1. Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Изотопы

2. Простые и сложные вещества. Масса атомов молекул. Агрегатное состояние веществ. Структурные формулы веществ. Аллотропия.

3. Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота. кислорода, фтора и неона

4. Моль. Химические реакции. Типы химических реакций. Валентность, степень окисления Молярная масса.

С точки зрения атомно-молекулярного учения химическим элементом называется каждый отдельный вид атомов. Важнейшей характеристикой атома является положительный заряд ядра, численно равный порядковому номеру элемента.

Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Простые вещества – это вещества, состоящие из атомов одного и того же химического элемента.

Сложные вещества – это вещества, состоящие из атомов разных химических элементов.

Атом –электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц состоящая из положительного заряда ядра (образованного протонами и нейтронами) и отрицательно заряженных электронов.

Ядро состоит из протонов и нейтронов, вместе называемых нуклонами. Элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, т.е. числом протонов.

Молекула – это электронейтральная наименьшая совокупность атомов, образующих определенную структуру посредством химических связей.

Химия - это наука о веществах и законах, по которым происходят их превращения в другие вещества.

Существование химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией, различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Явление аллотропии обусловлено в одних случаях тем, что молекулы различных аллотропических видоизменений состоят из различного числа атомов, а в других – тем, что их кристаллы имеют различное строение.

Кислород относится к первой категории аллотропных элементов. Кислород в нормальных условиях – газ без цвета и запаха, озон – газ с характерным резким , но приятным запахом.

Примером вторых являются аллотропные модификации углерода С – алмаз и графит Атом может потерять один или несколько электронов или наоборот – захватить чужые электроны. В этом случае атом приобретает положительный или отрицательный заряд и называется ионом.

Кроме протонов, в состав ядра большинства атомов входят нейтроны, не несущие никакого заряда. Масса нейтрона практически не отличается от массы протона. Вместе протоны и нейтроны называются нуклонами (от латинского nucleus – ядро). ЭЛЕМЕНТОМ называется вещество, состоящее из атомов с одинаковым ЗАРЯДОМ ЯДРА.

Сумма тяжелых частиц (нейтронов и протонов) в ядре атома какого-либо элемента называется массовым числом и обозначается буквой А. Из названия этой величины видно, что она тесно связана с округленной до целого числа атомной массой элемента. A = Z + N

Здесь A – массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z – заряд ядра (число протонов в ядре), N – число нейтронов в ядре.

Изотопами называются вещества, состоящие из атомов с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре. Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Все элементы состоят из одного или нескольких изотопов.

Относительная атомная масса (Аr) – это число, которое показывает, во сколько раз масса данного атома больше 1\12 части массы атома углерода.

А_r = m_а/ 1/12 m_{а (с),}

где m_а- масса атома данного элемента,

m_{а (с)} – масса атома углерода.

Относительная молекулярная масса вещества – это число, которое показывает, во сколько раз масса молекулы этого вещества больше атомной единицы массы.

М_r == m_в-ва/ 1/12 m_{а (с)}

m_а- масса молекулы данного элемента,

m_{а (с)} – масса атома углерода.

Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих атомных масс.

М_r (СО₂) = А_r (С) + 2 А_r (О) = 12 + 2^. 16 = 44

Наряду с единицей массы и объема в химии пользуются единицей количества вещества, называемой молем.

Моль- это количество вещества, которое содержит столько структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода- 12.

Число Авогадро Ν_А= 6,02х10 ²³ моль^-1 один моль любого вещества содержит 6,02х10 ²³ моль^-1 молекул или атомов.

Масса одного моля вещества называется молярной массой, обозначается символом М и выражается в кг\моль или г\моль.

Молярная масса равна отношению массы вещества к его количеству.

М= m/n n = m/М

Структурные формулы – также отражают порядок соединения атомов в молекуле, их взаимосвязь друг с другом. Связующая электронная пара изображается черточкой . О=О

Валентность – это способность атомов элементов образовывать определенное число химических связей.

Валентность определяется числом связей, которые образует данный атом с другими атомами в молекуле.

Степень окисления- это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов.

Степень окисления – электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары которыми он связан с другими атомами в соединении, перешли к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, были бы между ними поделены.

Состав вещества принято изображать в виде химических формул : эмпирических, электронных и структурных.

Эмпирические (молекулярные) формулы показывают, сколько атомов каждого элемента входит в состав молекулы. СО₂

Электронные формулы состоят из символов элементов, вокруг которых точками обозначены электроны внешнего уровня, а между атомами – связующие электронные пары. Они показывают порядок соединения атомов в молекуле, а также природу химической связи и механизм образования молекулы из атомо.

: О : С : О :

Структурные формулы – также отражают порядок соединения атомов в молекуле, их взаимосвязь друг с другом. Связующая электронная пара изображается черточкой . О=О

Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота. кислорода, фтора и неона

В С N F

_↑ _ _ 2р1 _↑↓2S2 _↑↓1S2

_↑ _↑ _2р2 _↑↓_↑↓2S2 _↑↓_↑↓1S2

_↑ _↑ _↑2р3 _↑↓2S2 _↑↓1S2

↑↓ ↑↓ ↑ 2р5 _↑↓2S2 _↑↓1S2

4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)

5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.

Закон сохранения масс и энергий, является основным законом естествознания. Впервые он был сформулирован и экспериментально обоснован М.В. Ломоносовым в 1756-1759 гг., позднее он был открыт и подтвержден Лавуазье:

Масса веществ вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон взаимосвязи массы и энергии (Эйнштейн). Эйнштейн показал, что между энергией и массой существует взаимосвязь, количественно выражаемая уравнением:

Е = mc² или Dm = DЕ/c²

где Е – энергия; m – масса; с – скорость света. Закон иллюстрируется и справедлив для ядерных реакций, в которых выделяется огромное количество энергии при небольших изменениях масс (атомный взрыв).

Закон постоянства состава (Пруст, 1801-1808):

Всякое чистое вещество не зависимо от способов получения имеет постоянный качественный и количественный состав .

Так оксид цинка может быть получен в результате самых разнообразных реакций:

Zn + 1/2 O₂ = ZnO;

ZnСO₃ = ZnO + СO₂;

Zn(OН)₂ = ZnO + Н₂О.

Закон эквивалентов (Рихтер, 1792-1800): химические элементы соединяются между собой в массовых отношениях, пропорциональных их химическим эквивалентам:

.

На основании этого закона проводятся все стехиометрические расчеты.

Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем (1,008 г) атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических соединениях.

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

Расчет эквивалентов простых и сложных веществ:

где A_r – атомная масса элемента; М_А – молекулярная масса соединения.

Закон кратных отношении (Дальтон, 1808). Если два элемента образуют между собой несколько химических соединений, то количества одного из них, отнесенные к одному и тому же количеству другого, относятся как небольшие целые числа.

Поясним содержание закона на примере анализа соединений азота с кислородом: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Атомная масса азота 14, кислорода – 16. Количество кислорода, пошедшего на образование оксидов по отношению к 14 г азота: 8:16:24:32:40=1:2:3:4:5.

Закон Авогадро (1811). Это один из основных законов химии: в равных объемах газов при одинаковых физических условиях (давлении и температуре) содержится одинаковое число молекул.

Авогадро установил, что молекула газообразных веществ двухатомны, не H, О, N, Cl, а H₂, О₂, N₂, Cl₂. C открытием инертных газов – они одноатомны, обнаружилось исключения.

Постоянная Авогадро – число частиц, в 1 моле веществ 6,02×10²³ моль^-1.

Следствия из закона Авогадро:

1.Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. Плотности любых газов относятся как их молекулярные массы: d₁/d₂=M₁/M₂.

2. 1 моль любого газа при н.у. занимает объем, равный 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом газа при н.у.

Молярный объем V_М есть отношение измеренного при н.у. к количеству вещества :

V_М = V/ n л/моль

Молярная масса вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду. М = 2Д_Н2

отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа называется плотностью первого газа по второму.

Д = М₁/М₂

Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху:

М= 29Д_возд.

Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м³; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)

Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1805 г)

Объемы участвующих в реакции газов относятся между собой и к образующимся газообразным продуктам реакции как небольшие целые числа.

1). При Р= соnst V₁/T₁ = V₂/T₂ или V/T = соnst (изобарический процесс)

2).При Т= соnst Р₁ V₁=Р₂V₂ или РV =соnst – закон Бойля-Мариотта (изотермический процесс)

3) при V =соnst Р₁/Т₁= Р₂/Т₂ или Р/Т=соnst – закон Шарля (изохорический процесс)

На основании трех частных законов выводится объединенный газовый закон Р₁ V₁/Т₁ = Р₂ V₂/Т₂ или Р V/Т =соnst.

Уравнение Менделеева-Клайперона учитывает количество газа:

Р V/Т = nRТ или Р V = m/М RT, где

Где Р – давление газа, Па; V – его объем, м³; m – масса вещества, г; М – его мольная масса, г/моль, Т – абсолютная температура, К; R – универсальна газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К)

7.Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли. Кислоты. Номенклатура простых веществ и химических соединений. Систематические названия бинарных соединений Ме и НеМе.

Бинарное соединение содержащий элемент проявляющий различные степень окисления. Назвать формулы и названия кислот и соответствующих им кислотных остатков.

Неорганические вещества разделяются на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные, соединения и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п. ), либо по химическим свойствам, т.е. по функциям (кислотно-основным, окислительно-восстановительным и т.п.), которые эти вещества осуществляют в химических реакциях, - по их функцианальным признакам.

К важнейшим бинарным соединениям относятся любые соединения только двух различных элементов. Например, бинарными соединениями азота являются : NО,N₂О, N₂О₃, N₂О₅,бинарные соединения меди и серы :Си₂S, СиS, СиS_2.В формулах бинарных соединений металлы всегда предшествуют неметаллам; SnСl₂, Если бинарное соединение образовано двумя неметаллами, то на первом месте ставится символ того элемента, который располагается левее в следующей последовательности: В,Si,C,As,P,H,Te,Se,S,I,Br,Cl,N,O,F.

Например СВr₄, Н₂О. Если бинарное соединение состоит из двух металлов, то первым указывается металл, располагающийся в большом периоде раньше (от начала периода) Если оба металла находятся в одной группе, то первым указывается элемент с большим порядковым номером. Например СиZn, AuCu₃.

Класс	Неметалл	Пример формулы соединения	Название
Галогениды	F,Cl,Br,l	NаС1	Хлорид натрия
Оксиды	О	FеО	Оксид железа
Халькогены	S,Se,Te	ZnS	Сульфид цинка
Пниктогениды	N,P,As,	Li3N	Нитрид лития
Гидриды	Н	СаН2	Гидрид кальция
Карбиды	С	SiС	Карбид кремния
Силициды	Si	FеSi	Силицид железа
бориды	В	Мg3В2	Борид магния

Из бинарных соединений наиболее известны оксиды.

При взаимодействии простых веществ с кислородом образуются оксиды. Металлы образуют основные оксиды, неметаллы – кислотные. В реакции таких оксидов с водой образуются, соответственно, основания и кислоты. Наконец, реакция нейтрализации кислот и оснований приводит к образованию солей. Соли также могут получаться при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами или кислотами, кислотных оксидов – с основными оксидами или основаниями

Следует подчеркнуть, что с водой непосредственно реагируют только те основные оксиды, которые образуют растворимые в воде основания – щелочи.

Классификация оксидов не исчерпывается основными и кислотными. Ряд оксидов и соответствующих им гидроксидов проявляют двойственные свойства: реагируют с кислотами как основания и с основаниями как кислоты (в обоих случаях образуются соли). Такие оксиды и гидроксиды называются амфотерными:

Al₂O₃+6HCl=2AlCl₃+3H₂O,

 Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O (сплавление тв. вещ-в),

Некоторым оксидам невозможно сопоставить соответствующие им кислоту или основание. Такие оксиды называются несолеобразующими, например, оксид углерода (II) CO, оксид азота (I) N₂O. Они не участвуют в кислотно-основных взаимодействиях, но могут вступать в другие реакции. Так, N₂O – сильный окислитель, CO – хороший восстановитель. Иногда кислотные, основные и амфотерные оксиды объединяют в класс солеобразующих.

Среди кислот выделяются бескислородные – например, хлороводородная (соляная) HCl, сероводородная H₂S, циановодородная (синильная) HCN. По кислотно-основным свойствам они не отличаются от кислородсодержащих кислот. Существуют также вещества, обладающие основными свойствами, но не содержащие атомов металла, например, гидроксид аммония NH₄OH – производное аммиака NH₃.

По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (например, хлороводород НСl, азотистая кислота НNО₂), двухосновные (сернистая Н₂SО₃, угольная Н₂СО₃), трехоcновные (ортофосфорная Н₃РO₄).

Среди соединений важную группу образуют основания (гидроксиды), т.е. вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН^-. Названия гидроксидов образуются из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого, в случае необходимости, римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента. Например, LiОН – гидроксид лития, Fe(ОН)₂ – гидроксид железа (II).

Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

KOH + HCl = KCl + Н₂O,

Ва(ОН)₂ + СО₂ = ВаСО₃ + Н₂О

2NаОН + Аl₂O₃ = 2NаАlO₂ + Н₂О

Амфотерные гидроксиды (Al(ОН)₃, Zn(ОН)₂) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием катионов водорода), так и по типу оснований (с образованием гидроксильных анионов). Поэтому амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот:

Zn(ОН)₂ + 2НСl = ZnСl₂ + 2Н₂О,

Zn(ОН)₂ + 2NаОН = Nа₂ZnО₂ + 2Н₂О.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые по составу относятся к классу оксидов, но по своему строению и свойствам принадлежат к классу солей. Это так называемые пероксиды, или перекиси. Пероксидами называются соли пероксида водорода Н₂О₂, например, Nа₂О₂, СаО₂. Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода («кислородный мостик»): -О-О-.

Соли при электролитической диссоциации образуют в водном растворе катион К⁺ и анион А^–. Соли можно рассматривать как продукты полного или частного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

Реакция нейтрализации может протекать не до конца. В этом случае при избытке кислоты образуются кислые соли, при избытке основания – основные (соли, образующиеся при эквивалентном соотношении, называются средними). Понятно, что кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами, основные соли – только многокислотными основаниями:

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O,

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O,

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = (CaOH)₂SO₄ + 2H₂O.

Классификация химических реакций

1.По типу взаимодействия

Разложения 2КNО₃= 2 КNО₂+ О₂

Присоединения СаСО₃ +СО₂+Н₂О= Са(НСО₃)₂

Замещения СиSО₄+Fе = Fе SО₄+Си

Обмена AgNО₃ + NаCI =AgCI +NаNО₃

Каталитические N₂+3Н₂=2 NН₃

2.По изменению степени окисления . ОВР

3.По тепловому эффекту

Экзотермические С +О₂ =СО₂ +Q

Эндотермические С +СО₂=2СО – Q

4.По направлению процесса

Необратимые ZnCI₂ +Na₂ S=ZnS↓ +2NaCI

2Na+2H₂ O=2NaOH +H₂↑

Обратимые Н₂+CI₂=2НCI

5.По фазовому состоянию

Гомогенные 2СО+О₂=2СО₂

Гетерогенные FеО +Н₂ = Fе +Н₂О