Атомные и молекулярные массы. Моль. Эквивалент

Законы стехиометрии. Закон Авогадро.

Законы стехиометрии. Закон простых объемных отношений.

Законы стехиометрии. Закон кратных отношений.

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

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

Относительная атомная масса (сокращенно – атомная масса) элемента — есть отношение массы его атома к 1/12 части массы атома 12С (углерод). Первоначально при вычислениях атомных масс за единицу массы принимали массу атома водорода как самого легкого элемента и по отношению к нему вычисляли массы других элементов. Но так как атомные массы большинства веществ определяются, исходя из состава их кислородных соединений, то фактически вычисления производились по отношению к атомной массе кислорода, которая считалась равной 16. Отношение между атомными массами кислорода и водорода принимали равным 16:1. Впоследствии более точные измерения показали, что это отношение равно 15.874:1 или 16:1.0079. Изменение атомной массы кислорода повлекло бы за собой изменение атомных масс большинства элементов. Поэтому было решено оставить для кислорода атомную массу 16, приняв атомную массу водорода равной 1.0077.

Относительная молекулярная масса (сокращенно — молекулярная масса) простого или сложного вещества есть отношение массы его молекулы к 1/12 части массы атома 12С (углерод). Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс.

Единицей количества вещества, называемой молем (сокращенно обозначение — «моль»).

Моль— количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12 С.

Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкретном случае точно указывать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, следует различать моль атомов Н, моль молекул Нг, моль ионов Н+.

В настоящее время число структурных единиц, содержащихся в одном моле вещества (постоянная Авогадро), определено с большой точностью. В практических расчетах его принимают равным 6,02 • 1023 моль-1.

12. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных входит два или более элементов. Простые вещества, в свою очередь, разделяются на металлы и неметаллы или металлоиды.

Сложные вещества делят на органические и неорганические: органическими принято называть соединения углерода; все остальные вещества называются неорганическими (иногда минеральными).

Неорганические вещества разделяются на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные, соединения и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.), либо по химическим свойствам, т. е. по функциям (кислотно-основным, окислительно-восстановительным и т. д.), которые эти вещества осуществляют в химических реакциях, — по их функциональным признакам.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды):

По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или с основными оксидами) с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты.

Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями.

Несолеобразующие оксиды, как видно из их названия, не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N20, NO и некоторые другие оксиды.

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды — вещества, содержащие гидроксогруппы ОН. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований — NaOH, Ва(ОН)2 и т. п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот — HN03, н3ро4 и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства,—-Zn(OH)2, А1(ОН)3 и т. п.

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемым по функциональным признакам, относятся кислоты, основания и соли.

Кислотами с позиций теории электролитической диссоциации (§ 82 и 87) называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. С точки зрения протонной теории кислот и оснований (§ 87) к кислотам относятся вещества, способные отдавать ион водорода, т. е. быть донорами протонов.

Кислоты классифицируют по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые (§ 84). Важнейшие сильные кислоты — азотная HN03, серная H2S04 и соляная НС1. По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HN03, н3ро4 и т. п.) и бескислородные кислоты (НС1, H^S, HCN и т. п.)

По основности, т. е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли,' кислоты подразделяют на одноосновные (например, НС!, HN03), двухосновные (H2S, H2S04), трехосновные (Н3Р04) и т. д.

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т. е. основные гидроксиды.

К солям относятся вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой атомов NH4) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли. При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания—основные соли. Ясно, что кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна двум или больше, а основные соли — гидрокси-дами, содержащими не менее двух гидроксогрупп.

Дата добавления: 2015-04-24