2. Основные законы химии

Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения энергии – при любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы одного вида энергии в другой в эквивалентных соотношениях.

Законы сохранения массы и энергии были открыты и экспериментально подтверждены М.В. Ломоносовым.

Закон постоянства состава – любые химически индивидуальные соединения имеют один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Закон Авогадро – в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул. В газах расстояния между отдельными молекулами настолько велики, что собственный размер молекул практически не влияет на общий объем газа. На практике широко применяется следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при нормальных условиях (0 ⁰С, 1 атм.) занимает объем 22,4 л (мольный объем).

Закон эквивалентов – числа моль эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в реакции, одинаковы. Для уравнения реакции записанного в общем виде аА + вВ = сС выполняется следующее соотношение:

n[f экв.(А)А] = n[fэкв.(В)В] = n[f экв.(С)С]. (1.3)

(1.3)

Приведенные выше законы объединяют под общим названием стехиометрические законы. Они позволяют проводить расчеты по формулам веществ и по уравнениям реакций.

3. Основные классы неорганических соединений

3.1. Простые вещества

Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Например: Н₂, О₂, Fe и т.д. Один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропических модификаций. Например, О₂ – молекулярный кислород, О₃ – озон.

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы, в отличие от неметаллов, обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, ковкостью. По химическим свойствам металлы являются только восстановителями, а неметаллы – как окислителями, так и восстановителями. В соответствии с общими закономерностями изменения свойств элементов в периодической таблице, наиболее активным металлом является франций, а неметаллом – фтор. При движении в периодической таблице от франция к фтору металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.

3.2. Сложные вещества

Сложные вещества состоят из атомов различных элементов.

К основным классам неорганических соединений относятся оксиды, кис­лоты, основания и соли. Например: СО₂, Н₂СО₃, КОН, К₂СО₃ и т.д.

Оксиды – соединения элементов с кислородом. Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды – не образуют кислоты, основания и соли. Например: NO, CO и др.

Солеобразующие оксиды – при определённых химических реакциях образуют соли. Солеобра­зующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные оксиды – при взаимодействием с водой образуют кислоты. Например, СО₂+ Н₂О = Н₂СО₃.

Основные оксиды – при взаимодействием с водой образуют основания.Например, Na₂О + Н₂О = 2NaOH.

Амфотерные оксиды – это оксиды проявляющие как кислотные так и основные свойства. Например:

Сr₂О₃ + 6НС1 = 2СrС1₃ + 3Н₂О,

Сr₂О₃ + 2NaOH= 2NaCrО₂ + Н₂О.

Примеры амфотерных оксидов:

BeO, ZnO, А1₂О₃, PbO, РbО₂, Fe₂О₃ и др.

Названия оксидов образуются от слова «оксид» и названия элемента в ро­дительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в название оксида включают валентность элемента. Например:

FeO– оксид железа(II), Fe₂ О₃– оксид железа(III).

Формулы соединений можно выражать посредством брутто-формул и графических формул. Например, для оксида алюминия:

брутто-формула – А1₂О₃,

графическая формула — О=А1–О–А1=О.

Существуют также смешанные оксиды. Например, Fe₃О₄ стехиометрически состоит из двух оксидов FeО и Fe₂О₃.

Кислоты – соединения диссоциирующие в водном растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Сильные кислоты диссоциируют полностью и необратимо по всем ступеням, а слабые – обратимо и ступенчато. Например:

H₂SО₄ →2Н⁺ + SО₄^2–;

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^–(I–ступень) К_д1 = 3,5·10^-7,

НСО₃^–↔ Н⁺ + СО₃^2– (II–ступень) К_д2 = 5,6·10^-11.

Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: название элемента, образовавшего кислоту, а затем слово «водородная». Напри­мер:

НС1 – хлороводородная, H₂S– сероводородная и др.

Примеры названия кислородсодержащих кислот:

H₂SO₄ – серная кислота, H₂SO₃ – сернистая кислота.

Если оксид образует несколько кислородсодержащих кислот с разным содержанием молекул воды, то к названию кислоты с меньшим её содержанием добавляется приставка мета-, а при наибольшем её содержании приставка орто-. Например:

H₂SiО₃ – метакремниевая и H₄SiО₄ – ортокремниевая кислоты.

Основания – соединения диссоциирующие в водном растворе на гидроксид-ионы и катионы металла. Например:

Са(OH)₂ → Сa²⁺+ 2ОН^–;

Fe(OH)₂ ↔ FeОН⁺ + ОН^– (I–ступень ),

FeОН⁺ ↔ Fe²⁺ + ОН^– (II–ступень).

Названия оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в роди­тельном падеже. Например:

NaOH – гидроксид натрия,

Fe(OH)₃ – гидроксид железа(III).

Соли – соединения диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка. Например, Аl₂(SО₄)₃ → 2Аl³⁺ + 3SО₄^2-.

Соли образуются в результате реакции нейтрализации. Это реакция взаимодействия кислоты с основанием или их оксидов приводящая к образованию нейтрального соединения (соли). Например:

Н₂SО₄ + 2NаОН = Nа₂SО₄ + 2Н₂О,

Н₂SО₄ + Nа₂О = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + NаОН = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + Nа₂О = Nа₂SО₄.

Примеры названия солей:

Nа₂SО₄ – сульфат натрия, Nа₂SО₃ – сульфит натрия.