1. Первоначальные понятия

Химия – наука о веществах, их свойствах, превращениях и явлениях, сопровождающих эти превращения.

Вещества – это то, из чего состоят предметы (физические тела) окружающего мира.

Вещества, существующие в природе, постоянно претерпевают различные изменения.

Явления – различные изменения, которые происходят с веществами.

Физические явления – явления, не сопровождающиеся превращениями одних веществ, в другие (обычно изменяется агрегатное состояние веществ или их форма).

Химические явления – явления, в результате которых из данных веществ образуются другие.

Свойства веществ – признаки, позволяющие отличить одни вещества от других, или установить сходство между ними.

- агрегатное состояние; - характеризуют химические явления,

- цвет; происходящие с веществами. Те реакции,

- плотность (ρ); которые характеризуют данное вещество.

- электропроводность;

- теплопроводность;

- температура кипения;

- температура плавления и т. д.

2. Строение атома

Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

Электрон – одна из элементарных частиц материи, обладающая массой покоя и элементарным отрицательным зарядом.

Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, сложно организованная часть атома, состоящая из нуклонов, связанных между собой ядерными силами.

Нуклоны – общее название двух типов частиц, протонов и нейтронов.

С точки зрения атомной физики протон и нейтрон являются двумя состояниями одной и той же частицы – нуклона.

Нуклон – структурная единица ядра атома, которая может находиться в двух состояниях, протона и нейтрона.

Планетарная модель атома по Розерфорду количество протонов равно количеству электронов

3. ПЗ и ПС хим. элементов Менделеева

Периодический закон:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от строения внешних электронных слоев атомов.

Современное определение Периодического закона: Свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер

Периодическая система химических элементов и строение атома

Таблица Периодической системы химических элементов графически отображает Периодический закон. Каждое число в ней характеризует какую-либо особенность в строении атомов:

1. порядковый (атомный) номер химического элемента указывает на заряд его атомного ядра.

2. номер периода соответствует числу энергетических уровней (электронных слоев) в атомах элементов данного периода;

3. номер группы соответствует числу электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп и максимальному числу валентных электронов для элементов побочных подгрупп.

4. Периодичность изменения свойств слева на право по периодам – повторяемость числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

5. В периоде с увеличением зарядов атомных ядер элементов (слева направо) металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются в силу того, что: возрастает число электронов на внешнем уровне атома; число энергетических уровней в атомах в пределах периода остается постоянным; уменьшается радиус атомов.

6. В группах (главная подгруппа) с увеличением зарядов атомных ядер элементов (сверху вниз) металлические свойства усиливаются, неметаллические ослабевают. Это объясняется тем, что: число электронов на внешнем уровне атомов остается одинаковым; увеличивается число энергетических уровней в атоме; увеличивается радиус атомов.

4. Химическая связь

Химическая связь – ионная и ковалентная.

Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы. Х.с. – совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов и приводящих к образованию устойчивой многоатомной системы.

Ионная химическая связь

Ионная химическая связь – это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Атомы, присоединившие «чужие» электроны, превращаются в отрицательные ионы, или анионы. Атомы, отдавшие свои электроны, превращаются в положительные ионы, или катионы. Понятно, что между анионами и катионами возникают силы электростатического притяжения, которые и будут удерживать их друг около друга, осуществляя тем самым ионную химическую связь.

Так как катионы образуют в основном атомы металлов, а анионы – атомы неметаллов, логично сделать вывод, что этот тип связи характерен для соединений типичных металлов (элементы главных подгрупп I и II групп, кроме магния Mg и бериллия Be) с типичными неметаллами (элементы главной подгруппы VII группы).

Ковалентная химическая связь

Ковалентная химическая связь – это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар.

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной.

Например:

то есть посредством ковалентной неполярной связи образованы молекулы простых веществ-неметаллов.

Ковалентную химическую связь между атомами элементов, электроотрицательности которых различаются, называют полярной.

Например: аммиак NH₃

Азот – более электроотрицательный элемент, чем водород, поэтому общие электронные пары смещаются к его атому.

Металлическая связь

Связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке, называют металлической.

Такая связь характеризуется небольшим числом валентных электронов и большим числом свободных орбиталей, что характерно для атомов металлов.

Схема образования металлической связи (М – металл):

Наличием металлической связи обусловлены физические свойства металлов и сплавов: твердость, электрическая проводимость и теплопроводность, ковкость, пластичность, металлический блеск. Вещества с металлической связью имеют металлическую кристаллическую решетку. В ее узлах находятся ионы или атомы металла, между которыми свободно (в пределах кристалла) перемещаются электроны («электронный газ»).

5. Химическая реакция

Химические реакции, или химические явления, – это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и (или) строению.

I. По числу и составу исходных и образовавшихся веществ

Можно выделить четыре типа таких реакций: соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакции соединения – это такие реакции, при которых из двух и более веществ образуется одно сложное вещество.

  S + O2 = SO2 – из двух простых веществ образуется одно сложное.

Реакции разложения – это такие реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.

2HgO		2Hg + O2↑				– из одного сложного вещества образуются два простых.

Реакции замещения – это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе.

  2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

Реакции обмена – это такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.

Реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + Н2O

II. По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества

Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов, или окислительно-восстановительные реакции.

Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов. К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, например:

Li₂O + Н₂O = 2LiOH,

III. По тепловому эффекту

По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.

1.Экзотермические реакции протекают с выделением энергии.

К ним относятся почти все реакции соединения.

N₂ + O₂ = 2NO – Q

Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения, например:

4P + 5O₂ = 2P₂O₅ + Q

Гидрирование этилена – пример экзотермической реакции:

CH2=CH2 + H2

CH3–CH3

+ Q

Она идет при комнатной температуре.

2.Эндотермические реакции протекают с поглощением энергии.

Очевидно, что к ним будут относиться почти все реакции разложения, например:

1. Обжиг известняка:

CaCO3

CaO + CO2↑

– Q

Количество выделенной или поглощенной в результате реакции энергии называют тепловым эффектом реакции, а уравнение химической реакции с указанием этого эффекта называют термохимическим уравнением, например:

H₂(г) + Cl₂(г) = 2HCl(г) + 92,3 кДж

N₂(г) + O₂(г) = 2NO(г) – 90,4 кДж

IV. По направлению

По направлению различают:

1. Необратимые реакции протекают в данных условиях только в одном направлении.

К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды) и все реакции горения.

Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях.

Таких реакций подавляющее большинство.

В органической химии признак обратимости отражают названия – антонимы процессов: гидрирование – дегидрирование, гидратация – дегидратация.

6. Тепловой эффект химической реакции

По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.

1.Экзотермические реакции протекают с выделением энергии.

К ним относятся почти все реакции соединения.

N₂ + O₂ = 2NO – Q

Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения, например:

4P + 5O₂ = 2P₂O₅ + Q

Гидрирование этилена – пример экзотермической реакции:

CH2=CH2 + H2

CH3–CH3

+ Q

Она идет при комнатной температуре.

2.Эндотермические реакции протекают с поглощением энергии.

Очевидно, что к ним будут относиться почти все реакции разложения, например:

Обжиг известняка:

CaCO3

CaO + CO2↑

– Q

Количество выделенной или поглощенной в результате реакции энергии называют тепловым эффектом реакции, а уравнение химической реакции с указанием этого эффекта называют термохимическим уравнением, например:

H₂(г) + Cl₂(г) = 2HCl(г) + 92,3 кДж

N₂(г) + O₂(г) = 2NO(г) – 90,4 кДж

7. Химическое равновесие

Пример. Реакция синтеза аммиака является обратимой:N2 + 3H2 2NH3

Прямая и обратная реакции протекают одновременно в противоположных направлениях. Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия.

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными – условие хим. равновесия

Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия, т.е. равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.

1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. N2 + 3H2 2NH3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом;

при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом

3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

давление, МПа 0,1 10 20 30 60 100

объемная доля NH3, % 0,4 26 36 46 66 80

8. Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов, или окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что соединение состоит только из ионов.

В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов — окисление. При окислении степень окисления повышается. Процесс присоединения электронов — восстановление. При восстановлении степень окисления понижается. Атомы или ионы, которые в данной реакции присоединяют электроны являются окислителями, а которые отдают электроны — восстановителями.

9. Растворы.

Раствором называется гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более независимых компонентов (растворенное вещество и растворитель), а также продуктов их взаимодействия. Компонент, количество которого преобладает в данной системе, называют растворителем.

По агрегатному состоянию растворы делятся:

• газообразные растворы: воздух – это раствор кислорода, паров воды, углекислого газа СО2 и благородных газов в азоте;

• твердые растворы: сплавы металлов;

• жидкие растворы в свою очередь делятся:

  1. растворы твердых веществ в жидкостях: соль+Н2О, сахар+Н2О , йод+Н2О

  2. растворы газообразныхых веществ в жидкостях: лимонады, нашатырный спирт

  3. растворы жидких веществ в жидкостях: уксус, водка (спирт + вода)

По относительным количествам растворенного вещества и растворители растворы бывают: разбавленные и концентрированные.

По соотношению преобладания частиц, переходящих в раствор и удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные.

Насыщенный раствор - это раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества.

Раствор концентрация которого ниже концентрации насыщенного раствора называется ненасыщенным. В таком растворе можно при тех же условиях растворить дополнительное количество того же самого вещества.

Перенасыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем возможно в насыщенном растворе. Перенасыщенный раствор нестабилен, и при изменении условий (например при энергичном встряхивании или внесении кристаллика соли – затравки для кристаллизации) образуется насыщенный раствор и осадок кристаллов соли.

Количественной характеристикой соотношения компонентов насыщенного раствора является растворимость. Наиболее распространенными способами такой характеристики служат:

• коэффициент растворимости вещества (Р) – наибольшая масса вещества, способная при данной температуре раствориться в 100 г растворителя. Например, при 20ْ С в 100 г воды с образованием насыщенного раствора растворяется 36,0 г NaCI, значит Р(NaCI) = 36.

• молярная растворимость вещества (S) - число молей вещества, способное при данной температуре раствориться в 1 л указанного растворителя с образованием насыщенного раствора. Так, S(NaCI) = 6,154 моль\л

• коэффициент поглощения газа –наибольший объем газа, который может раствориться в единице объема растворителя при данной температуре и парциальном давлении газа 1 атм. Так при 20ْ С коэффициенты поглощения водой азота и кислорода, молекулы которых неполярны,составляют соответственно 0,016 и 0,031. Для газов, молекулы которых полярны, коэффициент их поглощения водой значительно выше, например для HCI – 500, NH3 – 1300.

Растворимость веществ существенно зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления.

Зависимость от природы реагирующих веществ

Наибольшая растворимость достигается тогда, когда эти силы межмолекулярного взаимодействия имеют подобный характер: «подобное растворяется в подобном». Так вещества с ионным типом химической связи (соли, щелочи) или, полярные (спирты, альдегиды) хорошо растворимы в полярных растворителях, например в воде. И наоборот малополярные соединения, например оксид углерода (II) хорошо растворимы в неполярных соединениях, например в сероуглероде.

Зависимость от температуры.

Так как растворение процесс обратимый, значит к нему применим принцип Ле-Шателье: если растворение вещества происходит с поглощением теплоты, то повышение температуры приводит к увеличению растворимости.

Для большинства твердых веществ повышение температуры способствует увеличению растворимости.

Для газов повышение температуры способствует уменьшению растворимости, так как связи между молекулами растворимого вещества и растворителя - непрочные.

10. Теория электролитической диссоциации

1. Электролитами он назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток, а неэлектролитами – вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.

Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый С. Аррениус (1859–1927) в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы. Этот процесс назвали электролитической диссоциацией. Растворы веществ тогда становятся проводниками электрического тока, когда они содержат ионы (положительно или отрицательно заряженные частицы), которые в электрическом поле приходят в направленное движение.

Электролитами могут быть только вещества с ионной и ковалентной полярной связями (соли, основания, кислоты).

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты

С. Аррениус для количественной характеристики электролитической диссоциации ввел понятие степени электролитической диссоциации, обозначаемой греческой буквой α.

Степень электролитической диссоциации – это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул.

Если α = 0, то вещество совсем не распадается на ионы, оно является неэлектролитом. К неэлектролитам относятся вещества с ковалентными малополярными и неполярными связями, такие, как эфиры, углеводороды, кислород, азот и др.

Степень электролитической диссоциации может иметь значение от 0 до 1 (в процентах от 0 до 100 %).

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов степень диссоциации стремится к 1 (100 %). К сильным электролитам относятся почти все соли, неорганические кислоты (HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄, НМnО₄, H₂SO₄), щелочи (LiOH, NaОН, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ra(OH)₂).

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. Их степень диссоциации значительно меньше 1 (100 %), в большинстве случаев она стремится к нулю. Но при разбавлении, как вы помните, степень диссоциации увеличивается.

К слабым электролитам относятся: многие неорганические кислоты (H₂S, HF, H₂CO₃, H₂SiO₃, HNO₂, H₂SO₃), органические кислоты, основания (за исключением щелочей), гидрат аммиака NH₃ ∙ H₂O, вода H₂O, некоторые соли.

Различают три типа сред: нейтральную, щелочную, кислотную.

2. С точки зрения теории электролитической диссоциации основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида - гидроксид - ионов ОН-.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Основание -> Катион основания + Гидроксид - ион

NaOH Na++ OH-

Ba(OH)2 Ba2++ 2OH-

NH3·H2O NH4++ OH-

Кислоты. Кислоты исторически получили своё название из-за кислого вкуса водных растворов таких веществ, как хлороводород или уксусная кислота. С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида - катионов водорода Н+.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Кислота -> Катион водорода + Анион кислотного остаткаH2SO4 2H+ + SO42-

CH3COOH H+ = CH3COO-