Закон постоянства состава с современной точки зрения. Соединения постоянного и переменного состава.

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

Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Поскольку атомы имеют постоянную массу, то и массовый состав вещества в целом постоянен.

Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый-химик Ж.Пруст в 1808 г

Развитие химии показало, что наряду с соединениями постоянного состава существуют соединения переменного состава. По предложению Н.С. Курнакова первые названы дальтонидами (в память английского химика и физика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле, предвидевшего такие соединения). Состав дальтонидов выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами, например Н₂О, НCl, ССl₄, СO₂. Состав бертоллидов изменяется и не отвечает стехиометрическим отношениям.

В связи с наличием соединений переменного состава в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение.

Cостав соединений молекулярной структуры, т.е. состоящих из молекул, - является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

Закон эквивалентов. Эквивалент элементов и соединений.

Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Поэтому в химии введено понятие эквивалента. Эквивалент – условные частицы вещества в целое число раз меньшие, чем соответствующие им формульные единицы. В формульной единице содержится n эквивалентов вещества (n – число эквивалентности). Эквивалентное число зависит от природы реагирующих веществ, типа и степени осуществления химической реакции. Поэтому различают эквивалентные числа элемента в составе соединения, отдельных групп, ионов и молекул. В обменных реакциях эквивалентное число определяют по стехиометрии реакции. В общем случае для обменной реакции x_aA+x_bB=x_cC+x_dD эквивалентное число рассчитывается по стехиометрии реакции n_a=x_b/x_a.

В окислительно-восстановительных реакциях значения эквивалентного числа окислителя и восстановителя определяют по числу электронов, которые принимает 1 ФЕ окислителя или отдает 1 ФЕ восстановителя.

Если известно количество вещества, то количество вещества эквивалентов всегда в число эквивалентности раз больше (или равно) количества вещества. В практических расчетах наиболее часто пользуются молярной массой эквивалентов.

Вопрос №3. Классы неорганических соединений.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые состоят из атомов одного элемента, в состав сложных входят атомы двух или более элементов.

Простые вещества разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы – элементы, атомы которых имеют сравнительно мало электронов на внешней электронной оболочке (главным образом 1,2,3) и обладают низкой электроотрицательностью (меньше 2). Металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, металлическим блеском, под давлением становятся текучими, что определяет их гибкость и ковкость. Главным признаком металлов как химических веществ является их способность отдавать электроны атомам и ионам других веществ,

т.е. выступать восстановителями. Главное влияние на физические свойства металлов оказывает электронное строение атомов металла и строение кристаллической решетки металла.

Неметаллы – элементы, внешний электронный уровень атомов которых близок к завершению. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов, и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. У некоторых неметаллов наблюдается проявление аллотропии (существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам). Так, для газообразного кислорода характерны две аллотропных модификации — кислород (O₂) и озон (O₃), у твёрдого углерода множество форм.

Оксиды – бинарные соединения химических элементов с кислородом в степени окисления -2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие, в свою очередь, подразделяются на кислотные, основные и амфотерные. Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или кислотными оксидами) с образованием солей. Присоединяя воду (непосредственно или косвенно), основные оксиды образуют основания. Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или с основными оксидами) с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. Несолеобразующие оксиды не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей (N₂O, CO).

Гидроксиды – вещества, содержащие гидроксогруппы ОН. основные гидроксиды (основания) — только гидроксиды металлов со степенью окисления +1, +2, проявляющие основные свойства (Ca(ОН)₂, KOH, NaOH и др.) При реакциях и диссоциации отщепляется группа -OH. Растворимые основные гидроксиды называются щелочами. Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) — гидроксиды неметаллов и металлов со степенью окисления +5, +6, проявляющие кислотные свойства (HNO₃, H₂SO₄) При реакциях и диссоциации отщепляется протон. Амфотерные гидроксиды, гидроксиды металлов со степенью окисления +3, +4 и нескольких металлов со степенью окисления +2, которые проявляют амфотерные свойства. Амфотерные гидроксиды проявляют в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (Al(ОН)₃, Zn(ОН)₂).

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемых по функциональным признакам, относятся кислоты, основания и соли.

Кислотами с позиции теории электролитической диссоциации называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. С точки зрения протонной теории кислот и оснований к кислотам относятся вещества, способные быть донорами протонов. Наиболее характерное химическое свойство кислот – их способность реагировать с основаниями с образованием солей. Кислоты классифицируют по силе, основности и наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты.

Основаниями с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т.е. основные гидроксиды. Наиболее характерное химическое свойство оснований – их способность реагировать с кислотами с образованием солей. С позиции протонной теории кислот и оснований к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, т.е. быть акцепторами протонов. В зависимости от числа протонов, которые может присоединить основание, различают однокислотные, дикислотные основания и т.д. По силе основания делятся на сильные и слабые; к сильным относятся все щелочи.

К солям относятся вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или NH₄) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (нормальные) соли. При неполном замещении водорода – кислые соли, гиодроксо-групп – основные соли.