1) Основные законы и понятия в химии (законы постоянства состава, кратных отношений,АвогадроAr, Mr, моль, эквивалент) Превращения , наука о веществах

Вещества- совокупность атомов и молекул, обладающих определёнными свойствами.H2O,CO2,O2

Вещ-ва:простые и сложные!

Простые:O2, N2(состоят из одного вида атомов) делятся на :Металлы(оч.много)Fe,Cu,Na,K;

Неметаллы(22 элемета)O2,N2.

Сложные: (Na2O, NO2,Fe2O3,MgO,NaCl) делятся на :органические и неорганические

Основные законы химии :

1)Закон Авогадро - Жерара. Молекулы химических веществ, находящихся в газо- или парообразном состоянии, при одинаковых физических условиях занимают равные объемы..  2) Закон постоянства состава:  Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.  Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.  3) Закон кратных отношений:  Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.  4) Закон эквивалентов:  В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.

5)Закон Гей-Люссака-Изобарический- при постоянном давлении, объём постоянной массы газа пропорционален абсолютной температуре.

А́томнаяма́сса, относительная атомная масса— 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. 

Mr(Вещества) - молярная масса в-ва находится по таблице Менделеева - как сумма всех масс элементов  получается в гр/моль 

Моль-Это такое количество вещества (ни литр, ни килограмм) , в котором находится 6*10^23 (шесть умножить на 10 в 23 степени - число АВОГАДРО) молекул. В 1 моле любого вещества будет находиться такое количество атомов или молекул. 1 моль вещества может занимать у разных веществ разные объёмы и иметь разную массу Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

2) Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных. Окси́д — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Соединения, которые содержат атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями; содержат цепочку −O−O−), супероксидами (содержат группу О−2) и озонидами (содержат группу О−3). Они не относятся к категории оксидов. В зависимости от химических свойств различают: Солеобразующие оксиды: основные оксиды: оксиды металлов, степень окисления которых I—II; кислотные оксиды: оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов; амфотерные оксиды: оксиды металлов со степенью окисления III—IV. Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO. Номенклатура: оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na2O — оксид натрия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, Cu2О — оксид меди(I). Химические свойства. При взаимодействии кислотного оксида с основным образуется соль. Оксиды взаимодействуют с водой, если образуется растворимая кислота или растворимое основание. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а кислотные с основаниями. Основные оксиды 1)CuO + H2SO4 →CuSO4 + H2O 2){CaO + H2O→Ca(OH)2; 3)CaO + Mn2O7→Ca(MnO4)2 4)CuO + H2 →Cu + H2O Кислотные оксиды 1)SO3 + H2O →H2SO4; 2) CO2 + CaO→CaCO3; 3)SO₂ + 2NaOH →Na₂SO3 + H₂O; 4)SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2}; 5) 2P2O5 + 4HClO4 → 4HPO3 + 2Cl2O7. Амфотерные оксиды При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства: ZnO + 2HCl →ZnCl2 + H2O При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства: ZnO + 2KOH + H2O → K2[Zn(OH)4]}Получение Взаимодействие простых веществ с кислородом: 2H2 + O2 →2H2O; 2Cu + O2 → 2CuO. При горении в кислороде щелочных металлов: K + O2 →KO2. Термическое разложение солей: CaCO3 →CaO + CO2} Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие: 4FeO + O2 →2Fe2O3}. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре: Zn + H2O →ZnO + H2. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C→ 3CaSiO3 + 2P + 5CO. Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями: Zn + 4HNO3→Zn(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли: 2KClO4 + H2SO4 →K2SO4 + Cl2O7 + H2O. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами: NaHCO3 +HCl→NaCl + H2O + CO2

3) Основания (кислотность оснований). Методы получения, хим. Св-ва, номенклатура.

Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.

Классификация: по растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания. Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы. По кислотности (числу ионов ОН–, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион ОН–; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона ОН–; более одной ступени диссоциации).

Химические свойства оснований 

1) Диссоциация: КОН  К⁺ + ОН^–.

2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

 3) Разложение с образованием оксида и воды. Zn(OH)₂   ZnO + H₂O.

4) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn): 

В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H₂O  ® 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­

5) Взаимодействие щелочей с неметаллами: 

6NaOH + 3Cl₂   5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O. 

6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами: 

2NaOH + СО₂ ® Na₂CO₃ + H₂O               

2OH^– + CO₂ ® CO₃^2– + H₂O. 

7) Взаимодействие оснований с кислотами: 

H₂SO₄ + Ca(OH)₂ ® CaSO₄¯ + 2H₂O             

8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами: 

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂[Zn(OH)₄]                  

9) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание: 

CuSО₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + Cu(OH)₂¯               

Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью: 

2NaOH + ZnSО₄ ® Na₂SO₄ + Zn(OH)₂¯     

Щелочи получают:

1) Взаимодействием оксида металла с водой: 

Na₂O + H₂O ® 2NaOH                    

CaO + H₂O ® Ca(OH)₂. 

2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой: 

2Na + H₂O ® 2NaOH + H₂­                    

Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂­. 

3) Электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H₂O  H₂­ + 2NaOH + Cl₂­. 

4) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль.

 Ba(OH)₂ + Na₂CO₃ ® 2NaOH + BaCO₃¯                   

 Ba²⁺ + CO₃^2– ® BaCO₃¯.

4 Кислоты (основность кислот). Методы получения, химические свойства, номенклатура.

Кислоты - это сложные химические вещества, которые содержат атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов и образовывать соли. Кислоты различаются по основности: определяется количеством атомов водорода, входящим в их состав. Кислоты по химическому составу делятся на кислородосодержащие и бескислородные. Способы получения:  Бескислородные кислоты получают: 1. Взаимодействием неметалла с водородом.               H₂  +  Cl  =  2HCl  2. Действием на соль более сильной или менее летучей кислотой.                     FeS  +  2HCl  =  FeCl₂  +  H₂S↑ Кислородсодержащие кислоты получают: 1. Взаимодействием кислотных оксидов с водой.                       SO₃  +  H₂O  =  H₂SO₄ 2. Действием на соль более сильной кислотой.                       Na₂SiO₃  +  H₂SO₄  =  H₂SiO₃↓  +  Na₂SO₄ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ. Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием катионов H⁺, которые образуются в процессе диссоциации кислот. 1. Растворы кислот изменяют окраску индикаторов.  2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации).                       H₂SO₄  +  2KOH  =  K₂SO₄  +  2H₂O  3. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду.                       MgO    +    H₂SO₄  =  MgSO₄  +  H₂O                     основный                       

ZnO    +    2HNO₃  =  Zn(NO₃)₂  +  H₂O амфотерный  4. Кислоты вступают в реакции обмена с солями согласно правилу: сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей. При этом образуется новая соль и новая кислота.  5. При нагревании некоторые кислоты разлагаются, образуя кислотный оксид и воду.                        H₂SiO  =  SiO₂  +  H₂O  Реакции обмена кислот с солями возможны в том случае, если в результате реакций образуются осадок, более слабая, неусточивая или более летучая кислота.  Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

+7 HClO₄ - хлорная кислота

+5 HClO₃ - хлорноватая кислота

+3 HClO₂ - хлористая кислота

+1 HClO - хлорноватистая кислота

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием о и прибавлением слова водородная: НF - фтороводородная, или плавиковая, кислота НCl - хлороводородная, или соляная, кислота