Вопросы:

1. Химия как раздел естествознания.(химия относится к естественным наукам,изучающая окружающий мир,его форм и многоообразие происходящих в нем явлений.

каждый отдельный вид материи,обладающий определенными физическими и химическими свойствами в химии называется вещество.

химия,наука о превращении вещевст,она изучает состав и строение вещества,зависимость свойств веществ от их строения и состава,условие и пути превращения одних вещевств в другие)

2. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (их, с учетом аллотропных модификаций, насчитывается около 400) и очень многочисленную группу сложных веществ.

Сложные вещества обычно делят на четыре важнейших клас­са: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли.

вещества-простые(ме и неме) и сложные (органические и неорганические(оксиды,основания,кислоты,соли))

3. Законы стехиометрии.

Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы Авогадро, постоянства состава, кратных отношений, Гей-Люссака, эквивалентов и сохранения массы.

В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).

Закон сохранения массы веществ:

Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.

В химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции

Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст):

Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.

Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.

Закон кратных отношений (Д. Дальтон):

Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах; их составы N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.

Закон эквивалентов (И. Рихтер):

В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.

Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.

Химический эквивалент

Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак):

При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа.

Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3 : 1 : 2.

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два следствия:

Одинаковое количество молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.

Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; NA = 6,02•1023 моль–1.

Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г•моль–1.

4. Атом. Молекула. Ион.

Атомом называется наименьшая частица данного химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Каждому химическому элементу соответствует свой атом.

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

Молекула состоит из атомов одинаковых или различных химических элементов.

Ион – электрически заряженная частица, которая образуется при потере или приобретении атомами и молекулами одного или нескольких электронов.

5. Атомные и молекулярные массы. Моль. Эквивалент.

А?томная ма?сса, относительная атомная масса - значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих её, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы. Однако этот дефект массы на 9-10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь. Молекуля?рная ма?сса— масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Численно равна молярной массе. Однако следует чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и различаются по размерности. Молекулярные массы сложных молекул можно определить, просто складывая молекулярные массы входящих в них элементов. Например, молекулярная масса воды (H2O) есть MH2O = 2 MH + MO ? 2·1+16 = 18 а. е. м.

Моль (обозначение — моль, mol) — единица измерения количества вещества в СИ. Соответствует количеству вещества, содержащему столько специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц), сколько содержится атомов в 12 граммах нуклида углерода 12C.Количество частиц в одном моле любого вещества постоянно и носит название числа Авогадро (NA). NA = 6,02214179(30)?1023 моль?1.

Моля?рная ма?сса вещества — масса одного моля вещества. Для отдельных химических элементов мы будем считать молярной массой массу одного моля отдельных атомов этого элемента. В этом случае, молярная масса элемента, выраженная в г/моль, совпадает с массой атома элемента, выраженной в а.е.м. (атомная единица массы). Однако, надо четко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно, и отличаются по размерности.Молярные массы сложных молекул можно определить, просто складывая молярные массы входящих в них элементов. Например, молярная масса воды (H2O) есть MH2O = 2 MH +MO = 2·1+16 = 18 (г/моль).

Эквивалент вещества — его масса (выраженная в углеродных единицах), которая присоединяет или замещает атомную массу водорода (1,008 г) или половину атомной массы кислорода (15,9994/2 г.) Эквивалент кислоты равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода) кислоты. Например, эквивалент H2SO4 равен ее молярной массе, деленной на два. Эквивалент соли равен ее молярной массе, деленной на произведение зарядов образующих ее катионов и анионов. Например, эквивалент Na3РО4 равен его молярной массе, деленной на три. В реакциях окисления-восстановления эквивалент окислителя равен частному от деления его молярной массы на число электронов, получаемое атомом восстановленного элемента. Например, в кислой среде КМnО4 восстанавливается до Мn(II), атом марганца в KMnO4 приобретает пять электронов и его эквивалент равен молярной массе, деленной на пять. В зависимости от числа принятых окислителем электронов эквивалент может быть различным. Так, в среде, близкой к нейтральной, атом марганца в КМnО4 приобретает три электрона, переходя в MnO2, и в этом случае эквивалент KMnO4 будет равен его молярной массе, деленной на три. Используя понятие эквивалента, можно производить расчёты количеств взаимодействующих веществ без написания и уравнивания химических уравнений. Закон эквивалентов - вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой этого закона: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

6. Ядерная модель строения атома. Квантово-механические представления о строении атома.

Согласно современным квантово-механическим представлениям, атом – это сложная нейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра, вокруг которого на орбиталях находятся отрица­тельно заряженные электроны, создающие электронную оболочку атома. Заряд электрона равен заряду протона, но противоположен по знаку. Так как атом электронейтрален, число электронов в атоме равно числу протонов в ядре атома.

Под электронным облаком или орбиталью условно принимается область пространства вокруг ядра атома, в которой сосредоточена ≈ 90 % массы и заряда электрона. Плотность электронного облака не одина­кова, она выше там, где больше вероятность нахождения электрона.

Протонно-нейтронная модель строения атомного ядра предложена в 1932 г. коллективом авторов.

Диаметр ядра среднего атома равен 10–14…10–15 м (dатома ≈ 10–8 м). В ядре сосредоточена основная масса атома ≈ 99,97 %. Плотность ядер­ного вещества в 1015 раз больше плотности атома.

Ядро состоит из элементарных частиц: протонов р и нейтронов n, которые характеризуются массой, зарядом и спином.

Протон р – частица с массой, равной 1 ат. ед. массы, зарядом +1 и спином ±1/2. Сумма протонов в ядре определяет величину его положи­тельного заряда и соответствует порядковому номеру Z химического элемента в ПСЭ.

Масса нейтрона n так же равна 1 ат. ед. массы, заряд отсутствует, спин ±1/2.

Сумма протонов и нейтронов в ядре (∑р +∑n = А) составляет массовое число атома А, которое так же указывается в ПСЭ. Например: . Про­тоны и нейтроны в ядре при определенных условиях могут взаимно превращаться.

Атомы, имеющие в ядре одинаковое число протонов, но различное число нейтронов, называются изотопами, они обладают одинаковыми химическими свойствами:

Атомы, имеющие одинаковое число нуклонов в ядре А называются изобарами, число протонов и нейтронов у них различно, их химические свойства так же различны: .

Установлено, что в ходе обычных химических реакций ядро атома остается неизменным, изменяется структура электронной оболочки атома.

Для характеристики поведения электрона в атоме введены кванто­вые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.

Главное квантовое число n определяет общий запас энергии элек­трона, размер электронного облака и степень удаления электрона от ядра. Оно принимает значения: 1, 2, 3, 4, 5 … и характеризует энергетиче­ский уровень, на котором находится электрон. Первый энергетический уровень располагается в непосредственной близости от ядра, электрон, находящийся на нем обладает min энергией, но наиболее прочно связан с ядром. Общее число энергетических уровней атома, на которых рас­полагаются его электроны, равно номеру периода, в котором находится элемент в ПСЭ. Электроны последнего энергетического уровня атома, обладают max запасом энергии, но наиболее слабо связаны с ядром. Они могут покинуть атом и перейти в распоряжение другого атома, такие электроны называются валентными. Переход электронов с более высо­кого на более низкий уровень сопровождается выделением квантов энергии.

Орбитальное квантовое число l – определяет форму электронного облака и принимает значения от 0 до (n – 1):

n l

1 0

2 0 1

3 0 1 2

4 0 1 2 3 для 5, 6, 7 периодов так же

подуровни → s p d f

Следовательно, каждый энергетический уровень делится на подуровни, число которых равно номеру главного квантового числа n. Орбитальное квантовое число характеризует, также энергетический поду­ровень, на котором находится электрон. Находясь на соответствующих подуровнях, электроны называются соответственно: s-, p-, d-, f-электро­нами.

Для s-орбитали форма электронного облака

Магнитное квантовое число m – характеризует ориентацию элек­тронного облака в пространстве вокруг ядра по отношению к внешним магнитным полям. От ориентации электронного облака изменяется энер­гия электронов, находящихся на одном энергетическом уровне. Магнит­ное квантовое число m принимает значения от –l, через 0 до +l.

При­мер: l = 2 (d-подуровень), m = –2, –1, 0, +1, +2 (итого 5 ориентаций в про­странстве), следовательно, на одном подуровне может располагаться несколько орбиталей, их число на подуровне равно (2l+1)

Атомная орбиталь (АО) – это состояние электрона в атоме, которое характеризуется значением 3-квантовых чисел: n, l, m.

Спиновое квантовое число ms имеет два значения: +1/2 и –1/2. Его можно представить как собственный механический момент движения электрона (вращение вокруг оси). Положительное и отрицательное зна­чение ms связаны с направлением вращения электрона. Электроны с антипарал­лельными спинами обозначаются: ↑↓.