Литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.

3. Коровин Н.В. Курс общей химии.

4. Ремсден Э.Н. Начала современной химии: Л. Химия,1989.-784с. (87000)

5. Хаускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии в 2-х т. М. Мир, 2002. (5000)

Структура курса «химия»

1. Основные понятия и законы химии.

2. Строение атома. Химическая связь. Строение веществ и их реакционная способность.

3. Основные закономерности химических процессов. Химическая термодинамика и кинетика.

4. Растворы и реакции в растворах. Комплексные соединения.

5. Электрохимические процессы и коррозия металлов.

6. Свойства элементов и их соединений.

7. Элементы органической химии. Полимерные материалы.

1. Основные понятия и законы химии.

   1. Основные понятия химии

Атомы – мельчайшие, далее неделимые химическими методами составные части веществ. Атом - наименьшая частица элемента, являющаяся носителем определенных химических свойств.

Ядро атома имеет радиус ~ 10^‑13-10^‑12 см, тогда как радиус электронной оболочки атома ~ 10^‑8 см = 1 Å. Состоит из Z положительно заряженных протонов (p), а также N  нейтронов (n). Известно около 1000 различных атомных ядер, из которых примерно 320 принадлежат атомам природных элементов. Заряд ядра Ze₀. Атомы с одним и тем же зарядом ядра образуют химический элемент с порядковым номером Z в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Обозначение элемента X: (например, углерода ), где A = N + Z - массовое число ядра.

Легкие ядра содержат приблизительно одинаковое число протонов и нейтронов, тяжелые ядра имеют значительный избыток нейтронов (например, , ).

Изотопные ядра: Z одинаково, N различно ( , , , ).

Изотонные ядра: N одинаково, Z различно (, ).

Изобарные ядра: A одинаково, Z различно (, ).

Масса ядра атома немного меньше суммы масс протонов и нейтронов, так как при объединении нуклонов в атомное ядро выделяется большое количество энергии, которое, согласно формуле Эйнштейна, ведет к т. н. дефекту массы (приблизительно 1 % массы).

Силы, действующие между нуклонами ядра, очень велики и имеют малый радиус действия. Энергия связи увеличивается приблизительно линейно с ростом числа нуклонов и достигает максимума, если каждый нуклон окружен максимально возможным числом других нуклонов. Поэтому упаковка нуклонов отвечает наименьшей поверхности ядра (шаровая форма). Капельная модель ядра объясняет, почему самыми устойчивыми являются ядра со средней массой. Легкие ядра обладают относительно малым "поверхностным натяжением", т.е. малой добавкой к объемной энергии, а устойчивость тяжелых ядер снижается за счет электростатического отталкивания протонов. Четно-четные (чч) ядра (Z и N – четные числа) более устойчивы, чем чн‑ и нч‑ядра, и тем более, чем нн‑ядра.

Высокую устойчивость некоторых ядер объясняет оболочечная модель, согласно которой нуклоны располагаются в слоях, содержащих максимально 2, 8, 14, 20, 28, 50, 82, 126 протонов или нейтронов. Ядра с нацело заполненными слоями особо устойчивы и потому сравнительно часто встречаются в природе . Ядра с Z > 84 неустойчивы.

Химический элемент – составная часть вещества, построенного из атомов с одинаковыми по зарядам ядрами (смесь природных изотопов). В современной таблице Менделеева – 109 химических элементов, символ которых представлен первой и одной из последующих букв латинского названия элемента. Последний из них – мейтнерий (Mt)

Формой существования химического элемента в свободном состоянии является простое вещество, т.е. вещество, состоящее из атомов одного и того же химического элемента. Только для благородных газов простое вещество можно отождествить с элементом (He, Ne, …). При нормальных условиях для химического элемента углерода (С) кроме широко известных его простых веществ - графита и алмаза, обнаружены и синтезированы новые и уникальные его формы: карбин, фуллерены и др. Газообразные простые вещества - кислород (О₂) и озон (О₃) отличаются по числу атомов и по свойствам и т. д.

Молекула – это способная к самостоятельному существованию наименьшая совокупность химически связанных атомов, не имеющая, как правило, неспаренных электронов.

Нейтральные атомные и молекулярные частицы с неспаренными электронами называют радикалами, а положительно и отрицательно заряженные частицы, соответственно с недостатком и избытком электронов, - ионами.

Молекулы из различных атомов составляют химические соединения, а с позиции химической термодинамики фазы постоянного состава. Гомогенные смеси химических соединений называют растворами, - фазами переменного состава.

Основу понятия химической связи составляет квантовый эффект обобществления валентных электронов взаимодействующими атомами (образование связующих электронных пар), которое происходит с разной степенью поляризации, т. е. их смещения к одному из атомов.

Под валентностью (v) вступающих в химическую связь атомов и радикалов понимается суммарное число неспаренных электронов, а также неподеленных электронных пар или вакантных орбиталей. Валентность – неотъемлемая часть составления формул химических соединений.

До квантово-химических представлений о строении вещества валентность элемента Х определялась по числу связываемых им атомов одновалентного водорода или двухвалентного кислорода.

ХH_v (AsH₃, H₂O) → Х_1/vH;

ХO_v/2 (v- четн., SiO₂),

Х₂O_v (v- нечетн., Al₂O₃, K₂O) → Х_1/vO_1/2.

Кстати, деленная на валентность часть (доля) элемента называется химическим эквивалентом элемента относительно водорода (Эк =1/v). Деленная на валентность масса элемента называется его массовым химическим эквивалентом или эквивалентной массой элемента М_эк = М/v.

Эквивалент химический – условная частица в целое число (z*) раз меньшая формульной единицы вещества. Эк = 1/z*, z* - эквивалентное число.

Веществу в количестве п молей соответствует

пэ = z*∙n его моль-эквивалентов.

Закон эквивалентов: Элементы (вещества в реакциях) соединяются в равноэквивалентных количествах. пэ(А) = пэ(В).

пэ = m/ М_эк = m/(М/z*) = z*m/M = z*n. (Задачка)

Валентность на современном уровне определяется числом валентных орбиталей атома. Её дополняют энергетические характеристики валентного состояния атомов:

a = (I + E)/2 – орбитальный потенциал (малликеновская электроотрицательность);

b = I - E – потенциальный коэффициент или орби-тальная емкость с = 1/ b.

Здесь I - потенциал ионизации (энергия удаления электрона с валентной орбитали атома), а E - сродство к электрону (энергия присоединения электрона на валентную орбиталь).

Энтальпию образования химического соединения из простых веществ вместе с орбитальными зарядами можно оценить по формулам:

δ_i = (a - a_i)/b_i .

Формула для зарядов на атомах (v_i δ_i ) показывает, что электроны частично уходя от менее электроотрицательных (электроположительных) атомов притягиваются более электроотрицательными. Величина заряда пропорциональна разности потенциалов и орбитальной емкости.

Многообразие химических связей – водородные, мостиковые, сэндвичевые, и др., а также исследование кристаллических структур, показали ограниченность правил определения формальной валентности и представлений о двухэлектронных двухцентровых связях. Введены понятия о многоцентровых и других связях. Эволюция представлений о валентности в настоящее время не завершена. Она развивается параллельно с развитием квантовой теории химической связи. Количественное решение вопросов энергетики химических превращений во взаимосвязи с геометрией молекул – задача современной квантовой химии.

Степень окисления (окислительное число) – понятие, взаимосвязанное с валентностью и предположением об ионном строении.

Степень окисления атома в молекуле – это предельный электрический заряд, который мог бы возникнуть на атоме, если бы все связующие электронные пары были полностью смещены к более электроотрицательным атомам.

Как предельно ионное представление – степень окисления понятие условное. По абсолютной величине степень окисления в ряде случаев совпадает с валентностью. С эффективными зарядами на атомах она совпадает только по знаку.

_{0 0}

1. Простые вещества: Cl₂, Fe, тв. –электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, поделены пополам.

_{+2 -2}

2. Кислород: CaO (-2 в соединениями с электроположительными атомами).

_{+2 –1 -1} OF₂ (+2 c более электроотрицательными атомами); K₂O₂ (пероксиды – О – О –).

_{+1 -1}

3. Водород: HCl, однако CaH₂.

4. Только в простых ионных соединениях (сильных электролитах) степень окисления по величине может

_{+1 -1}

приближаться к заряду атомов: KCl.

5. Так или иначе степень окисления находят по принятым степеням окисления для F, O, H, M(Li…..Cs), в соответствии со шкалой электроотрицательностей (орбитальных потенциалов) и, конечно, в соответствии с законом сохранения заряда.

_{+1 x -2}

Например H₂SO₃ : (+1)·2 + x + (-2)·3 = 0, x = 4.

_{-1 +1 -2 +1 +1 +3 –2 +4 +5 +6 +7}

NaCl, HOCl, HClO₂, ClO₂, HClO₃, Cl₂O₆, HClO₄.

^{Хлор- новатистя, -истая -новатая -ная}

_{+3 +2}

6. В комплексных соединениях: К₃[Fe(CN)₆], [Ni (NH₃)₆]SO₄. _{-4 -2}

7. В органических соединениях: CH₄, CH₃OH, степень окисления находится аналогично, но используется меньше.

Массы атомов чрезвычайно малы. Например, m(H) = 1,674∙10^-24 г, m(О) = 2,667∙10^-23 г, m(С) = 1,993∙10^-23 г. Поэтому в химии применяют относительную атомную массу химического элемента, которая равна отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома углерода. ( (X) = m(X)/(1/12· m(С)) )

Относительные массы водорода и кислорода соответственно равны: (Н) = m(H)/(1/12 m(С)) = 1,0079; (О) = 15,9994.

Относительная молекулярная масса вещества равна отношению массы молекулы к 1/12 массы атома углерода: (Н₂О) =2(Н) +(О)=18,01534 ≈ 18.

Обычные для практики количества вещества неудобно учитывать числом атомов или молекул. В международной системе единиц (СИ) принята более крупная единица количества вещества.

Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и других), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода .

Число атомов в 12 г углерода N_A=(12г/моль)/(m(С),г) = 6,022∙10²³ 1/моль. Это число частиц в моле любого вещества называется постоянной или числом Авогадро.

Если количество вещества, выраженное в молях, обозначить буквой n, то молярная масса M = m / n, г/моль.

Молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе этого вещества. (M = m₁= m(X) N_A = m(X)∙12/ m(С) = m(X) /(1/12 m(С)))

Арсенал основных понятий химии включает в себя эффективный аппарат отражения любых (и не только химических) процессов в виде химических реакций.

Например, физика заимствовала из химии запись процесса ионизации в виде реакции А = А⁺ + е^- . Ядерные реакции записываются подобно химическим () и т.д.

Однако в курсе химии изучаются реакции, прежде всего, химических и часто сопутствующих фазовых превращений исходных веществ в продукты реакции. Для осуществления химических реакций требуются определенные условия (температура, давление, облучение, наличие растворителя и др.). В свою очередь реакции сопровождаются выделением или поглощением тепла, света, изменением агрегатного состояния и т.п.

Уравнение химической реакции, подчеркнем, что это символьное уравнение, связывает формульные или структурные единицы веществ, отражаемые химическими формулами, которые, как известно, состоят из атомных символов с числовыми индексами .

Представленные формулами исходные вещества (реагенты) в левой части уравниваются с продуктами реакции в правой части с помощью стехиометрических коэффициентов (ν_i) в соответствии с сохранением состава атомов при химических превращениях.

ν₁' A₁ + ν₂' A₂ = ν₃ A₃ + ν₄ A₄. (2 Н₂ + О₂ = Н₂О, ж)

Изменение числа молей n_i веществ от их начальных значений n_0i (Δn_i = n_i - n_0i) по закону кратных отношений связаны соотношением:

-(n₁- n₀₁)/ν'₁= - (n₂ - n₀₂)/ν'₂= (n₃ - n₀₃)/ν₃= (n₄ - n₀₄)/ν₄=ξ.

Таким образом, изменение 4-х переменных n_i по ходу реакции выражается через одну реакционную переменную ξ (мольную координату реакции).

n₁ = n₀₁ − ν'₁ ·ξ , n₂ = n₀₂ − ν'₂ ·ξ , Δn_i = − ν'_i ξ,

n₃ = n₀₃ + ν₃ ·ξ , n₄ = n₀₄ + ν₄ ·ξ . Δn_i = + ν_i ξ.

Изменение числа молей реакционных компонентов пропорционально их стехиометрическим коэффициентам.

При течении реакции слева направо ξ > 0. При обратном течении в других условиях ξ < 0. (Задача)