1.Основные законы и понятия в химии.

Химия – это область естествознания, наука о веществах и их превращениях.

В XIX в. открыты 3 важных закона:

1.закон постоянства состава:

Состав чистого вещества не зависит от способа получения этого вещества. Т. е. для одной и той же молекулы, например соотношение и всегда постоянно.

2.закон простых кратных отношений:

Если 2 элемента образуют друг с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа.

3.закон простых объёмных отношений для реагирующих газов:

Объёмы реагирующих газов относятся друг к другу и к объёмам газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Например, один объём реагирует с двумя объёмами и при этом получается точно 2 объёма водяного пара: .

Основные понятия:

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.

Относительной атомной массой называется безразмерное число, показывающее во сколько раз масса данного атома больше чем 1/12 атома изотопа углерода .

Число Авогадро равно (благодаря 3 закону позволило предположить, что в одинаковых объёмах газов содержится одинаковое число атомов, но не объясняли соотношение объёмов продуктов реакции. Выход нашёл Авогадро в 1811 г., предположив, что газообразные вещества состоят из молекул, а не из атомов.)

Количество частиц, равное числу Авогадро, получило название «моль».

Моль – количество вещества, содержащего столько же частиц (молекул, атомов, ионов, электронов, фотонов) сколько содержится атомов в 12 г изотопа .

Масса 1-го моль называется молярной массой и выражается в [г/моль].

Из этого следует:

1.молекулярная масса, выраженная в г, равна относительной молекулярной массе в углеродной шкале

2.при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём, равный 22,4 л.

2.Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.

Оксиды – это бинарные соединения, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие. В основе деления оксидов на указанные группы лежит их способность реагировать с кислотами и щелочами.

Основные оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Основные оксиды образуют только металлы и при этом, как правило, они проявляют валентность I, II и реже III. Оксиды называют основными потому, что каждому из них соответствует основание. (Na₂O – оксид натрия, соответствующее ему основание – NaOН; MgO – оксид магния, основание – Mg(OН)₂.)

Главным свойством основных оксидов является их способность взаимодействовать с кислотами, образуя соль и воду: MgO + Н₂SO₄ = MgSO₄ + Н₂O; К₂О + Н₂SO₄ = К₂SO₄ + Н₂O.

Кислотные оксиды (или ангидриды) – это оксиды, которые взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Кислотные оксиды образованы кислородом и неметаллами, которые в кислотных оксидах проявляют высокую положительную степень окисления (+5, +6, +7), иногда металлами (Mn₂O₇). Каждому кислотному оксиду соответствует кислота.

кислота. (SO₂ – оксид серы (IV) - Н₂SO₃ – сернистая кислота, SO₃ – оксид серы (VI) - Н₂SO₄ – серная кислота)

Главным свойством кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с основаниями, образуя соль и воду: SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Н₂O;

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. Амфотерный характер носят оксиды некоторых металлов II, III, IV и VI групп периодической системы элементов: ZnО – оксид цинка, Al₂О₃ – оксид алюминия, SnO – оксид олова (II) и некоторые другие. Амфотерные оксиды обладают свойствами и основных, и кислотных оксидов.

Взаимодействие амфотерного оксида с кислотой:ZnO + 2НCl = ZnCl₂ + Н₂O.

Взаимодействие амфотерного оксида с основанием: ZnO + NaOH + Н₂O = Na₂[Zn(OH)₄].

Поскольку основные, кислотные и амфотерные оксиды образуют соли, все они являются солеобразующими оксидами.

Существует еще небольшая группа несолеобразующих (безразличых) оксидов. Это оксиды, для которых неизвестны соответствующие им кислоты или основания. К ним относятся: оксид азота (II) – NO, оксид углерода (II) – CO, оксид кремния (II) – SiO.

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

Основания – это вещества, молекулы которых состоят из ионов металла и гидроксильной группы: NaOH, Cu(OH)₂, Mg(OH)₂. (CaO + H₂O = Ca(OH)₂)

По числу гидроксильных групп, которые могут быть замещены в основании на кислотный остаток, различают кислотность основания:

Однокислотные основания: Двухкислотные основания:

NaOH – гидроксид натрия; Сa(OH)₂ – гидроксид кальция;

KOH – гидроксид калия; Mg(OH)₂ – гидроксид магния

Основания, растворимые в воде, называются щелочами:

NaOH – гидроксид натрия (едкий натр), KOH – гидроксид калия (едкое кали), Вa(OH)₂ – гидроксид бария и Сa(OH)₂ – гидроксид кальция.

Металлы, образующие растворимые в воде гидроксиды (K, Na, Ca, Ba, и другие), расположенны в главных подгруппах I, II и III групп периодической системы. К растворимым в воде основаниям относят и гидроксид аммония NH₄OH, но щелочью он не является, это слабое основание.

Главным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, образуя соль и воду (реакция нейтрализации): Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O.

4. Кислоты (основность кислот). Методы получения, хим. Св-ва, номенклатура.

Кислоты – это вещества, состоящие из ионов водорода, способных замещаться на металл, и кислотных остатков: HCl, H₂SO₄, HNO₃. По числу атомов водорода, которые могут быть замещены в кислоте на металл, различают основность кислоты:

Одноосновные кислоты: Двухосновные кислоты:

HCl – соляная кислота; H₂SO₄ – серная кислота;

HI – йодоводородная кислота; H₂SO₃ – сернистая кислота;

HNO₃ – азотная кислота; H₂S – сероводородная кислота;

CH₃COOH – уксусная кислота H₂SiO₃ – кремниевая кислота.

Трехосновные кислоты:

H₃PO₄ – фосфорная кислота;

H₃BO₃ – борная кислота.

По химическому составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Из вышеназванных бескислородными являются кислоты: HCl, HI, HCN, H₂S. Эти кислоты не имеют соответствующих им кислотных оксидов (ангидридов), а получаются в результате растворения в воде газообразных водородных соединений – хлористого водорода, йодистого водорода, цианистого водорода и сероводорода.

Главным химическим свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации): HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O.

5. Соли, типы солей. Методы получения, химические св-ва, номенклатура средних, кислых, основных солей.

Различают пять типов солей: средние (или нормальные), кислые, основные, двойные и комплексные.

Средние (или нормальные) соли – это продукты полного замещения катионов водорода кислоты на катионы металла: Na₂SO₄ – сульфат натрия, CuCl₂ – хлорид меди (II).

Кислые соли – это продукт неполного замещения катионов водорода кислоты на катионы металла. Кислые соли образуются в том случае, если для реакции нейтрализации взято недостаточное количество гидроксида: H₂CO₃ + NaOH_{недост.} = NaHCO₃ + H₂O.

NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия. Кислая соль содержит в своем составе атом водорода, для обозначения которого в названии соли вводят приставку гидро-. Водород в кислой соли может быть замещен на катион металла, а соль при этом превращается в среднюю: NaHCO₃ + NaOH = NaCO₃ + H₂O.

6. Квантово-механическая модель атома: уравнение де Бройля и Шредингера, принцип неопределённости Гейзенберга, атомная орбиталь, квантовые числа.

В 1924 г. Луи де Бройль предложил распространить корпускулярно-волновые представления на все микрочастицы, т.е. движение любой микрочастицы рассматривать как волновой процесс. Математически это выражается соотношением де Бройля, согласно которому частице массой , движущейся со скоростью , соответствует волна длиной : , (1)

– импульс частицы.

Согласно соотношению (1) движению электрона (, ) отвечает волна длиной , т.е. её длина соизмерима с размерами атомов.

В 1925 г. Шрёдингер предположил, что состояние движения электрона в атоме должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. Он получил уравнение, которое энергию электрона связывает с пространством Декартовых координат и так называемой волновой функцией :

где

– полная энергия электрона

– потенциальная энергия электрона

– вторая частная производная

Уравнение Шредингера позволяет найти волновую функцию как функцию координат. Физический смысл волновой функции в том, что квадрат её модуля определяет вероятность нахождения электрона в элементарном объёме , т.е. характеризует электронную плотность. Т.к. электрон обладает свойствами волны и частицы, мы не можем определить его положение в пространстве в определённый момент времени. Электрон размазан, т.е. делокализирован в пространстве атома. В этом заключается принцип Гейзенберга.

Микрочастица, так же как и волна не имеет одновременно точных значений координат и импульса. Это проявляется в том, что чем точнее определяется координаты частицы, тем неопределеннее её импульс, и наоборот. Поэтому мы говорим о максимально вероятном нахождении электрона в данном месте в определённый момент времени. Та область пространства, где >90% находится электрон называется атомной орбиталью.

Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Так, двухосновная серная кислота может образовывать только одну кислую соль NaHSO₄ – гидросульфат натрия; трехосновная фосфорная (ортофосфорная) кислота может образовывать уже две кислые соли: NaH₂РO₄ – дигидрофосфат натрия.

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксид-ионов в основаниях кислотными остатками. Основные соли образуются в том случае, если для нейтрализации основания взять недостаточное количество кислоты: Cu(OH)₂ + HCl_{недост.} = Cu(OH)Cl + H₂O.

Cu(OH)Cl – хлорид гидроксомеди (II). Основные соли содержат в своем составе гидроксид-ион (OH^-), для обозначения которого в название соли вводят приставку гидроксо-. Гидроксильная группа в составе основной соли может быть замещена на кислотный остаток, а основная соль при этом превращается в среднюю: Cu(OH)Cl +HCl = CuCl₂ + H₂O.

Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями.

В основу международной номенклатуры положено латинское название кислоты или образующего кислоту неметалла. Сначала называется анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже.

Для описания стоячей волны, образованной в атоме движущимся электроном, т.е. для нахождения волновой функции необходимы квантовые числа.

1.Главное квантовое число характеризует удалённость электрона от ядра и определяет его энергию (чем больше , тем больше энергия электрона и тем меньше энергия связи с ядром). принимает целочисленные значения от 1 до.

Состояние электрона характеризующееся различными значениями главного квантового числа , называется электронным слоем (электронной оболочкой, энергетическим уровнем). Они обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, 5, …

Квантовое состояние атома с наименьшей энергией – основное состояние, а с более высокой – возбуждённое состояние. Переход электрона с одного уровня на другой сопровождается либо поглощением, либо выделением энергии: .

2.Побочное квантовое (орбитальное, азимутальное) число (принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1)).

Состояние электрона характеризующееся различными значениями побочного квантового числа называется энергетическим подуровнем. В пределах каждого уровня с увеличением , растёт энергия орбитали.

В пределах каждого уровня с увеличением , растёт энергия орбитали.

3.Магнитное квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве (принимает все целочисленные значения от - до +).

4.Спиновое квантовое число характеризует вращательный момент, который приобретает электрон в результате собственного вращения вокруг своей оси (принимает два значения: – вращение по часовой стрелке, – вращение против часовой стрелки).

7. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда.)

Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 3-мя принципами:

1.Принцип устойчивости (принцип min энергии): Каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, т.е. более устойчивые (с min энергией) орбитали.

Энергия атомных орбиталей возрастает следующим образом: