Основные законы химии

5. Генеральная и выборочная совокупность. Интервальные оценки неизвестных параметров генеральной совокупности.

Выборочное наблюдение проводится в целях распространения выводов, полученных по данным выборки, на генеральную совокупность. Одной из основных задач является оценка по данным выборки интересующих нас характеристик (параметров) генеральной совокупности. Выборочное наблюдение даёт возможность определить среднюю арифметическую выборочной совокупности x(ср) и величину предельной ошибки этой средней ∆, которая показывает с определённой вероятностью насколько выборочная средняя может отличаться от генеральной средней в большую или меньшую сторону. Тогда величина генеральной средней будет представлена интервальной оценкой, для которой нижняя граница будет равна x(ср)-∆, а верхняя - x(ср)+∆. Доверительный интервал – пределы, которые с определённым уровнем надежности Z попадает неизвестная величина оцениваемого параметра генеральной совокупности. Доверительный интервал для генеральной средней можно записать как:

В экономических расчётах чаще рекомендуется использовать доверительную вероятность p=0,954 (t=2), для повышения точности оценки.

Закон сохранения массы: в результате химических превращений сумма масс веществ к реакции и сумма масс веществ после реакции одинакова.

Закон сохранения энергии: никакая энергия не исчезает и не возникает, а только одни ее виды переходят в другие.

Закон постоянства состава: каждое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способов ее получения. Вещества, которые получены разными способами, но которые имеют тот же качественный и количественный состав, имеют одинаковые химические понятия свойства.

Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного элемента, которые приходятся на ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений: объемы взаимодействующих газообразных веществ относятся между собой и к объемам продуктов реакции, как небольшие целые числа.

Закон Авогадро (в 1811 г.): в ровных объемах разных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число частей (молекул, атомов, ионов).

Последствия: 1. Моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л.

2. Моль любого газа при нормальных условиях содержит 6,02 - 1023 частей (стала Авогадро NА).

Закон эквивалентов: 1. химические элементы сообщаются друг с другом, а вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах. 2. Массы (объемы) веществ, которые реагируют, пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов.

Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут раскладываться с образованием других веществ.

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, потому что есть простые вещества (иногда их выделяют в отдельный класс металлоидов), которые обнаруживают двойственные свойства.

Сложные вещества (химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов разных химических элементов). В химических реакциях раскладываются с образованием нескольких других веществ.

Оксиды - вещества, которые состоят из двух элементов, один из которых Оксиген со степенью окисающего - 2. В этих соединениях все атомы Оксигену непосредственно связаны с атомами более электроположительных элементов, а соотношение компонентов отвечает правилам валентности.

По химическим свойствам оксиды разделяют на три группы: основные, кислотные, амфотерні.

Несолетворные (безразличные или индифферентные) CO, N2O, NO

Солетворные Основные - оксиды металлов, в которых последние обнаруживают небольшую степень окисающего 1, 2 (им отвечают основы): Na2O; MgО; CuО

Амфотерные - оксиды, которые в зависимости от условий обнаруживают и основные, и кислотные свойства,: ZnО; Al2O3; Cr2O3

Кислотные - оксиды неметаллов и металлов со степенью окисающего от 5 до 7, (им отвечают кислоты): SO2; SO3; P2O5; Mn2O7

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом: 4P 5O2 →2P2O5; CH4 2O2 → CO2 2H2O

2. Разложение некоторых оксигеносодержащих веществ (основ, кислот, солей) при нагревании:

Cu(OH) 2 - t°→ CuO H2O; (CuOH) 2CO3 - t°→ 2CuO CO2 H2O; 2Pb(NO3) 2 - t°→ 2Pb 4NO2 O2

Кислоты - сложные вещества, которые состоят из атомов Гидрогену и кислотного остатка.

Классификация 1. За составом: безоксигеновые и оксигеносодержащие.

2. За количеством атомов Гидрогену, способных замещаться на металл: одно-, дво-, трехосновные.

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для оксигеносодержащих кислот):

2. Взаимодействие водорода с неметаллом и следующим растворением полученного продукта в воде (для безоксигеновых кислот): H2 Cl2 → 2HCl; H2 S → H2S.

3. Реакциями обмена соли с кислотой: Ba(NO3) 2 H2SO4 → BaSO4↓ 2HNO3 Na2SiО3 2HCl → H2SiО3↓ 2NaCl 2NaCl(тв.) H2SO4(конц.) - t°® Na2SO4 2HCl↑

1. Взаимодействие с основами (реакция нейтрализации): H2SO4 2KOH → K2SO4 2H2O

2. Взаимодействие с основными оксидами: CuO 2HNO3 - t°→ Cu(NO3) 2 H2O

3. Взаимодействие с металлами, которые стоят в ряде напряжений к Гидрогену,: Zn 2HCl → ZnCl2 H2↑;

4. Взаимодействие с солями с образованием газа или осадка:

Основы - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидрооксидными группами.

1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой: BaO H2O → Ba(OH) 2

3. Электролиз водных растворов солей 2NaCl 2H2O → 2NaOH H2↑ Cl2↑

Амфотерные - гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы Гидрогену Н, и ионы гидроксида ОН-. Примером могут быть Al(OH) 3, Zn(OH) 2, Cr(OH) 3, Be(OH) 2, Ge(OH) 2, Sn(OH) 4, Pb(OH) 2, и тому подобное. Al3 3OH - = Al(OH) 3 H2O Al(OH) 3 =[Al(OH) 4]- H

где [Al(OH) 4]- - гидрооксокомплекс алюминию, который может также существовать в виде [Al(OH) 4(H2O) 2]-.

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. С точки зрения теории химии и электролитической диссоциации соли - электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов (или группу NH4) и анионы кислотных остатков. Например: NaCl = Na Cl-.

Средние соли (нормальные) - продукты полного замещения атомов Гидрогену в кислотах на атомы металла, или гидрооксидных групп в основах на кислотные остатки. При диссоциации дают только катионы металла (NH4 ли): Na2SO4 ⇄ 2Na SO42 -

Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:

3. металлу с раствором соли менее активного металла: Fe CuSO4 → FeSO4 Cu;

4. основного оксида с кислотным оксидом: MgO CO2 → MgCO3;

5. основного оксида с кислотой: CuO H2SO4 - t°→ CuSO4 H2O;

6. основы с кислотным оксидом: Ba(OH) 2 CO2 → BaCO3↓ H2O;

9. раствору основы с раствором соли: Ba(OH) 2 Na2SO4 → 2NaOH BaSO4↓;

10. растворов двух солей: 3CaCl2 2Na3PO4 → Ca3(PO4) 2↓ 6NaCl

1. Термическое разложение: CaCO3 → CaO CO2↑ 2Cu(NO3) 2 → 2CuO 4NO2↑ O2↑

2. Обменные реакции с кислотами, основами и другими солями:

3. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.

Кислые соли (гидрогонсоли) образуются в результате неполного замещения атомов Гидрогену многоосновных кислот на атомы металла, например, NaHCO3, KH2PO4, KНSO4. При диссоциации дают катионы металлу (NH4), ионы Гидрогену и анионы кислотного остатка:

1. Взаимодействие кислоты с недостачей основы: KOH H2SO4 → KHSO4 H2O

2. Взаимодействие основы с излишком кислотного оксида: Ca(OH) 2 2CO2 → Ca(HCO3) 2

3. Взаимодействие средней соли с кислотой: Ca3(PO4) 2 4H3PO4 → 3Ca(H2PO4) 2

1. Термическое разложение с образованием средней соли: Ca(HCO3) 2 → CaCO3↓ CO2↑ H2O

2. Взаимодействие с лугом, получение средней соли: Ba(HCO3) 2 Ba(OH) 2 → 2BaCO3↓ 2H2O

Основные соли (гидроксосоли) образуются в результате неполного замещения гидроксогрупп многокислотных основ кислотными остатками, например, Bi(OH) 2Cl. К ним принадлежат и оксосоли, например, BiOCl, образованные дегидратацией гидроксосолей. При диссоциации дают катионы металлу, ионы гидроксида и анионы кислотного остатка:

Примеры диссоциации основных солей: MgOHCl ⇄ MgOH Cl -; AlOHSO4 ⇄ AlOH2 SO42-.Получение

1. Гидролиз солей, образованных слабой основой и сильной кислотой,: ZnCl2 H2O→[Zn(OH)]Cl HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств лугов к растворам средних солей металлов:

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

1. Термическое разложение: [Cu(OH)]2CO3(малахит) ® 2Cu CO2↑ H2O

2. Взаимодействие с кислотой с образованием средней соли: Sn(OH) Cl HCl = SnCl2 H2O

Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы: [Ag(NH3) 2]Br ⇄[Ag(NH3) 2] Br -

Имея основные понятия о классах неорганических соединений, студент должен уметь изображать их графические формулы, складывать уравнение реакций, которые могут проходить между соединениями, знать способы получения тех или других соединений и методы превращения одних веществ в другие.

Уважаемый посетитель сайта естественных и социально-гуманитарных наук! Помни, что пользуясь нашими шпаргалками, лекциями, семинарами и конспектами, Вы автоматически соглашаетесь с достоверностью данных на нашем образовательном сайте. Следует помнить и учитывать, что наш образовательный ресурс описывает основные научные данные о той или иной науке. Поэтому, будьте готовы к тому, что педагог, который Вас обучает может не согласиться с Вашей точкой зрения, ведь сколько людей, работающих в сфере науки - столько и мнений.

Открытие сложного строения атома — важнейший этап становления современной физики, наложивший отпечаток на все ее дальнейшее развитие. В процессе создания количественной теории строения атома, позволившей объяснить атомные спектры, были открыты новые законы движения микрочастиц — законы квантовой механики.

Хотя слово атом в первоначальном значении — частица, которая не делится на меньшие части, согласно научным представлениям он состоит из более мелких частиц, которые называют субатомными частицами. Атом состоит из электронов, протонов, все атомы, кроме водорода-1, содержат также нейтроны.
Не сразу ученые пришли к правильным представлениям о строении атома. Первая модель атома была предложена английским физиком Дж. Дж. Томсоном, открывшим электрон. По мысли Томсона, положительный заряд атома занимает весь объем атома и распределен в этом объеме с постоянной плотностью. Простейший атом — атом водорода — представляет собой положительно заряженный шар радиусом около 10^-8 см, внутри которого находится электрон. У более сложных атомов в положительно заряженном шаре находятся несколько электронов.
Однако модель Томсона оказалась в полном противоречии с известными уже к тому времени свойствами атома, главным из которых является устойчивость.

Масса электронов в несколько тысяч раз меньше массы атомов. Так как атом в целом нейтрален, то, следовательно, основная масса атома приходится на его положительно заряженную часть.
Для экспериментального исследования распределения положительного заряда, а значит, и массы внутри атома Эрнест Резерфорд предложил в 1906 г. применить зондирование атома с помощью α-частиц. Эти частица возникают при распаде радия и некоторых других элементов. Их масса примерно в 8000 раз больше массы электрона, а положительный заряд равен по модулю удвоенному заряду электрона. Это не что иное, как полностью ионизированные атомы гелия. Скорость α-частиц очень велика: они составляет 1/15 скорости света.
Этими частицами Резерфорд бомбардировал атомы тяжелых элементов. Электроны вследствие своей малой массы не могут заметно изменить траекторию α-частицы.
Рассеяние (изменение направления движения) α-частиц может вызвать только положительно заряженная часть атома. Таким образом, по рассеянию α-частиц можно определить характер распределения положительного заряда и массы внутри атома.
Модифицируя экспериментальную установку, Резерфорд попытался обнаружить отклонение α-частиц на бо́льшие углы. Для этого он окружил фольгу сцинтилляционными экранами и определил число вспышек на каждом экране. Совершенно неожиданно оказалось, что небольшое число α-частиц (примерно одно из двух тысяч) отклонилось на углы, большие 90º. Позднее Резерфорд признался, что, предложив своим ученикам провести эксперимент по наблюдению за рассеянием α-частиц на бо́льшие углы, он сам не верил в положительный результат. «Это почти столь же невероятно, — говорил Резерфорд, — как если бы вы выстрелили 15-дюймовым снарядом в кусок тонкой бумаги, а снаряд возвратился бы к вам и нанес вам удар».

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Первоначальная формулировка: "Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса". Современная формулировка: "Свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов". Физический смысл химической периодичности Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра. Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп. Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6). Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны. В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов. У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств. Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне). В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды). В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам. Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы). Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инертных газов)
Высший оксид	Э₂О	ЭО	Э₂О₃	ЭО₂	Э₂О₅	ЭО₃	Э₂О₇	ЭО₄
Гидрат высшего оксида	ЭОН	Э(ОН)₂	Э(ОН)₃	Н₂ЭО₃	Н₂ЭО₄	Н₃ЭО₄	НЭО₄	Н₄ЭО₄

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН₄) - нейтральны, V группы (ЭН₃) - основания, VI и VII групп (Н₂Э и НЭ) - кислоты.
От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.
По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей: