та нация, та страна, которая превзойдет другие в развитии химии, превзойдет их в общем материальном благосостоянии».

2. Место химии среди естественных и технических наук. Химия относится к естественным наукам и тесно связана с физикой, биологией, экологией, это одна из наук о природе, а если мыслить философскими категориями – это наука о материи. Известны две основные формы существования материи – вещество и поле. Химия изучает вещество, химическую форму движения материи – превращение одних веществ в другие. Можно дать такое определение химии – это наука о составе, структуре, свойствах веществ, их превращениях и явлениях, сопровождающих эти превращения. Дифференциация и интеграция научных знаний выделили целый ряд химических наук и учебных дисциплин: общая, неорганическая, органическая, аналитическая, физическая химия – с одной стороны; биохимия и экология – с другой стороны.

Основные прикладные задачи химии:

1. Химия обеспечивает сырьевой базой развитие различных отраслей производства. Дальнейший технический прогресс связан с новейшими материалами и технологиями.

2. Современные технологии требуют использования особо чистых, а полупроводниковая техника – сверхчистых материалов. Разработкой методов получения веществ высокой степени очистки также занимается химия.

3. Задачей химии является создание новых химических источников тока, оснащение ими электромобилей.

4. Проблемы экологической защиты человечества и планеты Земля также стоят перед химиками. Это разработка достоверных методов контроля за выбросами в окружающую среду, создание безотходных технологий, замена токсичных веществ и т.д.

Основные законы химии

1. Атомно-молекулярное учение – теоретический фундамент химии.

Вещество – одна из форм существования материи. Вещество состоит из отдельных мельчайших частиц – молекул, атомов, ионов, которые в свою очередь обладают определенным внутренним строением. Говоря иначе, всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц, в основе атомно-молекулярного учения лежит принцип дискретности (прерывности строения) вещества. Свойства веществ являются функцией состава и строения образующих его частиц. Для большинства веществ эти частицы представляют собой молекулы.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекулы в свою очередь состоят из атомов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

Необходимо различать понятия «простое (элементарное) вещество» и «химический элемент». В самом деле, каждое простое вещество характеризуется определенными физическими и химическими свойствами. Когда какое-нибудь простое вещество вступает в химическую реакцию и образует новое вещество, оно утрачивает большинство своих свойств. Например, железо, соединяясь с серой, теряет металлический блеск, ковкость, магнитные свойства и др. Точно так же водород и кислород, входящие в состав воды, содержатся в воде не в виде газообразных водорода и кислорода с их характерными свойствами, а в виде элементов – водорода и кислорода. Если же эти элементы находятся в «свободном состоянии», т.е. не связаны химически ни с каким другим элементом, то они образуют простые вещества. Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При соединении друг с другом атомов одного и того же элемента образуются простые вещества, сочетание же атомов различных элементов дает или смесь простых веществ, или сложное вещество.

Существование химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. Различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Разница между простым веществом и элементом становится особенно ясным, когда встречаются с несколькими простыми веществами, состоящими из одного и того же элемента. Различают аллотропию состава и аллотропию формы. Атомы одного и того же элемента, расположенные в разном геометрическом порядке (аллотропия формы) или соединяющиеся в молекулы различного состава (аллотропия состава), образуют простые вещества с разными физическими свойствами при похожих химических свойствах. Примерами могут служить: кислород и озон, алмаз и графит.2. Стехиометрические законы. Химический эквивалент. Основу атомно-молекулярного учения составляю основные законы химии, открытые на рубеже XVIII и XIX вв.

Закон сохранения масс и энергий, является основным законом естествознания. Впервые он был сформулирован и экспериментально обоснован М.В. Ломоносовым в 1756-59 гг., позднее он был открыт и подтвержден А.Л. Лавуазье: масса образовавшихся продуктов реакции равна массе исходных реагентов. В математической форме это можно записать:

(2.1)

где i, j – целые числа, равные числу реагентов и продуктов.

В современном виде этот закон формулируют следующим образом: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. На законе сохранения массы основаны изучение реакций между отдельными веществами и количественный химический анализ.

Закон взаимосвязи массы и энергии (А. Эйнштейн). Эйнштейн показал, что между энергией и массой существует взаимосвязь, количественно выражаемая уравнением:

Е = mc² или m = Е/c² (2.2)

где Е – энергия; m – масса; с – скорость света. Закон справедлив для ядерных реакций, в которых выделяется огромное количество энергии при небольших изменениях масс (атомный взрыв).

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801-1808): каким бы путем не было получено данное химически чистое соединение, состав его является постоянным. Так, оксид цинка может быть получен в результате самых разнообразных реакций:

Zn + 1/2 O₂ = ZnO; ZnСO₃ = ZnO + СO₂; Zn(OН)₂ = ZnO + Н₂О.

Но в химически чистом образце ZnO всегда содержится 80,34% Zn и 19,66% О.

Закон постоянства состава полностью выполняется для газообразных, жидких и ряда твердых веществ (дальтониды), однако многие кристаллические вещества сохраняют свою структуру при переменном (в некоторых пределах) составе (бертоллиды). К ним относятся соединения некоторых металлов друг с другом, отдельные оксиды, сульфиды, нитриды. Следовательно, этот закон применим лишь для таких веществ, которые независимо от агрегатного состояния имеют молекулярную структуру. В соединениях переменного состава этот закон имеет границы применимости, в особенности для веществ, находящихся в твердом состоянии, так как носителем свойств в данном состоянии является не молекула, а некая совокупность ионов разных знаков, называемая фазой (однородная часть неоднородной системы, ограниченная поверхностью раздела), или, говоря иначе кристаллические решетки твердых тел имеют дефекты (вакансии и включения узлов).

Закон эквивалентов (Рихтер, 1792-1800): химические элементы соединяются между собой в массовых отношениях, пропорциональных их химическим эквивалентам:

. (2.3)

На основании этого закона проводятся все стехиометрические расчеты.

Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем (1,008 г) атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических соединениях.

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

Расчет эквивалентов простых и сложных веществ:

(2.4)

(2.5)

(2.6)

(2.7)

(2.8)

где A_r – атомная масса элемента; М_А – молекулярная масса соединения.

Закон кратных отношении (Д. Дальтон, 1808). Если два элемента образуют между собой несколько химических соединений, то количество одного из них, отнесенное к одному и тому же количеству другого, относятся как небольшие целые числа.

Поясним содержание закона на примере анализа соединений азота с кислородом: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Атомная масса азота 14, кислорода – 16. Количество кислорода, пошедшего на образование оксидов по отношению к 14 г азота: 8:16:24:32:40=1:2:3:4:5.

Закон Авогадро (1811). Это один из основных законов химии: в равных объемах газов при одинаковых физических условиях (давлении и температуре) содержится одинаковое число молекул.

А. Авогадро установил, что молекулы газообразных веществ двухатомны, не H, О, N, Cl, а H₂, О₂, N₂, Cl₂. Однако с открытием инертных газов (они одноатомны) обнаружилось исключения.

Первое следствие: 1 моль любого газа при нормальных условиях имеет объем, равный 22,4 л.

Второе следствие: плотности любых газов относятся как их молекулярные массы: d₁/d₂=M₁/M₂.

Постоянная Авогадро – число частиц, в 1 моле вещества 6,0210²³ моль^-1.

Объяснение основных законов химии в свете атомно-молекулярной теории лежит в ее постулатах:

1) атомы представляют собой мельчайшие частицы вещества, которые невозможно разделить на составные части (химическими способами) или превратить друг в друга, или уничтожить;

2) все атомы одного элемента одинаковы и имеют одинаковую массу (если не учитывать существования изотопов, см. лекцию 3);

3) атомы различных элементов имеют разные массы;

4) при химической реакции между двумя или большим числом элементов их атомы соединяются друг с другом в небольших целочисленных отношениях;

5) относительные массы элементов, которые соединяются друг с другом, непосредственно связаны с массами самих атомов, т.е. если 1 г серы соединяется с 2 г меди, то это значит, что каждый атом меди весит вдвое больше, чем атом серы;

Одним словом химией «управляют» целые числа, поэтому все эти законы называют стехиометрическими. В этом заключено торжество атомно-молекулярного учения.

3. Атомные и молекулярные массы. Моль. Рассмотрим в каких единицах выражают молекулярные и атомные массы. В 1961 г. принята единая шкала относительных атомных масс, в основу которой положена ¹/₁₂ часть массы атома изотопа углерода ¹²С, названная атомной единицей массы (а.е.м.). В соответствии с этим в настоящее время относительной атомной массой (атомной массой) элемента называют отношение массы его атома к ¹/₁₂ части массы атома ¹²С.

Аналогично относительной молекулярной массой (молекулярной массой) простого или сложного вещества называют отношение массы его молекулы к ¹/₁₂ части массы атома ¹²С. Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс. Например, молекулярная масса воды, молекула которой содержит два атома водорода и один атом кислорода, равна: 1,00792+15,9994= 18,0152.

Наряду с единицами массы и объема, в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем. Моль – количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Количество вещества в молях равно отношению массы вещества m к его молекулярной массе M:

 = m/М. (2.8)

Молярную массу (М) обычно выражают в г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в г/моль, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная (атомная) масса. Так, мольная масса атомарного водорода равна 1,0079 г/моль, молекулярного водорода – 2,0158 г/моль.

Зависимость объема газа от давления и температуры может быть описана уравнением состояния идеального газа pV = RT, справедливым для одного моля газа, а с учетом числа молей оно становится знаменитым уравнением Клапейрона – Менделеева:

pV=RT (2.9)

где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/мольК).

С помощью этого уравнения и второго следствия из закона Авогадро, используя простые измерительные приборы (термометр, барометр, весы), в конце XIX в. были определены молекулярные массы многих летучих простых и сложных органических и неорганических веществ. В 1860 г. на I Международном конгрессе химиков (Карлсруэ, Германия) были приняты классические определения основных понятий: атома, молекулы, элемента и т.д., проведена систематика, классификация основных типов реакций и классов химических соединений.

4. Основные классы неорганических соединений. Классификация простых и сложных химических веществ основана на рассмотрении реагентов и продуктов одной из основных химических реакций – реакции нейтрализации. Основы этой классификации были заложены И.Я. Берцелиусом в 1818 г., в дальнейшем она была существенно уточнена и дополнена.

Еще алхимики объединили ряд простых веществ, обладающих похожими физическими и химическими свойствами, под названием металлы. Типичным металлам свойственны ковкость, металлический блеск, высокая тепло- и электропроводность, по химическим свойствам металлы являются восстановителями. Остальные простые вещества были объединены в класс неметаллов (металлоидов). Неметаллы отличаются более разнообразными физическими и химическими свойствами. При взаимодействии простых веществ с кислородом образуются оксиды. Металлы образуют основные оксиды, неметаллы – кислотные. В реакции таких оксидов с водой образуются, соответственно, основания и кислоты. Наконец, реакция нейтрализации кислот и оснований приводит к образованию солей. Соли также могут получаться при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами или кислотами, кислотных оксидов – с основными оксидами или основаниями (табл. 1).

Таблица 1

Химические свойства основных классов неорганических соединений

	Металл	Основной оксид	Основание	Соль
Неметалл	Fe + S =FeS	—	2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO+H2O	2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2
Кислотный оксид	—	CaO + CO2 = CaCO3	2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O	—
Кислота	Fe + 2HCl = FeCl2 + H2	CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O	NaOH + HCl = NaCl + H2O	BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
Соль	Zn + CuSO4= Cu + ZnSO4	—	CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4	AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3

Следует подчеркнуть, что с водой непосредственно реагируют только те основные оксиды, которые образуют растворимые в воде основания – щелочи. Нерастворимые в воде основания (например, Cu(OH)₂) могут быть получены из оксидов только в две стадии:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O, CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄.

Классификация оксидов не исчерпывается основными и кислотными. Ряд оксидов и соответствующих им гидроксидов проявляют двойственные свойства: реагируют с кислотами как основания и с основаниями как кислоты (в обоих случаях образуются соли). Такие оксиды и гидроксиды называются амфотерными:

Al₂O₃+6HCl=2AlCl₃+3H₂O, Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O (сплавление тв. вещ-в),

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O, Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] (в р-ре).

Некоторым оксидам невозможно сопоставить соответствующие им кислоту или основание. Такие оксиды называются несолеобразующими, например, оксид углерода (II) CO, оксид азота (I) N₂O. Они не участвуют в кислотно-основных взаимодействиях, но могут вступать в другие реакции. Так, N₂O – сильный окислитель, CO – хороший восстановитель. Иногда кислотные, основные и амфотерные оксиды объединяют в класс солеобразующих.

Среди кислот выделяются бескислородные – например, хлороводородная (соляная) HCl, сероводородная H₂S, циановодородная (синильная) HCN. По кислотно-основным свойствам они не отличаются от кислородсодержащих кислот. Существуют также вещества, обладающие основными свойствами, но не содержащие атомов металла, например, гидроксид аммония NH₄OH – производное аммиака NH₃.

По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (например, хлороводород НСl, азотистая кислота НNО₂), двухосновные (сернистая Н₂SО₃, угольная Н₂СО₃), трехоcновные (ортофосфорная Н₃РO₄).

Названия кислот производят от элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента (или группы элементов, например, СN – циан), образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: Н₂S – сероводород, НСN – циановодород.

Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс «...н(ая)» или «...ов(ая)» например, НNО₃ – азотная кислота, НСlO₄ – хлорная кислота, Н₂СrO₄ – хромовая кислота. По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: «...оват(ая)», «...ист(ая)», «...оватист(ая)»; например, НСlO₃ – хлорноватая, НСlO₂ – хлористая, НОСl – хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс «...ист(ая)»; например, НNО₂ – азотистая кислота. Кислоты, содержащие в своем составе группировку атомов -O-O-, можно рассматривать как производные пероксида водорода. Их называют пероксокислотами (или надкислотами). В случае необходимости после приставки «пероксо» в название кислоты помещают числительную приставку, указывающую число атомов кислотообразующего элемента, входящих в состав молекулы, например: H₂SO₅, H₂S₂O₈.

Среди соединений важную группу образуют основания (гидроксиды), т.е. вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН^-. Названия гидроксидов образуются из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого, в случае необходимости, римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента. Например, LiОН – гидроксид лития, Fe(ОН)₂ – гидроксид железа (II).

Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

KOH + HCl = KCl + Н₂O,

Ва(ОН)₂ + СО₂ = ВаСО₃ + Н₂О

2NаОН + Аl₂O₃ = 2NаАlO₂ + Н₂О

С точки зрения протолитической (протонной) теории основаниями считают вещества, которые могут быть акцепторами протонов, т.е. способны присоединять ион водорода. С этих позиций к основаниям следует относить не только основные гидроксиды, но и некоторые другие вещества, например аммиак, молекула которого может присоединять протон, образуя ион аммония:

NH₃ + H⁺ = NH₄⁺

Действительно, аммиак, подобно основным гидроксидам, способен реагировать с кислотами с образованием солей:

NН₃ + НСl = NH₄Сl

В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают основания однокислотные (например, LiОН, КОН, NН₃), двухкислотные [Са(ОН)₂, Fе(ОН)₂] и т.д.

Амфотерные гидроксиды (Al(ОН)₃, Zn(ОН)₂) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием катионов водорода), так и по типу оснований (с образованием гидроксильных анионов); они могут быть как донорами, так и акцепторами протонов. Поэтому амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот:

Zn(ОН)₂ + 2НСl = ZnСl₂ + 2Н₂О,

Zn(ОН)₂ + 2NаОН = Nа₂ZnО₂ + 2Н₂О.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые по составу относятся к классу оксидов, но по своему строению и свойствам принадлежат к классу солей. Это так называемые пероксиды, или перекиси. Пероксидами называются соли пероксида водорода Н₂О₂, например, Nа₂О₂, СаО₂. Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода («кислородный мостик»): -О-О-.

Соли при электролитической диссоциации образуют в водном растворе катион К⁺ и анион А^–. Соли можно рассматривать как продукты полного или частного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

Реакция нейтрализации может протекать не до конца. В этом случае при избытке кислоты образуются кислые соли, при избытке основания – основные (соли, образующиеся при эквивалентном соотношении, называются средними). Понятно, что кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами, основные соли – только многокислотными основаниями:

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O,

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O,

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = (CaOH)₂SO₄ + 2H₂O.

Среди многообразия и огромного количества химических реакций всегда присутствовала их классификация. Так, с учетом развития химии выделяются три основных типа химических реакций:

1) кислотно-основного равновесия, частные случаи – нейтрализации, гидролиза, электролитической диссоциации кислот и оснований;

2) окислительно-восстановительные с изменением степени окисления атома, иона, молекулы. При этом различают стадии окисления и восстановления как части одного процесса отдачи и присоединения электронов;

3) комплексообразования – присоединения определенного числа молекул или ионов к центральному атому или иону металла, который является комплексообразователем, а первые – лигандами, количество которых характеризуется координационным числом (n).

Согласно этим типам химических реакций классифицируются и химические соединения: кислоты и основания, окислители и восстановители, комплексные соединения и лиганды.

В более современной трактовке с учетом электронного строения атомов и молекул, реакции первого типа можно определить как реакции с участием и переносом протона, реакции второго типа – с переносом электрона, реакции третьего типа – с переносом неподеленной пары электронов. Количественной мерой реакций первого типа являются, например, рН, второго – потенциал (E, B), разность потенциалов (Δφ, В), а третьего, – например, реализация определенного координационного числа (n) химических (донорно-акцепторных) связей, энергия стабилизации лигандного поля центрального иона – комплексообразователя (ΔG, кДж/моль), константа устойчивости.