Химия - учебное пособие

1. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного

элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

НЕОРГАНИЧЕСКИЕ

ВЕЩЕСТВА

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

Аллотропия

Это способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

С - алмаз, графит, карбин, фуллерен и др. O - кислород, озон.

S - ромбическая, моноклинная, пластическая. P - белый, красный, чёрный и др.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

-различным числом атомов в молекуле, например кислород O2 и озон O3

-образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.

1.1 ОСНОВАНИЯ

Это сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксидными группами (OH-). С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания – это сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).

5

Классификация.

NaOH ; Ca(OH)2

Амфотерные основания могут проявлять свойства слабых кислот.

1.2 ОКСИДЫ

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Классификация

НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ

ОКСИДЫ

CO, N2O, NO

СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ

В качестве гидратов (соединений с водой) основным оксидам соответствуют основания, кислотным – кислоты, амфотерным – и те и другие.

1.3 КИСЛОТЫ

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

По теории электролитической диссоциации кислоты это электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+ (Н3О+).

6

Классификация

По составу: бескислородные и кислородсодержащие.

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные.

КИСЛОТЫ

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Классификация

СОЛИ

Комплексные соли

Строение. [Cu(NH3)6]Cl2 : 2Cl- - внешняя сфера; [Cu(NH3)6]2+ – внутренняя сфера (комплексный ион); Cu2+ – комплексообразователь (центральный

ион); 6 - координационное число; (NH3) – лиганд.

Центральными ионами (атомами) обычно служат металлы больших периодов

(Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH-, CN-, NH3, CO, H2O;

они связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью. 7

ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ РАЗЛИЧНЫМИ КЛАССАМИ СОЕДИНЕНИЙ

8

2. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Современные теоретические представления в химии базируются на атомномолекулярном учении, в рамках которого вводятся некоторые понятия и величины.

АТОМ – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, сохраняющая свойства химического элемента.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – это совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд атомного ядра. Заряд ядра атома равен его порядковому номеру в периодической системе элементов и определяет его местоположение.

МОЛЕКУЛА – Это наименьшая электрически нейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. Молекулы могут содержать от одного (инертные газы) до многих тысяч атомов (органические молекулы).

ИОН – это заряженная частица, представляющая собой атом или группу химически связанных друг с другом атомов с избытком (анионы:SO42-, Cl-, ClO4-) или недостатком (катионы: Na+, Ca2+, NH4+) электронов.

СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ – это частицы, содержащие ненасыщенные связи (не спаренные электроны) - (-CH3, -NH2, -H)

Сила, с которой два атома удерживаются вместе в составе молекулы определяет прочность химической связи, а энергия, необходимая для ее разрыва, называется энергией химической связи. Ее величина изменяется от 80 до 800 кДж/моль.

ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА – это символическая запись, характеризующая качественный и количественный состав химического соединения и отражающая количественные соотношения между атомами разных элементов, образующих данную частицу. Химическая формула достоверно отражает количественный состав веществ, у которых преобладает ковалентная связь (Cl2, H2, H2O). Для веществ с большой долей ионной связи и веществ металлоидного типа количественные соотношения между атомами в формуле носят усредненный характер и не отражают реального состава.

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ (а.е.м.). Атомная единица массы определяется как 1/12 часть массы атома углерода в ядре которого содержится 6 протонов и 6 нейтронов. 1а.е.м. = 1,66 10-27кг. Условно можно считать массы протона и нейтрона одинаковыми и равными (приблизительно) 1 а.е.м. В химии чаще пользуются относительными атомными массами химических элементов (Ar). Это отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С.

МОЛЬ – это единица количества вещества. 1 моль содержит столько же структурных единиц (атомов, ионов, молекул), сколько содержится атомов в 12 граммах углерода (изотоп 12С) Число атомов в 12 граммах углерода легко рассчитывается как отношение массы 1 моль (молярной массы) к массе 1 атома углерода:

Na = 12 г/моль /1,993 10-23г = 6,022 1023моль-1.

Число Na является одной из фундаментальных констант и носит название

постоянная Авогадро (число Авогадро).

9

МОЛЯРНАЯ МАССА (М) – это масса 1 моль вещества. Она численно равна отношению массы вещества к его количеству (М = m /) и измеряется в г/моль или кг/кмоль. Численное значение молярной массы, измеренное в г/моль совпадает по величине с молекулярной, атомной и формульной массой данного вещества.

– это отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода (изотоп 12С). Поскольку химические формулы чаще всего отражают лишь формальный количественный состав соединения, то правильнее говорить о ФОРМУЛЬНОЙ МАССЕ ВЕЩЕСТВА, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в соединение, с учетом числа атомов каждого из элементов в формуле.

Среди множества законов, на которые опирается химия можно выделить ряд основных. Это законы, сформулированные в рамках атомно-молекулярного учения. К ним относят закон сохранения массы, законы постоянства состава, кратных и объемных соотношений, закон Авогадро. Эти законы называют стехиометрическими, поскольку именно они положены в основу всех количественных расчетов масс и объемов веществ, принимающих участие в химических превращениях.

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Сохранение массы вещества в химических реакциях объясняется тем, что при химических превращениях ядра атомов не разрушаются и не образуются. Учитывая, что практически вся масса атома сосредоточена в ядре, массы веществ до и после реакции должны быть одними и теми же.

ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ (закон ДАЛЬТОНА)

Если два вещества образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества относятся как целые числа.

Например: состав оксидов азота в процентах по массе:

Разделив числа последнего ряда на 0,57 получим ряд целых чисел:

1,0 2,0 3,0 4,0 5,0

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

10