Основные законы химии.

Предмет и задачи химии:

Химия-наука хим. соединений, веществах, их свойствах, превращениях и способ. управлен. этих превращ. Основной объект химии- +хим. вещество или + хим. соединения(вещественная форма сущ.материи сост. min из 2 нуклидов(2 ат. ядер) связан. между собой обобщенной электрохимии

Вещество- один из видов материи, который характеризуется массой покоя. Это совокупность атомов, молекул, ионов и радикалов, состоящих из одного или нескольких хим. элементов.Различают :

-качественный состав- это совокупность хим. элементов и (или) атомных группировок, состовляющих данное хим. вещество.

-количественный состав- это величина, характеризующая количество или число атомов того или иного хим. элемента и (или) атомных группировок, образующих данное хим. вещество.

Хим. элемен. - отвлеченное понятие, которое символизирует разновидность атомов с одним и тем же зарядом ядра.Носителем положительного зар.ядра явл. ПРОТОНЫ.Их число опред. величину зар.ядра, и следов. , атомный(порядковый) номер хим. элемента.

Атом- мельчайшее, не делимое в хим. превращ. частица, состоявшая из нуклида(ат.ядр.) и движущ. относительно(вокруг) него.Основные характеристики частиц, образующих атом- протон, нейтрон, электрон.Масса элект. почти в 1840 раз меньше массы прот. и нейтр.Поэтому масса атома практический равна массе ядра- сумме масс нуклонов(прот., нейтр.)Важной хар. ядра явл. массовое число А, которое равно общему числу нуклонов- протонов Z и нетр. N входящих в ядро: A=Z+N.Вид атомов с данными числами протонов и нейтронов назыв. нуклидом.Разновидности одного и того же хим. элемента, отличающиеся массой атомов, назыв. изотопами. Ядра атомов изотопов различаются числом нейтронов.

ПРОТОН- стабильная элементарная частица, входящая в состав всех ядер атомов хим.элементов; обозначается р.Масса П.mp =почти 1,7

НЕЙТРОН- электрический нейтральная элементарная частица(символ п), входящая наряду с протонами(р) в состав практический всех атомных ядер.

ЭЛЕКТРОН- элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом, входящая в состав всех атомов, а следовательно, и любого обычного вещества.

Молекула- микрочастица, образованная из двух или большего числа атомов и способная к самостоятельному существованию. Имеет постоянный состав (качественный и количественный) входящих в нее атомных ядер и фиксированное число электронов и обладает совокупностью свойств, позволяющих отличать одну молекулу от других, в том числе от молекул того же состава. Моле́кула (новолат. molecula, уменьшительное от лат. moles — масса) — электрически нейтральная частица, состоящая из двух или более связанных ковалентными связями атомов, наименьшая частица химического вещества, обладающая всеми его химическими свойствами от молекул того же состава.

Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента (в отличие от сложных веществ). Являются формой существования химических элементов в свободном виде, или, иначе говоря, элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Простое вещество — простое тело, однородное вещество состоит из атомов одного химического элемента; форма существования химического элемента в свободном состоянии. Например, П. в. алмаз, графит, уголь состоят из атомов элемента углерода, но отличаются по своему строению и свойствам. Обыкновенный кислород O2 и озон O3 состоят из атомов элемента кислорода, но обладают неодинаковой молекулярной массой и резко различаются по свойствам.

В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть металлами (Na, Mg, Al, Bi и другие) и неметаллами (H2, N2, Br2, Si и другие). Примеры простых веществ: молекулярные (O2, O3, H2, Cl2) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода, иод (I2), металлы (не в виде сплавов).

Аллотропные модификации.Один и тот же химический элемент зачастую может образовывать несколько типов простых веществ (аллотропия), называемых аллотропными модификациями. Явление аллотропии может быть обусловлено либо различным составом молекул данного элемента (аллотропия состава), либо различным строением молекул и способом размещения молекул (атомов) в кристаллах (аллотропия формы). Способность элемента к образованию соответствующих аллотропных модификаций обусловлена строением атома, которое определяет тип химической связи, строение молекул и кристаллов.

Различные аллотропные модификации могут переходить друг в друга. Для данного химического элемента его аллотропные модификации всегда различаются по физическим свойствам и химической активности (например, озон активнее кислорода, температура плавления алмаза больше, чем фуллерена)

Агрегатное состояние При нормальных условиях соответствующие простые вещества для 11 элементов являются газами (H, He, N, O, F, Ne, Cl, Ar, Kr, Xe, Rn), для 2 — жидкостями (Br, Hg), для остальных элементов — твёрдыми телами.

При комнатной температуре (либо близкой к ней) 5 металлов находятся в жидком либо полужидком состоянии, так как их температура плавления близка к комнатной:

— Ртуть (−39 °C)

— Франций (27 °C)

— Цезий (28 °C)

— Галлий (30 °C)

— Рубидий (39 °C)

Сложные вещества часто называют химическими соединениями, например оксид ртути(II) HgO (получается путем соединения атомов простых веществ — ртути Hg и кислорода O2), бромид натрия (получается путем соединения атомов простых веществ — натрия Na и брома Br2).

Химическая формула ионного вещества состоит из двух частей — формулы катиона (записывается первой слева) и формулы аниона (вторая слева):

CaCl2 — (Ca2+)(Cl−)2

Mg3(PO4)2 — (Mg2+)3(PO43−)2

(NH4)2SO4 — (NH4+)2(SO42−)

Названия ионных веществ строятся по их формуле справа налево: сначала название аниона (в именительном падеже), затем название катиона (в родительном падеже). Например: KCl — хлорид калия, BaSO4 — сульфат бария, AgNO3 — нитрат серебра(I),

Следует запомнить, что заряд ионов обозначается арабской цифрой с последующим знаком (Mg2+, Ba2+, Al3+, Cl−, S2−), а степень окисления — римской цифрой с предшествующим знаком, причем знак «плюс» обычно опускается, но подразумевается (Fe+II или FeII, но S−II).

Сложные вещества обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли.

Химические формулы-это способ отражения хим. состава вещества.Она обозначает одну молекулу, один моль вещества. По хим. формуле так же можно дать название вещества, определить его качественный и количественный состав, число атомов и количество вещества каждого элемента в 1 моль вещества, его относительную молекулярную и молярную массы.

Сущ. 3 осн. типа: 1) простейшая или эмпирическая формула –показывает качественный состав и соотношения, в которых находятся частицы(атомы, ионы, группы атомов), образующее данное вещество.(ассортименты атомов и их относ. вещ.) –HgCl, NaS2O3, C2H4Cl. 2) валовая (точное колич. вещества) Hg2Cl2, Na2S4O6, C4H8Cl2. 3) структурные Hg - Hg

2) Молекулярная(истинная) формула-отражает качественный состав и число составляющих вещество частиц(на пример, С2Н4 , Н2О2, Са(ОН)2 ), но не показывает порядок связи частиц в веществе, т.е. его структуру.

3)Графическая формула- отражает порядок соединения частиц, т.е. связи между ними, но не дает представления об их пространственном расположении : Н-О-Н(вода), СН3-СН=СН-СН3(бутен-2)

4)Структурная формула-отражает пространственное расположение частиц, т.е. геометрическую форму молекулы: айдар-209 бит

Хим. уравнение- это условная запись хим. реакции с помощью хим. знаков и формул в стехиометрических соотношениях.

В обратимых реакциях обе части уравнения соединены двумя противоположно направленными стрелками- знаком обратимости.

Часто в уравнениях над или под стрелкой записывают условия реакции: сведения о катализаторе, Т или р.

Если в уравнении реакции указывается тепловой эффект в расчете на 1моль реагента или продукта, то такое уравнение называют термохимическим.

Хим. реакции между ионами записывают ионными уравнениями.

Атомная масса- Понятие об этой величине претерпевало длительные изменения в соответствии с изменением представления об атомах. Согласно теории Дальтона (1803), все атомы одного и того же химического элемента идентичны и его атомная масса – это число, равное отношению их массы к массе атома некоего стандартного элемента. Однако примерно к 1920 стало ясно, что элементы, встречающиеся в природе, бывают двух типов: одни действительно представлены идентичными атомами, а у других атомы имеют одинаковый заряд ядра, но разную массу; такие разновидности атомов были названы изотопами. Определение Дальтона, таким образом, справедливо только для элементов первого типа. Атомная масса элемента, представленного несколькими изотопами, есть средняя величина из массовых чисел всех его изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающем их распространенности в природе.

В 19 в. в качестве стандарта при определении атомных масс химики использовали водород или кислород. В 1904 за стандарт была принята 1/16 средней массы атома природного кислорода (кислородная единица) и соответствующая шкала получила название химической. Масс-спектрографическое определение атомных масс проводилось на основе 1/16 массы изотопа 16О, и соответствующая шкала называлась физической. В 1920-х годах было установлено, что природный кислород состоит из смеси трех изотопов: 16О, 17О и 18О. В связи с этим возникли две проблемы. Во-первых, оказалось, что относительная распространенность природных изотопов кислорода немного варьирует, а значит, в основе химической шкалы лежит величина, не являющаяся абсолютной константой. Во-вторых, у физиков и химиков получались разные значения таких производных констант, как молярные объемы, число Авогадро и др. Решение вопроса было найдено в 1961, когда за атомную единицу массы (а.е.м.) была принята 1/12 массы изотопа углерода 12С (углеродная единица). (1 а.е.м., или 1D (дальтон), в СИ-единицах массы составляет 1,66057Ч10–27 кг.) Природный углерод также состоит из двух изотопов: 12С – 99% и 13С – 1%, но новые величины атомных масс элементов связаны только с первым из них. В результате была получена универсальная таблица относительных атомных масс. Изотоп 12С оказался удобным и для физических измерений.

МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ

Атомную массу можно определить либо физическими, либо химическими методами. Химические методы отличаются тем, что на одном из этапов в них фигурируют не сами атомы, а их комбинации.

Химические методы.

Согласно атомной теории, числа атомов элементов в соединениях относятся между собой как небольшие целые числа (закон кратных отношений, который открыт Дальтоном). Поэтому для соединения известного состава можно определить массу одного из элементов, зная массы всех других. В некоторых случаях массу соединения можно измерить непосредственно, но обычно ее находят косвенными методами. Рассмотрим оба этих подхода.

Атомную массу Al недавно определили следующим образом. Известные количества Al были превращены в нитрат, сульфат или гидроксид и затем прокалены до оксида алюминия (Al2O3), количество которого точно определяли. Из соотношения между двумя известными массами и атомными массами алюминия и кислорода (15,9) нашли атомную массу Al. Однако прямым сравнением с атомной массой кислорода можно определить атомные массы лишь немногих элементов. Для большинства элементов их определяли косвенным путем, анализируя хлориды и бромиды. Во-первых, эти соединения для многих элементов можно получить в чистом виде, во-вторых, для их точных количественных определений в распоряжении химиков имеется чувствительный аналитический метод, основанный на сравнении их масс с массой серебра. Для этого точно определяют массу анализируемых соединений и массу серебра, необходимого для взаимодействия с ними. Атомную массу нужного элемента рассчитывают исходя из атомной массы серебра – эталонной величины в подобных определениях. Атомную массу серебра (107,870) в углеродных единицах определяли косвенным химическим методом.

Молекулярная масса- масса мол. вещ. выраженных в углеродных единицах ( 1/12 ¹²С )

Молярная масса-масса одного моля вещ. МОЛЬ- по опред. ЮРФАКА 1 моль – это колич. вещества содерж. столько условных единиц, сколько их содержится в 0,012 кг (¹²С) изотопа углерода. МОЛЬ- колич. вещ. числом условных единиц равным числу Авогадро N_A=6,02045*10²³.

Эквивалентная масса элемента - это масса 1 эквивалента элемента; эквивалентом элемента называют такое его количество, которое реагирует с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. При образовании соединений элементы взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентным массам или величинам, кратным этим массам. Для численного выражения эквивалентных масс необходим эталон; в качестве такого эталона приняты атомная масса водорода или ее эквивалент, например атомная масса хлора (Cl-), 1/2 атомной массы кислорода (O2-) или 1/3 атомной массы алюминия (Al3+). Таким образом, эквивалентная масса элемента равна его атомной массе, деленной на его валентность или степень окисления. В настоящее время атомные массы указывают в единицах, отнесенных к массе изотопа углерода с массовым числом 12; этому изотопу приписана масса 12,0000. Тогда атомная масса водорода будет равна 1,00797, хлора - 35,453, кислорода - 15,9994, алюминия - 26,9815. Следовательно, эквивалентная масса элемента - это масса, которая может химически соединяться или замещать в химическом соединении 1,00797 ч. (ч. - часть) водорода, 35,453 ч. хлора, 7,9997 (15,9994:2) ч. кислорода, 8,9938 (26,9815:3) ч. алюминия либо их эквиваленты. При таком определении эквивалентную массу можно найти экспериментально. Методы определения. Первые опыты по определению эквивалентных масс провели Дж.Дальтон, Й.Берцелиус, Ж.Дюма, Ж.Стас и другие ученые

Закон сохранения массы вещества- Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, численно равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.С точки зрения атомно-молекулярного учения в ходе реакции происходит лишь перераспределение атомов, но не изменяется их общее количество. Поэтому общая масса всех атомов также не изменяется. Этот закон лежит в основе расчетов по уравнениям реакций.(Ломоносов 1748 год) кул бн яз форм

Закон постоянства состава вещества - Хим. соед. не зависимо способа его получения имеет одинаков. набор нуклидов и обобществленных элект., а так же характер связи между ними(Пруст, 1805)

Любое сложное вещество молекулярного строения независимо от способов его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.

С точки зрения атомно-молекулярного учения в процессе образования молекулы обычно участвует небольшое число атомов, которые соединяются всегда в строго определенном количественном соотношении. Поэтому количественный состав образующихся молекул, а следовательно, и состав образующихся веществ молекулярного строения оказывается постоянным. В процессах же образования кристаллов немолекулярного (атомного или ионного) строения участвует очень большое число частиц, которые соединяются не всегда в строго определенном количественном соотношении. Поэтому количественный состав образующихся атомных или ионных кристаллов может быть переменным в зависимости от способов их получения.

Закон кратных отношений Дальтона(1805)- если 2 или большое число элементов образуют собой 2 или более число элементов, то отнош. между их количест. передаются как не большие целые числа. UF3, UF4, UF6.

Закон эквивалентов Дальтона- для молекулы хим. соед. массовое колич. их содерж. соедин. пропорционален их хим. эквивалентам.

Закон Авогадро- В 1811г. итальянский физик и химик Авогадро в результате проведения многочисленных экспериментов сформулировал закон, названный его именем: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия. 1.Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем. Этот объем, называемый молярным, при нормальных условиях (р₀=101 325Па и абсолютная Т₀=273,15К), равен 22,4л: V_m=22,4л/моль или 22,4 м³/кмоль.

2. Массы двух различных газов, занимающих одинаковые объемы при одинаковых условиях, относятся между собой, как их молярные массы.

Отношение масс двух газов, занимающих равные объемы при одинаковых условиях, называют относительной плотностью одного газа по-другому и обозначают буквой D. Для расчета проще всего использовать молярные массы газов:

форм яз

Структура период. системы (периоды и семейства, группы и подгруппы химических элементов)- сущ. много вариантов изображения пер. сис. элементов( более 400). Наиболее распространены клеточные варианты, а из них -8ми, 18ти и 32 клеточные.Хим. эл. по структуре невозбужденных атомов подразделяются на естественные совокупности, что отражено в период. системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов- периодов и групп. Период- представляет собой последов. ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных слоев. При этом номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня. Различие в последовательности заполнения электронных слоев(внешних и более близких к ядру) объясняет причину различной длины периодов.

У атомов s- и p- элементов заполняется внешний слой, у d-элементов- предвнешний , у f-элементов- третий снаружи. Поэтому отличия в свойствах наиболее отчетливо проявляются у соседних s (p)-элементов. У d- и в особенности у f- элементов одного и того же периода отличия в свойствах проявляются менее отчетливо.

d- и f- элементы данного периода объединяются в семейства. В 4-6-м периодах в семейства по 10 элементов объединяются d-элементы.Это семейства 3d-(Sc-Zn), 4d-(Y-Cd) и 5d-(La,Hf-Hg) элементов. В 6-м и 7-м периодах в семейства по 14 элементов объединяются f-элементы. Это семейства 4f-элементов(Ce-Lu), называемых лантаноидами, и 5f-элементов (Th-Lr), называемых актиноидами. В 8ми и 18 ти клеточных вариантах пер. сис. семейства лантаноидов и актиноидов обычно выносят за пределы таблицы.

Элементы пер.сис. подразд. на 8 групп. Положение в группах s-и p-эл. опред. общим числом электронов внешнего слоя. Напр., фосфор (3s²3p³), имеющий на внешнем слое пять электронов, относится к \/ группе, аргон (3s²3p⁶)- к \/||| и т.д. Положение в группах d-эл. обусловливается общим числом s- электронов внешнего и d- электронов предвнешнего слоев. По этому признаку первые 6 эл. каждого семейства d- эл. располагаются в одной из соответствующих групп:

кул бн яз(37 бит)

По наличию на внешнем слое лишь одного электрона медь

яз !!!!!

В соответствии с особенностями электронных структур семейства 4f-(лантаноиды) и 5f-(актиноиды) элементов помещают в || группу.

Элементы групп подразд. на подгруппы. s- и p-эл. составляют так называемую главную подгруппу, или подгруппу А; d-эл.-побочную, или подгруппу В. Кроме того , часто в особую подгруппу так называемых типических элементов выделяют элементы малых периодов.В последнем случае, согласно Б.В.Некрасову, элементы группы подразделяются на три подгруппы: типические эл. и 2 подгруппы ,составленные из элементов больших периодов.Например, |\/ группа сост. из следующ. подгрупп:типические эл. С,Si ; эл. подгруппы германия Ge, Sn,Pb; эл.подгруппы титана Ti, Zr ,Hf. Лантаноиды и актиноиды иногда объед. во вторые побочные подгруппы. В каждой из них по два эл.- один лантаноид и один актиноид.