Основные понятия и законы химии

Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. М.: Интеграл-Пресс, 2006.

- 264с.
Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 2006, 743 с.
Я.А.Угай. Неорганическая химия, М., Высшая школа, 2004, 528 с.
Третьяков Ю.Д., Тамм М.С. Неорганическая химия. М.: Изд-во Академия, 2008. Ч. 1-3.
Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия. СПб.: Химия, 1997. 624с.
Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия, Мир, 2009, Т. 1-2, 679с., 486с.
Тимошенко Ю.М., Сапрыкова З.А., Савельев В.П. Методические указания к лабораторным работам по общей химии. Казань: КГУ, 1998.- 35с.
Бабкина С.С., Боос Г.А., Бычкова Т.И., Девятов Ф.В., Кузьмина Н.Л., Кутырева М.П., Сальников Ю.И.., Сапрыкова З.А., Тимошенко Ю.М. Методическое пособие по общей химии. Для самостоятельной работы студентов.- Казань.: КГУ, 2009.- 132 с.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Хускрофт К., Констебл Э. Современный курс общей химии, Мир, 2009, Т. 1-2, 1068 с.
Третьяков Ю.Д., Мартыненко Л.И., Григорьев А.Н., Цивадзе А.Ю. Неорганическая химия. Химия элементов. МГУ.: НКЦ «Академкнига», 2007, Т.1-2, 1216 с. 672с.
Кукушкин Ю. Н. Химия координационных соединений. М.: Высш. шк., 1985. 445с.

вещества, обладающая его химическими свойствами.
 
2.      Молекулы состоят из атомов. 
Атом - наименьшая частица

химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.
 
3.      Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

строением электронных оболочек. В настоящее время известно 111 элементов: 89

из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем.

Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется их строением.

Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.
 

сосредоточена основная масса атомов.
 
Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству

протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.
 
Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

но и различным образом. Поэтому число веществ велико.
Состав и строение

молекул определяют состояние вещества при выбранных условиях, а так же его свойства.

СО2 – газ, SiO2 – твердое вещество

При химических реакциях молекулы разрушаются , а атомы остаются неизменными.
В химических процессах атомы и молекулы переходят в заряженное состояние, т.е. образуют ИОНЫ.

знаков (предложены в 1814 г.
Й. Берцелиусом) и индексов (индекс

- цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает,  атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.
H2O, H3PO4, SO3,Ca(OH)2

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа  12C - основного изотопа природного углерода.
 
1 а.е.м = 1/12 • m (12C) = 1,66057 • 10-24 г
 
Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома12C.

молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.
 
Mr = mr / (1/12 m(12C))
mr - масса молекулы данного вещества;
m(12C) -

масса атома углерода 12C.
 
 Относительная молекулярная масса вещества равна  сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.
 
Mr = Σ Ar(Э)


Примеры.
Mr(B2O3) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70
 
Mr(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) = = 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 • 16 = 258

(слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками

"+" и = или → :
HgO = Hg + O2
 
2.Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково: 
2HgO = 2Hg + O2
3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

Количество вещества, моль.  Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n (υ), измеряется в моль. 
Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.
В 1 моле содержится 6.02×1023 частиц этого вещества

Масса одного МОЛЯ вещества, т.е. МОЛЯРНАЯ масса (М), численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества Mr.

веществ, вступивших в химическую реакцию,
равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное

учение этот закон объясняет следующим образом: в  результате  химических  реакций  атомы  не исчезают и не возникают, а  происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс  разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате  чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.
В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась  пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение.  Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы m соотношением E = m×c2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует очень малому изменению  массы. Онако, в ядерных  реакциях, где изменение Е в ~106 раз больше, чем в химических реакциях, изменение m следует учитывать.
Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение,

независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Закон кратных отношений
(Д.Дальтон, 1803 г.)
 
Если два химических элемента дают несколько соединений, то массы одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
 
СО: число единиц массы кислорода,
приходящихся на одну единицу массы углерода = 1.33

Закон не справедлив для веществ в твердом состоянии

вступающих в химические реакции, и  объемы газов, образующихся в результате

реакции, относятся между собой как небольшие целые числа.
 
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в  уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
 
Примеры.
 
a)  2CO + O2 = 2CO2       При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем                                                                                   

 b)     При синтезе аммиака из элементов:
 
N2 + 3H2 = 2NH3 Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода;
образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

 

условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.
 
Закон справедлив

только для газообразных веществ.
Следствия.
1.      Одно и то же число молекул различных газов при  одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.
2.      При нормальных условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.
Закон позволил оценить число атомов в молекулах газов (Н2, О2, Cl2, N2).

Определение молярных масс вещества в газообразном состоянии
По закону Авогадро, массы двух газов, взятых в одинаковых объемах, должны относиться друг к другу , как их молекулярные массы:
m1/m2 = M1/M2
m1/m2 – относительная плотность (D) ; D = M1/M2; M1 = D×M2
Плотности газов часто определяют по водороду (Мн=2): М1= 2×D

Бойля-Мариотта

Используют для приведения объема газа, измеренного при реальных условиях (Р,V,T)

к нормальным условиям (P0,V0,T0).

Нормальные условия (н.у.) – Р=101.3 кПа, Т=273 К
 
PV / T = P0V0 / T0
 
И наоборот, из объединенного газового закона
при P = const (P = P0) можно получить
V / T = V0 / T0 (закон Гей-Люссака)

 
при Т= const (T = T0):
PV = P0V0 (закон Бойля-Мариотта);
 
при V = const
P / T = P0 / T0 (закон Шарля).

(m / M) RT
 
m - масса газа (г);
 M - молекулярная масса

(г/моль);
 p - давление (Па); 
V - объем (м3); 
T - абсолютная температура (°К); 
R - универсальная газовая постоянная 8,314 Дж/(моль × К) или
0,082 л атм/(моль × К).

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.