Рекомендации к изучению теоретического материала

Химия – наука о веществах, их свойствах, строении и взаимных превращениях.

Предмет химии – химические элементы и их соединения, а также закономерности, которым подчиняются химические реакции.

Вещество – это совокупность атомно-молекулярных частиц, нахо-дящихся в одном из нескольких агрегатных состояний; или то, из чего состоят все тела; или форма движущейся материи, обладающая массой покоя. Все химические вещества способны подвергаться различным изменениям, которые относятся к физическим или химическим явлениям. Физическими называются явления, при которых изменяется форма или физическое состояние вещества, а состав не изменяется. К химическим относятся явления, в результате которых одно вещество превращается в другое. Их также называют химическими реакциями или химическими превращениями.

Атом – мельчайшая частица вещества, являющаяся пределом его химического разложения. Атом - это электронейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра и движущихся в его поле отрицательно заряженных элементарных частиц - электронов. В состав ядра входят другие субатомные элементарные частицы: протоны, имеющие положительный заряд, и нейтроны. Атомы одного сорта характеризуют химический элемент. Поскольку атом электронейтрален, то число протонов в нем равно числу электронов, так как заряды этих частиц равны по величине, но противоположны по знаку.

Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра или порядковым номером химического элемента в Периодической системе химических элементов Д. И.Менделеева. Заряд ядра атома (число протонов в нем) равен порядковому номеру его химического элемента в периодической системе. Химический элемент обозначается международным символом с помощью букв латинского алфавита.

Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. В молекулу могут входить атомы одного или нескольких элементов. Вещество, образованное атомами одного химического элемента, относится к простому веществу (инертные газы, кислород, азот, галогены, водород, углерод, кремний, металлы и др.). Сложное вещество образовано атомами разных химических элементов (оксиды, кислоты, соли, основания, пероксиды и т.д.). Вещество может состоять не только из атомов (He, O₂, P₄, Hg) и молекул (CO₂, H₂O, HNO₃, NH₃, H₂S, C₆H₁₂O₆), но и ионов. Ионное строение имеют все соли (CuSO₄, NaCl и др.), основания (NaOH, Mg(OH)₂, и др.).

Ионы – это заряженные частицы, образованные в процессе отдачи или присоединения электронов нейтральными атомами. Катионы – положительно заряженные частицы (Fe³⁺, K⁺, Ca²⁺); анионы – отрицательно заряженные частицы (Cl^-, H^-, S^2-).

Так как абсолютные массы атомов малы (1.10^-24 – 1.10^{-22 г), то на практике используются относительные атомные массы А}_r, т.е. некоторые соотношения между абсолютными массами различных атомов. Относительная атомная масса элемента - это число, показывающее, во сколько раз масса одного атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12 (¹²С). За основу единой шкалы относительных атомных масс был выбран изотоп углерода-12, для которого значение относительной атомной массы установлено равным 12,0. По современной шкале атомной единицей массы (а.е.м.) является унифицированная углеродная единица 1,66057.10^{-24 г. Значения относительных атомных масс элементов определяют как частное от деления значения абсолютной массы атома данного элемента к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа 12}С. Масса атома определяется массой ядра. Сумма протонов и нейтронов задает массовое число, которое указывается индексом в верхнем левом углу. Нижний индекс указывает на порядковый номер или заряд ядра ( ). Протон – положительно заряженная частица ( ), относительная масса которой равна 1,007277 а.е.м или приближенно 1 а.е.м., а заряд равен +1. Нейтрон – электронейтральная частица ( ), относительная масса которой равна 1,008665 а.е.м. или приближенно 1 а.е.м., а заряд равен 0. Электрон – отрицательно заряженная частица ( ), масса которой равна 0,0005468 а.е.м. или приближенно равна нулю, а заряд -1. Изотопами называются разновидности атомов одного и того же элемента, которые имеют разные массовые числа. Например, изотопы водорода - протий, - дейтерий, - тритий. Атомная масса элемента в Периодической системе – это средняя величина массовых чисел всех его природных изотопов с учетом их процентного содержания. Например, атомы хлора в природе распространены в виде двух изотопов : ³⁵Cl (75,5%) и ³⁷Cl (24,5%). Средняя атомная масса атома хлора определяется как А_r(Cl) = 35×0,755 + 37×0,245 = 35,5 а.е.м.

Относительной молекулярной массой вещества М_r называется отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома ¹²С. М_r хими-ческого соединения – число, показывающее, во сколько раз абсолютная масса одной молекулы этого соединения больше а.е.м. М_r – это сумма А_r эле-ментов, входящих в молекулу с учетом его химической формулы. Нельзя говорить об относительной молекулярной массе соединений ионного состава, а следует находить для них формульную массу. А_r и М_r являются мерой масс атомов и молекул и позволяют сделать вывод о соотношении масс атомов в молекуле.

Химическая формула – это условная запись состава вещества посредством химических символов, числовых и буквенных обозначений. Она указывает на состав индивидуального вещества. По химической формуле проводят расчеты молекулярной массы соединения: М_r (H₂SO₄) = 2×А_r(H) + А_r(S) + 4×А_r(O) = 2×1 + 32 + 4×16 = 98 а.е.м.

Химическое уравнение реакции – это условная запись химической реакции посредством химических знаков и формул: СаСО₃ + 2НСl = CaCl₂ + CO₂­ + H₂O. С химическими уравнениями можно проводить алгебраические действия: складывать, вычитать одно уравнение из другого или делить все члены уравнения на одинаковое число, а также переносить члены из одной части уравнения в другую, изменяя при этом знаки. При написании химических реакций в левой части уравнения записывают формулы веществ, вступающих в реакции, которые называют исходными или реагентами (СаСО₃ и НСl). Образующиеся в правой части вещества называются продуктами реакции (CaCl₂, CO₂ и H₂O).

Количество вещества (n). Для того, чтобы легче различать микро- и макрообласти химии, введено понятие о количестве вещества n, которое определяется числом структурных частиц (атомов, молекул или других частиц) этого вещества и выражается в молях (моль, в системе CИ). Количество вещества, содержащееся в порции простого или сложного вещества, определяется сравнением с некоторым строго определенным единичным количеством вещества. Основой сравнения служит изотоп ¹²С.

Моль – это количество вещества, содержащее столько же формульных единиц этого вещества, сколько имеется атомов в 12 г (точно) изотопа углерода –12.

Формульная единица вещества - (структурный элемент) – это химическая частица (атом, молекула, катион, анион), а также любая совокупность химических частиц, передаваемая ее химической формулой: Na; H₂O; NH₄⁺; CO₃^2-; (NH₄)₂CO₃; NH₃.H₂O.

Число формульных единиц, содержащихся в одном моле любого вещества, называется числом Авогадро - N_A= 6,02.10²³. Для нахождения количества вещества (n) можно использовать следующие формулы:

n = V/V_М; n = m/M; n = N/N_A.

Молярная масса

Химические вещества реагируют между собой в количествах, пропорциональных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реак-ции. Для количественного описания реакций целесообразнее использовать количество вещества, а не его массу или объем (хотя и удобнее). Для удобства расчетов, проводимых на основании химических реакций и учитывающих количества исходных реагентов и продуктов взаимодействия в молях, вводится молярная масса вещества.

Молярная масса вещества - отношение массы некоторой порции этого вещества к количеству вещества в этой порции М=m/n. Единицей молярной массы в системе СИ является кг/моль, а в практике – г/моль. М – постоянная величина для каждого данного вещества. Значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой данного элемента (для одноатомного простого вещества). Например: для Na - A_r (Na) = 23 а.е.м.; М(Na) = 23 г/моль; для O – (А)_r = 16 а.е.м., М(О) = 16 г/моль; для О₂ – М_r (О₂)

= 32 а.е.м., М(О₂)= 32 г/моль.

В природе индивидуальные вещества в чистом виде практически не встречаются, а приходится иметь дело со смесями. В любом используемом на практике веществе всегда присутствует незначительное количество примеси. Количественное содержание вещества в смеси определяется долями, чаще всего выражаемыми в процентах, а можно и в виде дробного числа.

Массовая доля (w) вещества в смеси равна отношению массы данного вещества к сумме масс всех веществ, входящих в состав смеси:

%

Мольная доля (c) вещества в смеси равна отношению количества данного вещества к сумме количеств всех веществ, входящих в состав смеси:

%

Объемная доля (j) вещества в смеси равна отношению объема, занимаемого данным веществом, к сумме объемов всех веществ, входящих в состав смеси:

%

Средняя молярная масса смеси определяется по формуле:

.

Закон сохранения массы. В изолированной системе масса продуктов реакции равна массе исходных веществ. Изолированная система – система, не обменивающаяся с внешней средой ни массой, ни энергией. Если система открыта, то закон нарушается. Однако он может быть скорректирован соотношением Эйнштейна Е=mc². Е и m – эквивалентные значения энергии и массы. С – скорость света в пустоте, равная 2,997925×10⁵ м/с. Это означает, что никакой химический процесс не осуществляется без изменения массы вещества. Так, при сгорании 1 моль Н₂ в кислороде с образованием водяного пара выделяется и рассеивается в окружающей среде 241 835 Дж энергии. С этой энергией по приведенному уравнению рассеивается масса вещества, равная 2,69×10^{-12 кг, которую обнаружить современными методами взвешивания невозможно. Это обстоятельство и послужило основой формулировки закона сохранения массы веществ. Объяснение в том, что при течении химической реакции происходит только перегруппировка атомов, а число атомов каждого элемента и их масса остаются постоянными. Поэтому для химических реакций можно считать, что закон выполняется всегда. Коэффициенты в уравнении реакции позволяют уравнивать число атомов в левой и правой его частях. Химические реакции классифицируют по:}

- изменению числа исходных веществ и продуктов реакции ( реакции соединения, в результате которых из простых веществ образуются сложные С+О₂=СО₂ или из нескольких простых веществ образуется более сложное вещество СаО+2СО₂+Н₂О=Са(НСО₃)₂; реакции обмена – образование из одних сложных веществ других в результате обмена их составными частями 2NaOH+ H₂SO₄=Na₂SO₄+2H₂O; реакции замещения, в результате которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu; реакции разложения, протекающие с образованием нескольких простых или сложных веществ из одного сложного 2Ag₂O®4Ag+O₂; 2Al(OH)₃®Al₂O₃+3H₂O).

- выделению или поглощению теплоты, которые называют термохимическими (экзотермические, протекающие с выделением теплоты, и эндотермические – с поглощением теплоты);

- обратимости делятся на обратимые и необратимые (необратимые реакции протекают до конца, т.е. до полного превращения в продукты реакции СаСО₃®СаО+СО₂; обратимые реакции протекают одновременно в двух взаимопротивоположных направлениях N₂+3H₂ « 2NH₃);

- агрегатному состоянию взаимодействующих и образующихся веществ реакции делятся на гомогенные и гетерогенные (гомогенные реакции протекают между веществами, находящимися в одинаковом агрегатном состоянии СН_4(г)+2О_2(г)=СО_2(г)+2Н₂О_(г); гетерогенные реакции протекают между веществами, находящимися в различных агрегатных состояниях С_(тв)+о_2(г)=СО_2(г));

- изменению степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (окислительно-восстановительные реакции).

Закон постоянства состава. Состав сложного вещества не зависит от способа его получения. Оказалось, что закон имеет ограниченное примене-ние. Он всегда выполняется для газов, тогда как для жидкого и твердого агрегатных состояний – только в случае веществ с молекулярным строением. Кристаллические вещества атомного и ионного строения обычно имеют нестехиометрический состав, что обеспечивается образованием дефектов - катионных или анионных вакансий. Например: Na_{1,0000001-1,001}Cl (анионная вакансия занята электроном); Fe_0,89-0,06О (катионная вакансия компенси-руется повышением заряда у двух ионов железа от +2 до +3); V₂Ta_0,9-1,17 (нейтральные вакансии). Область гомогенности - область составов, в которой существует данное химическое соединение. Если у нестехио-метрического соединения стехиометрический состав попадает в область гомогенности, то соединение относят к дальтонидам (NaCl; V₂Ta), если нет, то к бертолидам (FeO, NiO). В случае жидких или твердых растворов закон не выполняется.

Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного из них, приходящиеся на одну и ту же массу второго, относятся как небольшие целые числа. Например: N₂O, N₂O₃ и N₂O₅ (на 28 г азота приходится 16:48:80 = 1:3:5) или СО и СО₂ (на 12 г углерода приходится кислорода 16:32=1:2). Эти числа соответствуют либо степени окисления, либо половинам степеней окисления элемента с постоянной массой. Естественно, что закон выполним для газов и веществ с молекулярным строением в любом агрегатном состоянии.

Закон объемных отношений. Объемы участвующих в реакции газов относятся как небольшие целые числа. Эти числа пропорциональны коэффициентам в уравнении реакции. Например: 4NH₃+5O₂=4NO + 6H₂O

(n(NH₃):n(O₂):n(NO):n(H₂O)=V(NH₃):V(O₂):V(NO):V(H₂O) = 4 : 5 : 4 : 6).

Закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (р и Т) содержится одинаковое число структурных единиц (молекул, атомов).

Следствия из закона

Одинаковое число молекул различных газов при равных условиях занимает одинаковый объем.

Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одина-ковый объем, который называется молярным объемом (V_М) [n=V/V_М]. При нормальных условиях V_М=22,4 л. Нормальные условия (н.у.): р_о=101,3 кПа; Т_о=273 К.

Относительная плотность одного газа (Х) по другому (А) равна отношению их молярных масс: D^Х_А= r_х/r_А=М_Х/М_А (краткая запись D_А).

Мольные и объемные доли для газов одинаковы: j= V₁/V₂+V₁; c=n₁/n₁+n₂; j=c.

Для газовой смеси выполняются закон Авогадро и первые три следствия. Для нее можно использовать понятие о средней молярной массе:

М_ср. = åМ_ic_i=åМ_ij_i= М₁f₁+М₂f₂+…М_if_i .

Закон Авогадро и его следствия выполняются для идеальных газов, в которых отсутствуют межмолекулярные взаимодействия и молекулы не имеют собственного объема. Идеальные газы, а также их смеси описываются с помощью трех параметров: давление (р), объем (V), температура (Т). Для них выполняются: закон Бойля-Мариотта - р₁×V₁=р₂×V₂ (T=const); закон Гей-Люссака - Т₁×V₂=T₂×V₁ (p=const); закон Шарля – Т₁×р₂=Т₂×р₁ (V=const); объединенный газовый закон - р₁V₁/T₁ = р₂V₂/T₂. Если использовать в этом законе параметры нормальных условий для 1 моля газа (V_М=22,4 л/моль), то можно получить универсальную газовую постоянную: R=0,082 л×атм./моль×К (р=1 атм.); 8,314 кПа×л/моль×К (р=101,3 кПа); 62,36 мм.рт.ст.×л/моль×К (р =

760 мм.рт.ст.). Подставляя R в выражение объединенного газового закона, получаем уравнение состояния идеального газа для n=1 моль. Если n моль, то – уравнение Менделеева-Клапейрона: рV = nRT или рV =.

Закон Дальтона. Общее давление смеси газов равно сумме парциаль-ных давлений компонентов (Р=р₁+р₂+…+р_i). Парциальное давление (р) – это давление, которое производил бы компонент газовой смеси, если бы он занимал объем, равный объему смеси (р_i =j_i.Р).

Закон Дюлонга и Пти (закон удельных теплоемкостей). Атомные теплоемкости простых веществ одинаковы и приблизительно равны 26 Дж/моль×К (или 6,3-6,4 кал/моль). Атомная теплоемкость (С_М) – количество тепла, необходимое для нагревания 1 моль вещества на 1 ^оС. Удельная теплоемкость (С_m) – количество тепла, необходимое для нагревания 1 г вещества на 1^оС

М= А_r= C_М/C_m=26/C_m (г/моль).

Закон Гесса (закон постоянства количества теплоты).

Тепловой эффект процесса зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода между ними.

Закон эквивалентов. Количество эквивалентов всех участвующих в реакции веществ одинаково ( m₁/M_э(1) = m₂/M_э(2) =n_экв.) или: массы (m) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентам (Э), т.е. для реакции А + 2B = AB₂ закон эквивалентов представляется в виде соотношения: m(A) : m(B) : m(AB₂) = Э(А) : Э(В) : Э(АВ₂).

Эквивалент (Э) - реальная или условная частица, равноценная в реак-циях одному атому или иону водорода. Химический эквивалент элемента – это такое его количество, которое соединяется с одним молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Молярная масса эквивалента (М_э) – масса числа Авогадро эквива-лентов, выраженная в граммах (г/моль). Молярная масса эквивалента (М_э):

- элемента в соединении равна молярной массе элемента, деленной на

степень его окисления;

- иона равна отношению молярной массы иона к его заряду по модулю;

- сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов

реальных или формальных ионов, составляющих молекулу.

Кроме того, для сложных веществ молярную массу эквивалента (М_э) можно определить,используя формулы:

а) оксида М₂О_n - М_э = М(М₂О_n)/2n;

б) основания М(ОН)_n - М_э = М(М(ОН)_n)/n;

г) кислоты Н_nMO_m - M_э = M(H_nMO_m)/n,

(где n – основность, т.е. число протонов, способных диссоциировать);

д) соли M_nA_{m -} М_э= М(М_nA_m)/n×m (где n – число катионов; m – заряд катиона по модулю или m – число анионов; n – заряд аниона по модулю. Произведение n×m – это не произведение числа катионов на число анионов). Например: Na₂SO₄ – М_э=М/2; Al₂(SO₄)₃ – М_э=М/6; CaSO₄ – М_э=М/2; Bi₂O_{3 –} М_э=М/6; Mg(OH)₂ – М_э=М/2; H₄SiO₄ – М_э=М/4; H₃PO_{3 –} М_э=М/2 (кислота двухосновная Н₂[HPO₃]); H₄C₂O₂ – М_э=М/1 (CH₃COOH). Необходимо учитывать, что в реакциях многоосновные кислоты и многокислотные основания могут вести себя как одноосновные и однокислотные. Например, в реакции H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O для серной кислоты М_э=М; а в реакции H₂SO₄+2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O для серной кислоты М_э= М/2.

В реакциях окисления-восстановления М_э равно отношению М к числу обменивающихся электронов:

2KMnO₄ + 16HCl = 5Cl₂ + 2MnCL₂ +2KCL + 8H₂O;

Mn⁺⁷ + 5e ® Mn⁺² М_э(KMnO₄) = M/5.