1. Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания и соли.Оксиды_ - это соединения элементов с кислородом. Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная (хлористоводородная) НСl, серная H2SO4, азотная HNO3.Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)2.Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями; соли, образованные одним металлом и двумя кислотами - смешанными солями. Примером двойной соли могут служить алюмокалиевые квасцы, или сульфат калия-алюминия, KAI(SO4)2. Смешанной солью является CaClOCl или (CaOCl2) - кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClО) кислот.

Основные оксиды:

1. Основный оксид + кислота → соль + вода

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Примечание: кислота ортофосфорная или сильная.

2. Сильноосновный оксид + вода → щелочь

CaO + H2O → Ca(OH)2.

Кислотные оксиды:

1. Кислотный оксид + вода → кислота

SO3 + H2O → H2SO4

Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль

CO2 + CaO → CaCO3.

Амфотерные оксиды:

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

ZnO + 2KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (в водном растворе)

ZnO + CaO → CaZnO2 (при сплавлении).

Гидрооксид кислотный:

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является их взаимодействие их между собой с образованием солей (реакция солеобразования), например:

Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O

Основные гидрооксиды:

N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O

Гидрооксиды амфотерные:

(а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

2. Эквивалент вещества или Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катионуводорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях^[1][2].

Под эквивалентом вещества также часто подразумевается количество эквивалентов вещества или эквивалентное количество вещества — число моль вещества эквивалентное одному моль катионов водорода в рассматриваемой реакции.

Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента данного вещества.

Эквивалентная молярная масса вещества

Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как   или  . Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называетсяфактором эквивалентности (обозначается обычно как  ).

Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.

M_экв = f_экв×M

2) Молярная масса

В химических процессах участвуют мельчайшие частицы – молекулы, атомы, ионы, электроны. Число таких частиц даже в малой порции вещества очень велико. Поэтому, чтобы избежать математических операций с большими числами, для характеристики количества вещества, участвующего в химической реакции, используется специальная единица – моль.

Моль  это такое количество вещества, в котором содержится определенное число частиц (молекул, атомов, ионов), равное постоянной Авогадро

Молярная масса вещества (M) – масса, которую имеет 1 моль данного вещества.  Эта величина, равная отношению массы m вещества к количеству вещества ν, имеет размерность кг/моль или г/моль. Молярная масса, выраженная в г/моль, численно равна относительной относительной молекулярной массе M_r (для веществ атомного строения – относительной атомной массе A_r).  Например, молярная масса метана CH₄ определяется следующим образом:

3. В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

Моль  это такое количество вещества, в котором содержится определенное число частиц (молекул, атомов, ионов), равное постоянной Авогадро(N=6,022*10^23)

Закон Дюлонга-Пти (Закон постоянства теплоёмкости) — эмпирический закон, согласно которому молярная теплоёмкость твёрдых тел при комнатной температуре близка к 3R:

где R — универсальная газовая постоянная.

Газовые законы:

1.Закон Авагадро

2. Массы равных объемов двух газов должны относится друг к другу как их молярные массы m1/m2=M1/M2

3. Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу умноженной на молярную массу второго газа:M1=D*M2

4. Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в химической формальной единице, например:

Степень окисления указывается сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот:

---  степень окисления,

------ заряды. (НЕ ПЕРЕПУТАЙТЕ)

Степень окисления атома в простом веществе равна нулю, например:

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю:

Окисление – процесс повышения степени окисления

Восстановление – процесс понижения степени окисления

Атом, находящийся в высшей степени окисления , может быть только окислителем, в низшей только восстановителем, если он обладает промежуточной степенью окисления, то может быть и окислителем, и восстановителем.

Пример: S

Восстановитель: (+1*2+(-2*1))=0

Окислитель:

Окислит/Восстановит:

Различают 4 типа О.В.Р

1. Межмолекулярное окисление-восстановление (Окислит. и восстановит. разные вещ-ва)

2. Внутримолек-е О.В.Р при которых степень окисления изменяют атомы разных электронов одного и того же вещества

изменяет степень окисления азот и атом кислорода , находящийся внутри молекулы

Составляем уравнение реакции

3. Реакция самоокисления-самовосстановления. В этом случае степень окисления одного и того же элемента и повышается и понижается

Определим степени до и после реакции

Поскольку в данной реакции окислителем и восстановителем выступает одно и то же вещество , коэффициенты перед ним суммируются. Записываем уравнение

4. Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления, в которых происходит выравнивание степеней окисления атомов одного и того же элемента, являются процессами контрдиспропорционирования

Эквивалентная молярная масса окислителя и восстановителя определяется делением молярной массы на изменение степени окисления( на 1 моль вещества)