КАТЕГОРИИ: Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748) |
Основные понятия химииОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ. ЛЕКЦИЯ № 1
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Окружающий нас мир материален. Материя существует в виде вещества и поля. Поле – вид материи не имеющий массы покоя. Вещество – вид материи, обладающий при данных условиях определёнными физическими свойствами. Например, вода при стандартных условиях (25 0С, 1 атм.) бесцветная жидкость со следующими константами: мольная масса 18 г/моль, плотность 1 г/мл (при 4 °С), температуры фазовых переходов: замерзания и кипения составляют соответственно 0 °С и 100 °С (при р = 1 атм.), теплоемкость жидкой воды 4,18 Дж/г·К и др. константы. Вещества состоят из атомов или молекул. Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены М.В. Ломоносовым в 1741 году. Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Главной характеристикой атома является заряд ядра, равный числу протонов в атоме. В состав ядра, за исключением изотопа водорода 1Н, входят также нейтральные частицы нейтроны. Элемент – разновидность атомов имеющих одинаковый заряд ядра. Изотоп – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Это связано с различным содержанием нейтронов в атоме одного элемента. Изотопы по физическим константам и химическим свойствам отличаются незначительно. Исключение составляют изотопы водорода: протий (Н) – 1Н, дейтерий (D) – 2Н и тритий (Т) – 3Н. При переходе от протия к дейтерию и тритию атомная масса возрастает соответственно в два и три раза, что приводит к значительному различию физико-химических свойств данных изотопов. Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С. Один моль атомов углерода 12С содержат 6,02·1023 (число Авогадро) атомов углерода. Например, один моль Н2SО4 содержит 6,02·1023 молекул Н2SО4. Мольная масса – это масса одного моля вещества. Например, М(Н2SО4) = 98 г/моль. Количество молей вещества обозначается n(x) и вычисляется по формуле
где – масса вещества, – мольная масса вещества. Например, n(Н2SО4) = 0,3 моль. Мольная масса эквивалента вещества – это произведение мольной массы вещества на фактор эквивалентности данного вещества
где М(х) – мольная масса вещества х, fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х. Например, М(½Н2SО4) = 98 · ½ = 49 г/моль. Фактор эквивалентности вещества – это число показывающее, какая доля атома или молекулы вещества эквивалентна в кислотно-основной реакции одному иону Н+ или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Например: fэкв.(Н2SО4) = ½, fэкв.(А1) = 1∕3. Количество моль эквивалентов вещества обозначается n[fэкв.(х)х]. Например, n(½Н2SО4) = 0,6 моль эквивалента Н2SО4. 2. Основные законы химии Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Закон сохранения энергии – при любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы одного вида энергии в другой в эквивалентных соотношениях. Законы сохранения массы и энергии были открыты и экспериментально подтверждены М.В. Ломоносовым. Закон постоянства состава – любые химически индивидуальные соединения имеют один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. Закон Авогадро – в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул. В газах расстояния между отдельными молекулами настолько велики, что собственный размер молекул практически не влияет на общий объем газа. На практике широко применяется следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при нормальных условиях (0 0С, 1 атм.) занимает объем 22,4 л (мольный объем). Закон эквивалентов – числа моль эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в реакции, одинаковы. Для уравнения реакции записанного в общем виде аА + вВ = сС выполняется следующее соотношение:
Приведенные выше законы объединяют под общим названием стехиометрические законы. Они позволяют проводить расчеты по формулам веществ и по уравнениям реакций. 3. Основные классы неорганических соединений
3.1. Простые вещества Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Например: Н2, О2, Fe и т.д. Один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропических модификаций. Например, О2 – молекулярный кислород, О3 – озон. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы, в отличие от неметаллов, обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, ковкостью. По химическим свойствам металлы являются только восстановителями, а неметаллы – как окислителями, так и восстановителями. В соответствии с общими закономерностями изменения свойств элементов в периодической таблице, наиболее активным металлом является франций, а неметаллом – фтор. При движении в периодической таблице от франция к фтору металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются. 3.2. Сложные вещества Сложные вещества состоят из атомов различных элементов. К основным классам неорганических соединений относятся оксиды, кислоты, основания и соли. Например: СО2, Н2СО3, КОН, К2СО3 и т.д. Оксиды – соединения элементов с кислородом. Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующие оксиды – не образуют кислоты, основания и соли. Например: NO, CO и др. Солеобразующие оксиды – при определённых химических реакциях образуют соли. Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные. Кислотные оксиды – при взаимодействием с водой образуют кислоты. Например, СО2+ Н2О = Н2СО3. Основные оксиды – при взаимодействием с водой образуют основания. Например, Na2О + Н2О = 2NaOH. Амфотерные оксиды – это оксиды проявляющие как кислотные так и основные свойства. Например: Сr2О3 + 6НС1 = 2СrС13 + 3Н2О, Сr2О3 + 2NaOH= 2NaCrО2 + Н2О. Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO, А12О3, PbO, РbО2, Fe2О3 и др. Названия оксидов образуются от слова «оксид» и названия элемента в родительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в название оксида включают валентность элемента. Например: FeO– оксид железа(II), Fe2 О3– оксид железа(III). Формулы соединений можно выражать посредством брутто-формул и графических формул. Например, для оксида алюминия: брутто-формула – А12О3, графическая формула — О=А1–О–А1=О. Существуют также смешанные оксиды. Например, Fe3О4 стехиометрически состоит из двух оксидов FeО и Fe2О3. Кислоты – соединения диссоциирующие в водном растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Сильные кислоты диссоциируют полностью и необратимо по всем ступеням, а слабые – обратимо и ступенчато. Например: H2SО4 →2Н+ + SО42–; Н2СО3 ↔ Н+ + НСО3–(I–ступень) Кд1 = 3,5·10-7, НСО3–↔ Н+ + СО32– (II–ступень) Кд2 = 5,6·10-11. Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: название элемента, образовавшего кислоту, а затем слово «водородная». Например: НС1 – хлороводородная, H2S– сероводородная и др. Примеры названия кислородсодержащих кислот: H2SO4 – серная кислота, H2SO3 – сернистая кислота. Если оксид образует несколько кислородсодержащих кислот с разным содержанием молекул воды, то к названию кислоты с меньшим её содержанием добавляется приставка мета-, а при наибольшем её содержании приставка орто-. Например: H2SiО3 – метакремниевая и H4SiО4 – ортокремниевая кислоты. Основания – соединения диссоциирующие в водном растворе на гидроксид-ионы и катионы металла. Например: Са(OH)2 → Сa2++ 2ОН–; Fe(OH)2 ↔ FeОН+ + ОН– (I–ступень), FeОН+ ↔ Fe2+ + ОН– (II–ступень). Названия оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в родительном падеже. Например: NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)3 – гидроксид железа(III). Соли – соединения диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка. Например, Аl2(SО4)3 → 2Аl3+ + 3SО42-. Соли образуются в результате реакции нейтрализации. Это реакция взаимодействия кислоты с основанием или их оксидов приводящая к образованию нейтрального соединения (соли). Например: Н2SО4 + 2NаОН = Nа2SО4 + 2Н2О, Н2SО4 + Nа2О = Nа2SО4 + Н2О, SО3 + NаОН = Nа2SО4 + Н2О, SО3 + Nа2О = Nа2SО4. Примеры названия солей: Nа2SО4 – сульфат натрия, Nа2SО3 – сульфит натрия. 3.3. Оксиды, гидроксиды и соли элементов III-периода На примере элементов III-периода составим формулы возможных оксидов и образуемых из них кислот, оснований и солей: 1) Оксиды: Nа2О, МgО, Аl2О3, SiО, SiО2, Р2О3, Р2О5, SО2,SО3, Сl2О, Сl2О3, Сl2О5, Сl2О7; 2) Гидроксиды: NаОН, Мg(ОН)2, Аl(ОН)3, Н3АlО3, Н2SiО3, Н3РО3, Н3РО4, Н2SО3, Н2SО4, НСlО, НСlО2, НСlО3, НСlО4; 3) Соли: NаСl, МgCl2, АlCl3, К3АlО3, К2SiО3, К3РО3, К3РО4, К2SО3, К2SО4,КСlО, КСlО2, КСlO3, КСlО4. Из приведенных формул видно, что в периодах с увеличением порядкового номера элемента основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются, проходя через амфотерные.
Дата добавления: 2014-01-07; Просмотров: 340; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы! Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет |