ЛЕКЦИЯ № 2

ЛЕКЦИЯ № 1

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Основные понятия химии

Окружающий нас мир материален. Материя существует в виде вещества и поля. Поле – вид материи не имеющий массы покоя.

Вещество – вид материи, обладающий при данных условиях определёнными физическими свойствами. Например, вода при стандартных условиях (25 ⁰С, 1 атм.) бесцветная жидкость со следующими константами: мольная масса 18 г/моль, плотность 1 г/мл (при 4 °С), температуры фазовых переходов: замерзания и кипения составляют соответственно 0 °С и 100 °С (при р = 1 атм.), теплоемкость жидкой воды 4,18 Дж/г·К и др. константы.

Вещества состоят из атомов или молекул. Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены М.В. Ломоносовым в 1741 году.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Главной характеристикой атома является заряд ядра, равный числу протонов в атоме. В состав ядра, за исключением изотопа водорода ¹Н, входят также нейтральные частицы нейтроны.

Элемент – разновидность атомов имеющих одинаковый заряд ядра.

Изотоп – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Это связано с различным содержанием нейтронов в атоме одного элемента. Изотопы по физическим константам и химическим свойствам отличаются незначительно. Исключение составляют изотопы водорода: протий (Н) – ¹Н, дейтерий (D) – ²Н и тритий (Т) – ³Н. При переходе от протия к дейтерию и тритию атомная масса возрастает соответственно в два и три раза, что приводит к значительному различию физико-химических свойств данных изотопов.

Мо­лекула – это наименьшая частица вещества, обладаю­щая его химическими свойствами.

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, ато­мов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С. Один моль атомов углерода ¹²С содержат 6,02·10²³ (число Авогадро) атомов углерода. Например, один моль Н₂SО₄ содержит 6,02·10²³ молекул Н₂SО₄.

Мольная масса – это масса одного моля вещества.

Например, М(Н₂SО₄) = 98 г/моль.

Количество молей вещества обозначается n(x) и вычисляется по формуле

(1.1)

где – масса вещества ,

– мольная масса вещества

Например, n(Н₂SО₄) = 0,3 моль.

Мольная масса эквивалента вещества – это произведение мольной массы вещества на фактор эквивалентности данного вещества

где М(х) – мольная масса вещества х,

fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х.

Например, М(½Н₂SО₄) = 98 · ½ = 49 г/моль.

Фактор эквивалентности вещества – это число показывающее, какая доля атома или молекулы вещества эквивалентна в кислотно-основной реакции одному иону Н⁺ или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Например: fэкв.(Н₂SО₄) = ½, fэкв.(А1) = ¹∕₃.

Количество моль эквивалентов вещества обозначается n[fэкв.(х)х]. Например, n(½Н₂SО₄) = 0,6 моль эквивалента Н₂SО₄.

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:

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), НСО₃^–↔ Н⁺ + СО₃^2– (II–ступень).

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.

3.3. Оксиды, гидроксиды и соли элементов III-периода

На примере элементов III-периода составим формулы возможных оксидов и образуемых из них кислот, оснований и солей:

1) Оксиды:

Nа₂О, МgО, Аl₂О₃, SiО, SiО₂, Р₂О₃, Р₂О₅, SО₂,SО₃, Сl₂О, Сl₂О₃, Сl₂О₅, Сl₂О₇;

2) Гидроксиды:

NаОН, Мg(ОН)₂, Аl(ОН)₃, Н₃АlО₃, Н₂SiО₃, Н₃РО₃, Н₃РО₄, Н₂SО₃, Н₂SО₄, НСlО, НСlО₂, НСlО₃, НСlО₄;

3) Соли:

NаСl, МgCl₂, АlCl₃, К₃АlО₃, К₂SiО₃, К₃РО₃, К₃РО₄, К₂SО₃, К₂SО₄,КСlО, КСlО₂, КСlO₃, КСlО₄.

Из приведенных формул видно, что в периодах с увеличением порядкового номера элемента основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются, проходя через амфотерные.

ЛЕКЦИЯ № 2

РАСТВОРЫ

1. Классификация систем, состоящих из двух и более веществ

Системы, состоящие из двух и более веществ, в зависимости от размеров частиц можно разделить на: дисперсные системы(10^–3 ÷ 10^–5 см), коллоидные растворы(10^–5 ÷ 10^–7 см) и истинные растворы(менее 10^–7 см).

Дисперсная система – это система из двух или более веществ, в

которой одно или несколько веществ измельчено и равномерно распределено в другом.

Дисперсные системы термодинамически неустойчивы и с течением времени разделяются.

Коллоидный раствор –это система ,характеризующаяся такой степенью раздробленности компонентов при которой броуновское движение препятствует осаждению частиц.

Коллоиды по внешнему виду напоминают истинные растворы.

Коллоиды находятся в метастабильном состоянии и достаточно небольшого внешнего воздействия, чтобы началась коагуляция и разделение компонентов коллоидного раствора.

Истинный раствор – это система в которой растворённое вещество и растворитель измельчены до атомного или молекулярного уровня и равномерно распределены по всему объему раствора. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы. В последующем вместо названия истинный раствор будет применяться термин «раствор». Раствор – это однородная система, состоящая из двух или более компонентов.