Введение

Современная химия является одной из естественных наук и представляет собой систему отдельных научных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, радиохимии, космохимии и др.

Окружающий нас мир представлен материей, которая имеет две формы существования: вещество и поле.

Вещество – это материальное образование, состоящее из элементарных частиц, имеющих собственную массу или массу покоя.

Поле – это материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие материальных частиц. Оно не является непосредственным объектом химии и проявляется прежде всего энергетическими характеристиками.

Химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Таким образом, центральным объектом химии как науки являются вещества и их превращения.

Основные понятия химии

Объектами изучения химии являются вещества и их мельчайшие частицы – молекулы и атомы.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Атом – наименьшая частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами. Атомы – составные части молекул.

Химический элемент – вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При соединении друг с другом атомов одного и того же элемента образуются простые вещества, сочетание атомов различных элементов дает сложные вещества.

Моль – это единица измерения количества вещества, содержащая столько молекул, атомов или других структурных единиц, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Число структурных единиц, содержащееся в 1 моль вещества, называется числом Авогадро (N_A): N_A = 6,0210²³ моль^-1.

Масса 1 моль вещества, выраженная в граммах, называется молярной массой вещества (М, г/моль).

Количество вещества  = m / M = N / N_A (моль).

Основные законы химии

1. Газовые законы. Газообразное состояние вещества характеризуется давлением (Р), температурой (Т) и объемом (V). Согласно закону Бойля-Мариотта, при постоянной температуре давление данной массы газа обратно пропорционально его объему:

P₁ / P₂ = V₂ / V₁ или PV = Const.

В соответствии с законом Гей-Люссака, давление газа прямо пропорционально абсолютной температуре:

P₁ / Т₁ = Р₂ / Т₂ или P / Т = Const.

Объем, давление и температура газа связаны объединенным газовым законом: .

Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

Следствие 1. Массы двух одинаковых объемов различных газов при одинаковых условиях будут относиться как их молярные массы: (относительная плотность первого газа по второму).

Следствие 2. 1 моль любого газа при нормальных условиях (Р₀ = 101325 Па и Т₀ = 273 К) занимает объем 22,4 л (V_М – молярный объем).

Уравнение Менделеева-Клапейрона: , где R – универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/мольК).

Парциальным давлением газа называется та часть общего давления газовой смеси, которая приходится на долю данного газа. По закону Дальтона парциальное давление газа в смеси равно тому давлению газа, которым обладал бы данный газ, если бы при той же температуре он занимал объем всей газовой смеси.

Р_общ. = Р₁ + Р₂ + … + Р_n.

2. Закон сохранения массы веществ. Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в процессе реакции. Закон впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 г ( в 1789 г независимо от Ломоносова установлен французским химиком А. Лавуазье) и экспериментально подтвержден в 1756 г.

3. Закон постоянства состава веществ. Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Закон сформулирован английским ученым Дж. Дальтоном в 1803 г и справедлив только для веществ с молекулярными кристаллическими решетками.

4. Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Закон сформулирован Дж. Дальтоном в 1803 г и связан с существованием переменных валентностей химических элементов.

5. Закон эквивалентов. Вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам:

n₁ = n₂ (n – число эквивалентов).

Эквивалент – такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его эквивалентное количество в химических реакциях (количество вещества, соответствующее единице его валентности).

Молярная масса эквивалента (М_Э) – масса эквивалента вещества, выраженная в граммах:

М_Э = fM (f – фактор эквивалентности).

Вычисление фактора эквивалентности:

1. Для простых веществ и элементов в соединении

f = 1 / В (В – валентность).

2. Для кислот и оснований f = 1 / m (m – основность кислоты или кислотность основания).

3. Для оксидов и солей f = 1 / nВ (n – число атомов металла в соединении; В – валентность металла).

Число эквивалентов: n = m / М_Э (для любого вещества); n = V / V_Э (для газообразного вещества), V_Э – эквивалентный объем газа (объем, занимаемый одним эквивалентом газа). Например, при нормальных условиях эквивалентный объем водорода (М_Э = 1 г/моль) составляет 11,2 л, а эквивалентный объем кислорода (М_Э = 8 г/моль) – 5,6 л.