Раздел I. Общая химия

Глава 1. Основные понятия и законы химии

Атом - наименьшая частица химического элемента, входящая в состав простых и сложных веществ. Химические свойства элемента определяются строением его атома.

Химический элемент - определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Простые вещества - вещества, образованные из атомов одного элемента.

Сложные вещества (химические соединения) - вещества, образованные атомами разных элементов.

Аллотропия - способность химического элемента образовывать несколько простых веществ, различных по строению и свойствам.

Молекула - наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Состав молекулы передается химической формулой.

Молекулярная формула выражает истинный состав вещества, а эмпирическая (простейшая) - только соотношение между атомами элементов, входящих в состав молекулы. Так, истинная (молекулярная) формула глюкозы - C₆H₁₂O₆, эмпирическая же формула этого вещества - CH₂O.

Относительная атомная масса химического элемента (A_r) - величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома углерода ¹²С (атомной единицы массы (а.е.м.), численно равной 1.66^.10^24 г). Относительные атомные единицы массы элементов - безразмерные физические величины, их значения указаны в Периодической системе элементов.

Относительная молекулярная масса вещества (М_r)- величина, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода ¹²С. Численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы.

Вместо терминов “относительная атомная масса” и “относительная молекулярная масса“ можно использовать исторически сложившиеся термины “атомная масса” и “молекулярная масса”.

Моль - количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько атомов содержится в 0.012 кг изотопа углерода ¹²С. Это число равно постоянной Авогадро - 6.02 ^. 10²³ моль^1.

Например: 1 моль атомов ¹Н = 6.02 ^. 10²³ атомов ¹Н, 1 моль молекул Н₂ = 6.02 ^. 10²³ молекул Н₂, 1 моль ионов NH₄⁺ = 6.02 ^. 10²³ ионов NH₄⁺.

Молярная масса (М) - величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Размерность молярной массы - кг/кмоль или г/моль. В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной или молекулярной массе этого вещества. Молярная масса вещества, масса вещества (m, г) и количество вещества (, моль) связаны следующим соотношением:

M = m/ (1)

Стехиометрические коэффициенты - коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций. Стехиометрические расчеты - вычисления по химическим формулам и уравнениям, а также вывод формул веществ и уравнений реакций.

Химические явления - явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, если при этом не происходит изменения состава ядер атомов.

Физические явления - явления, при которых изменяется форма или физическое состояние веществ или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер атомов.

Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, А.-Л. Лавуазье) - масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. На основании этого закона можно проводить расчеты по химическим уравнениям.

Закон постоянства состава вещества (Ж.-Л. Пруст) - всякое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Современные достижения химии показали, что наряду с соединениями постоянного состава (дальтонидами) существуют и соединения переменного состава (бертоллиды). Состав последних изменяется в зависимости от условий проведения реакций и не отвечает целочисленным стехиометрическим отношениям. В связи с этим современная формулировка этого закона - состав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа его получения; состав же соединений с немолекулярной структурой (атомной, ионной и металлической решеткой) не постоянен и зависит от условий получения.

Закон объемных отношений (Ж.Л.Гей-Люссак) - объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа, кратные стехиометрическим коэффициентам.

Закон Авогадро (А. Авогадро, С. Канниццаро) - в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авогадро - при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем, равный при нормальных условиях (температура 273 К или 0 ⁰С, давление 101325 Па или 1 атм) 22.4 л. Этот объем называют молярным объемом газа.

Молярный объем газа (V_M) рассчитывается как отношение объема вещества к его количеству (размерность - м³/кмоль или л/моль).

V_M = V/ (2)

Относительная плотность газа по другому газу (D) - отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятого при тех же условиях).

Еще одним следствием из закона Авогадро является тот факт, что объемная доля газа в смеси равняется его мольной доле. Тогда средняя молярная масса смеси газов (М_ср.) равна сумме произведений объемных долей (_об.) газов на их молярные массы (М):

М_{смеси(ср.)} = _об.1 ^. М₁ + _об.2 ^. М₂ + ... ; (3)

_об.1 = ; _об.1 + _об.2 + ... = 1

Например, если принять, что воздух состоит в основном их азота (80%) и кислорода (20%), средняя молярная масса воздуха будет равна:

М_{воздуха(ср.)} = 0.8 ^. 28 + 0.2 ^. 32 = 28.8  29 г/моль

На основании закона Авогадро отношение масс равных объемов газов равно отношению их молярных масс (M₁ и M₂). Следовательно:

D = M₁/M₂, отсюда M₁ = M₂ ^. D (4)

В практических расчетах часто используются плотности газов по водороду (М2 г/моль) и воздуху (М_ср. 29 г/моль). Поэтому получаем:

M = 2D_водор. = 29D_возд. (5)

Объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

pV/T = const (6)

Для перехода к нормальным условиям (или наоборот) используют следующую формулу:

pV/T = p₀V₀/T₀ , (7)

где p₀ , V₀, T₀ - давление, объем и температура при нормальных условиях (см. выше, закон Авогадро).

Уравнение Менделеева-Клапейрона:

pV = RT (8)

или pV = mRT/M, (9)

где  - количество вещества газа, моль; m - масса, г; M - молярная масса газа, г/моль; R - универсальная газовая постоянная = 8,31 Дж/(моль^.К), если давление измерено в Па, а объем в м³.