- •Введение
- •Основные понятия химии
- •Основные законы химии
- •Основы химической термодинамики
- •Строение вещества
- •Строение атома
- •Строение электронных оболочек
- •Размещение электронов в атоме
- •Электронные формулы атомов и ионов
- •Периодический закон и периодическая система элементов
- •Изменение свойств химических элементов в периодах и группах периодической системы
- •Химическая связь
- •Ковалентная связь
- •Метод валентных связей
- •Метод молекулярных орбиталей (ммо)
- •Молекула н2
- •Молекула Не2
Введение
Современная химия является одной из естественных наук и представляет собой систему отдельных научных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, радиохимии, космохимии и др.
Окружающий нас мир представлен материей, которая имеет две формы существования: вещество и поле.
Вещество – это материальное образование, состоящее из элементарных частиц, имеющих собственную массу или массу покоя.
Поле – это материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие материальных частиц. Оно не является непосредственным объектом химии и проявляется прежде всего энергетическими характеристиками.
Химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.
Таким образом, центральным объектом химии как науки являются вещества и их превращения.
Основные понятия химии
Объектами изучения химии являются вещества и их мельчайшие частицы – молекулы и атомы.
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
Атом – наименьшая частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами. Атомы – составные части молекул.
Химический элемент – вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При соединении друг с другом атомов одного и того же элемента образуются простые вещества, сочетание атомов различных элементов дает сложные вещества.
Моль – это единица измерения количества вещества, содержащая столько молекул, атомов или других структурных единиц, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода 12С.
Число структурных единиц, содержащееся в 1 моль вещества, называется числом Авогадро (NA): NA = 6,021023 моль-1.
Масса 1 моль вещества, выраженная в граммах, называется молярной массой вещества (М, г/моль).
Количество вещества = m / M = N / NA (моль).
Основные законы химии
1. Газовые законы. Газообразное состояние вещества характеризуется давлением (Р), температурой (Т) и объемом (V). Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление данной массы газа обратно пропорционально его объему:
P1 / P2 = V2 / V1 или PV = Const.
В соответствии с законом Гей-Люссака, давление газа прямо пропорционально абсолютной температуре:
P1 / Т1 = Р2 / Т2 или P / Т = Const.
Объем, давление и температура газа связаны объединенным газовым законом: .
Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Следствие 1. Массы двух одинаковых объемов различных газов при одинаковых условиях будут относиться как их молярные массы: (относительная плотность первого газа по второму).
Следствие 2. 1 моль любого газа при нормальных условиях (Р0 = 101325 Па и Т0 = 273 К) занимает объем 22,4 л (VМ – молярный объем).
Уравнение Менделеева-Клапейрона: , где R – универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/мольК).
Парциальным давлением газа называется та часть общего давления газовой смеси, которая приходится на долю данного газа. По закону Дальтона парциальное давление газа в смеси равно тому давлению газа, которым обладал бы данный газ, если бы при той же температуре он занимал объем всей газовой смеси.
Робщ. = Р1 + Р2 + … + Рn.
2. Закон сохранения массы веществ. Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в процессе реакции. Закон впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 г ( в 1789 г независимо от Ломоносова установлен французским химиком А. Лавуазье) и экспериментально подтвержден в 1756 г.
3. Закон постоянства состава веществ. Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Закон сформулирован английским ученым Дж. Дальтоном в 1803 г и справедлив только для веществ с молекулярными кристаллическими решетками.
4. Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Закон сформулирован Дж. Дальтоном в 1803 г и связан с существованием переменных валентностей химических элементов.
5. Закон эквивалентов. Вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам:
n1 = n2 (n – число эквивалентов).
Эквивалент – такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его эквивалентное количество в химических реакциях (количество вещества, соответствующее единице его валентности).
Молярная масса эквивалента (МЭ) – масса эквивалента вещества, выраженная в граммах:
МЭ = fM (f – фактор эквивалентности).
Вычисление фактора эквивалентности:
Для простых веществ и элементов в соединении
f = 1 / В (В – валентность).
Для кислот и оснований f = 1 / m (m – основность кислоты или кислотность основания).
Для оксидов и солей f = 1 / nВ (n – число атомов металла в соединении; В – валентность металла).
Число эквивалентов: n = m / МЭ (для любого вещества); n = V / VЭ (для газообразного вещества), VЭ – эквивалентный объем газа (объем, занимаемый одним эквивалентом газа). Например, при нормальных условиях эквивалентный объем водорода (МЭ = 1 г/моль) составляет 11,2 л, а эквивалентный объем кислорода (МЭ = 8 г/моль) – 5,6 л.