ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

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

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

НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА

ПРОСТЫЕ

СЛОЖНЫЕ

МЕТАЛЛЫ, НЕМЕТАЛЛЫ

ОКСИДЫ, СОЛИ, КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ

Рис.1.1. Классификация

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, так как есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

Аллотропия

Это способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

С - алмаз, графит, карбин, фуллерен и др.

O - кислород, озон.

S - ромбическая, моноклинная, пластическая.

P - белый, красный, чёрный и др.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

- различным числом атомов в молекуле, например кислород O₂ и озон O₃;

- образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.

ОСНОВАНИЯ

Основания - это сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксидными группами (OH^-). С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания – это сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH₄⁺) и гидроксид − анионы OH^-).Амфотерные основания могут проявлять свойства слабых кислот.

РАСТВОРИМЫЕ (ЩЕЛОЧИ) NaOH ; Ca(OH)2

ОСНОВАНИЯ

НЕРАСТВОРИМЫЕ Fe(OH)2 ; Cu(OH)2

АМФОТЕРНЫЕ Al(OH)3; Zn(OH)2

Рис. 1.2. Классификация

ОКСИДЫ

Оксиды − это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

ОКСИДЫ

СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ

НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ   CO, N2O, NO

ОСНОВНЫЕ Оксиды металлов с небольшой степенью окисления +1, +2 Na2O; MgO; CuO

АМФОТЕРНЫЕ Оксиды металлов со степенью окисления +3,+4. ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2

КИСЛОТНЫЕ Оксиды неметаллов SO2; SO3; P2O5 и металлов со степенью окисления от +5 до +7 Mn2O7; CrO3

Рис. 1.3. Классификация

В качестве гидратов (соединений с водой) основным оксидам соответствуют основания, кислотным– кислоты, амфотерным – и те и другие.

КИСЛОТЫ

Кислоты − сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

По теории электролитической диссоциации кислоты − это электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H⁺ (Н₃О⁺). По составу: бескислородные и кислородсодержащие.

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух- и трёхосновные.

КИСЛОТЫ

БЕСКИСЛОРОДНЫЕ

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ

HCl – одноосновная HBr – одноосновная HI – одноосновная H2S – двухоосновная

HNO3 – одноосновная H2SO4 – двухосновная H2CO3 – двухосновная H2SiO3 – двухосновная

Рис. 1.4. Классификация

СОЛИ

Соли − сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

СОЛИ

Кислые NaHCO3

Средние Na2SO4

Основные Zn(OH)Cl

Двойные KAl(SO4)2

Смешанные CaOCl2

Комплексные [Ag(NH3)2]Br

Рис. 1.5. Классификация

Комплексные соли

Строение. [Cu(NH₃)₆]Cl₂ : 2Cl^- - внешняя сфера; [Cu(NH₃)₆]²⁺ – внутренняя сфера (комплексный ион); Cu²⁺ – комплексообразователь (центральный ион); 6 - координационное число; (NH₃) – лиганд.

Центральными ионами (атомами) обычно служат металлы больших периодов (Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH^-, CN^-, NH₃, CO, H₂O; они связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью

ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
МЕЖДУ РАЗЛИЧНЫМИ КЛАССАМИ СОЕДИНЕНИЙ

Металл Неметалл

(+ О₂ ) (+О₂)

Основной оксид соль Кислотный оксид

(+Н₂О) (+ Н₂О)

Основание Кислота

Примеры

1)металл + неметалл ® соль Hg + S ® HgS

2Al + 3I₂ ® 2AlI₃

2)основной оксид + кислотный оксид ® соль

Li₂O + CO₂® Li₂CO₃

CaO + SiO₂ ® CaSiO₃

3) основание + кислота ® соль

Cu(OH)₂ + 2HCl ® CuCl₂ + 2H₂O

4)металл + О₂ ® основной оксид

2Ca + O₂ ® 2CaO

4Li + O₂ ® 2Li₂O

5)неметалл + О₂ ® кислотный оксид

S + O₂ ® SO₂

4As + 5O₂ ® 2As₂O₅

6) основной оксид + Н₂О ® основание

BaO + H₂O ® Ba(OH)₂

Li₂O + H₂O ® 2LiOH

7)кислотный оксид + Н₂О ® кислота

P₂O₅ + 3H₂O ® 2H₃PO₄

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Современные теоретические представления в химии базируются на атомно-молекулярном учении, в рамках которого вводятся некоторые понятия и величины.

АТОМ – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, сохраняющая свойства химического элемента.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ – это совокупность атомов, имеющих одинаковый заряд атомного ядра. Заряд ядра атома равен его порядковому номеру в периодической системе элементов и определяет его местоположение.

МОЛЕКУЛА – это наименьшая электрически нейтральная частица вещества, обладающая его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. Молекулы могут содержать от одного (инертные газы) до многих тысяч атомов (органические молекулы).

ИОН – это заряженная частица, представляющая собой атом или группу химически связанных друг с другом атомов с избытком (анионы:SO₄^2-, Cl^-, ClO₄^-) или недостатком (катионы: Na⁺, Ca²⁺, NH₄⁺) электронов.

СВОБОДНЫЕ РАДИКАЛЫ – это частицы, содержащие ненасыщенные связи (неспаренные электроны) - (-CH₃, -NH₂, -H)

Сила, с которой два атома удерживаются вместе в составе молекулы, определяет прочность химической связи, а энергия, необходимая для ее разрыва, называется энергией химической связи.Ее величина изменяется от 80 до 800 кДж/моль.

ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА – это символическая запись, характеризующая качественный и количественный состав химического соединения и отражающая количественные соотношения между атомами разных элементов, образующих данную частицу. Химическая формула достоверно отражает количественный состав веществ, у которых преобладает ковалентная связь (Cl₂, H₂, H₂O). Для веществ с большой долей ионной связи и веществ металлоидного типа количественные соотношения между атомами в формуле носят усредненный характер и не отражают реального состава.

АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ (а.е.м.). Атомная единица массы определяется как 1/12 часть массы атома углерода в ядре которого содержится 6 протонов и 6 нейтронов. 1а.е.м. = 1,66 10^-27кг. Условно можно считать массы протона и нейтрона одинаковыми и равными (приблизительно) 1 а.е.м. В химии чаще пользуются относительными атомными массами химических элементов (A_r). Это отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С.

МОЛЬ – это единица количества вещества. 1 моль содержит столько же структурных единиц (атомов, ионов, молекул), сколько содержится атомов в 12 граммах углерода (изотоп ¹²С) Число атомов в 12 граммах углерода легко рассчитывается как отношение массы 1 моль (молярной массы) к массе 1 атома углерода:

N_a = 12 г/моль /1,993 10^-23г = 6,022 10²³моль^-1.

Число N_a является одной из фундаментальных констант и носит название постоянная Авогадро (число Авогадро).

МОЛЯРНАЯ МАССА (М) – это масса 1 моль вещества. Она численно равна отношению массы вещества к его количеству (М = m /n) и измеряется в г/моль или кг/кмоль. Численное значение молярной массы, измеренное в г/моль, совпадает по величине с молекулярной, атомной и формульной массой данного вещества.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА (M_r) – это отношение массы молекулы вещества к 1/12 массы атома углерода (изотоп ¹²С). Поскольку химические формулы чаще всего отражают лишь формальный количественный состав соединения, то правильнее говорить о ФОРМУЛЬНОЙ МАССЕ ВЕЩЕСТВА, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в соединение, с учетом числа атомов каждого из элементов в формуле.

Среди множества законов, на которые опирается химия, можно выделить ряд основных. Это законы, сформулированные в рамках атомно-молекулярного учения. К ним относят закон сохранения массы, законы постоянства состава, кратных и объемных соотношений, закон Авогадро. Эти законы называют стехиометрическими, поскольку именно они положены в основу всех количественных расчетов масс и объемов веществ, принимающих участие в химических превращениях.