1. Основные стехиометрические законы: закон сохранения массы веществ в химических реакциях, закон постоянства состава вещества, закон эквивалентов; газовые законы: закон объемных отношений, закон Авогадро, объединенный газовый закон, закон парциальных давлений.

Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы Авогадро, постоянства состава, кратных отношений, Гей-Люссака, эквивалентов и сохранения массы. В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).

Закон сохранения массы веществ : Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст): 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.

Закон кратных отношений (Д. Дальтон): 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.

Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты. 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.

Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак): При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Закон Авогадро : В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия:

· Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.

· Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; N A = 6,02∙10 23 моль –1.

Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях; равен 22,4 л∙моль –1.

Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль –1.

Газовые законы– это законы, описывающие изопроцессы в идеальном газе. Газовые законы были открыты экспериментально, но все они могут быть получены из уравнения Менделеева-Клапейрона.

Закон парциальных давлений: общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений отдельных газов, составляющих данную смесь, то есть Робщ = Р1 + Р2 + .. + Рп

Из формулировки закона следует, что парциальное давление представляет собой частичное давление, создаваемое отдельным газом. И действительно, парциальное давление - это такое давление, которое бы создавал данный газ, если бы он один занимал весь объем.

2. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксидами называются бинарные соединения, в которых один из элементов кислород, причем атомы кислорода не связаны межу собой и находятся в степени окисления -2.

Оксиды подразделяются на несолеобразующие(NO,CO,N2O) и солеобразующие. Солеобразующие оксиды по своим химическим свойствам подразделяются на основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды металлов в невысокой степени ок-я +1, +2.

Амфотерные оксиды – оксиды металлов в степенях окисления +3, +4 и выше перечисленные в степени ок-я +2. Кислотные оксиды – оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих оксидов) в любой степени окисления и оксиды металлов в высоких степенях ок-я (+5 и выше).

Физические свойства оксидов: Основные оксиды – твердые тугоплавкие вещества. Химическая связь в таких оксидах близка к ионной – они образуют кристаллическую решетку ионного типа. Кислотные оксиды могут быть при обычных условиях газообразными веществами (СО2, SO2), жидкостями (Cl2O7, Mn2O7) и твердыми веществами (N2O5, P2O5). Твердые кислотные оксиды являются относительно легкоплавкими и летучими веществами. Это связано с тем, что типичные кислотные оксиды в твердом состоянии имеют молекулярную структуру. Кислотные оксиды, имеющие атомную кристаллическую решетку (SiO2, B2O3), относительно тугоплавки и нелетучи. Амфотерные оксиды – твердые тугоплавкие вещества. Как правило, в них сочетается ионная и ковалентная связь.

Получение оксидов:

· Оксиды можно получать реакцией соединения простого вещества с кислородом, как правило, при нагревании: С + О2 → СО2

· Оксиды можно получить термическим разложением кислот, оснований, неустойчивых при нагревании солей: Cu(OH)2 → CuO + H2O\

· Оксиды образуются при окислении кислородом сложных веществ: СН4 + 2O2 → CO2 + 2H2O О

Основаниями называются соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами – ОН.

Классификация оснований: Основания делятся на: однокислотные (NaOH, CuOH), двухкислотные (Ca(OH)2, Fe(OH)2), трехкислотные (Al(OH)3, Fe(OH)3). Кислотность оснований определяют по числу гидроксогрупп, связанных с металлом. Физические свойства оснований: При комнатной температуре все основания – твердые вещества. Исключение составляет только одно основание – гидроксид аммония NH4OH, который представляет собой водный раствор аммиака и в свободном виде не существует.

Разложение оснований при нагревании. Большинство оснований при нагревании разлагаются на оксид (основный) и воду. Щелочи, кроме LiOH, разлагаются лишь при очень высоких температурах.

Кислотами называются сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками. С позиции теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением ионов водорода (Н+). Кислоты делятся на: -бескислородные (HCl, H2S) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4); -одноосновные (HNO3, HClO4) и многоосновные(H2SO3, H3PO4)

Физические свойства кислот. Кислоты при обычных условиях могут быть твердыми (Н3РО4, Н3ВО3), жидкими (HNO3, H2SO4) или растворами газов в воде (HCl, H2S). Некоторые кислоты, например азотистая HNO2, сернистая H2SO3, угольная Н2СО3, существуют только в разбавленных растворах; при попытке концентрирования таких растворов они распадаются на ангидрид и воду или продукты разложения ангидрида и воду и, таким образом, не могут быть выделены в чистом виде.

Солями называются соединения, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.

Средние соли – соли, полученные в результате полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла. Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Кислые соли – соли, полученные в результате неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла. Mg(OH)2 + H3PO4 → MgНPO4 + 2H2O. Кислые соли могут образовывать только многоосновные кислоты (H2SO4, Н2СО3, H3PO4 и т.д.). Основные соли – соли, полученные в результате неполного замещения гидроксогруппы (ОН)- в основании на кислотные остатки. Fe(OH)3 + 2HCl → FeОНCl2 + 2H2O

Физические свойства солей. При обычных условиях соли представляют собой твердые вещества, обладающие различной растворимостью в воде, которая зависит от природы металла и кислотного остатка.