Основные понятия химии

\(\)Основные положения атомно-молекулярной теории:  

1. Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы находятся в постоянном хаотическом движении, называемом тепловым, и с повышением температуры скорость движения молекул увеличивается.

3. Молекулы различных веществ отличаются друг от друга массой, размерами, составом, строением и химическими свойствами.

4. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов , молекулы сложных веществ – из различных атомов

5. Атомом называется наименьшая частица химического элемента.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и электронной оболочкой.

Аллотропия – явление образования нескольких простых веществ одним элементом. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропными видоизменениями (модификациями). Они могут отличаться составом молекул: \(O_2 \) – кислород, \(O_3 \)– озон, или структурой: – алмаз, графит, карбин.

6. Ионами называются заряженные частицы, состоящие из отдельных атомов или групп химически связанных атомов, имеющих избыток или недостаток электронов. Для атомов элементов-металлов характерно образование положительно заряженных ионов, т. е. катионов.

\(\mathrm {Na^0-1e^-=Na^+}\)

Для атомов элементов-неметаллов характерно образование отрицательно заряженных ионов, т. е. анионов.

\(\mathrm {Cl^0-1e^-=Na^-}\)

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов (суммарный заряд которых равен нулю).

Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы – от \(1,674\,\cdot\,10^{-27}\)  до \(4,27\,\cdot\,10^{-25}\) кг 

Относительной атомной массой химического элемента называется отношение массы его атома к 1/12 массы изотопа углерода –  \(^{12}\)C
За 1 а.е.м. принята 1/12 часть массы изотопа углерода с массовым числом 12 (\(^{12}\)С).
Масса этого нуклида в единицах СИ равна  \(1,9927\,\cdot\,10^{-26}\) кг.
1 а.е.м. = \({1/12 m_c}\) = \(1,9927\,\cdot\,10^{-26} / 12 = 1,6606\,\cdot\,10^{-27}\) кг.
Нуклиды, имеющие одинаковый атомный номер (то есть обладающие одинаковым числом протонов), называются изотопами, одинаковое массовое число — изобарами, одинаковое число нейтронов — изотонами

В соответствии с этим:
Относительная атомная масса равна отношению абсолютной массы к 1/12 абсолютной массы углерода. Другими словами относительная масса отражает, во сколько раз масса атома конкретного вещества превышает 1/12 массы атома углерода. Например, относительная масса азота – 14, т.е. атом азота содержит 14 а. е. м. или в 14 раз больше, чем 1/12 часть атома углерода.

\(\Large\mathrm{Ar(H) = {ma(H) \over {1\over12}ma(C)}={1,674\,\cdot\,10^{-27}кг \over {1,667\,\cdot\,10^{-27}кг}}=1,0079} \)

Относительная атомная масса – величина безразмерная.

\(\Large\mathrm{Ar(O) = {ma(O) \over {1\over12}ma(O)}={2,66\,\cdot\,10^{-26}кг \over {1,667\,\cdot\,10^{-27}кг}}=15,999} \)

Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов, эквивалентов и т. д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода .
Число атомов (N) в 0,012 кг углерода (т. е. в 1 моль) легко определить, зная массу атома углерода – \(1,993\,\cdot\,10^{-26}кг\)

\(\Large\mathrm{Na_A = {0,012\, кг/моль \over {1,993\,\cdot\,10^{-26} кг}}=6,02\,\cdot\,10^{23}моль^{-1}} \)

Эта величина называется постоянной Авогадро.

Масса 1 моль вещества называется молярной массой (М), и она равна отношению массы этого вещества m к его количеству n. 

M=m / n  г / моль или кг / моль

Численное значение молярной массы (в г/моль) совпадает с относительной молекулярной, атомной или формульной массой данного вещества. Например, 

Основные законы стехиометрии

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные (массовые, объемные) соотношения между реагирующими веществами.

Закон сохранения массы и энергии

Каждое химическое уравнение символизирует собой закон сохранения массы и энергии, который в уточненной формулировке гласит:
Суммарные массы и энергии веществ, вступающие в реакцию, всегда равны суммарным массам и энергиям продуктов реакции.
C позиций атомной теории этот закон вполне понятен. При химической реакции количество атомов до и после реакции остается одинаковым. Это видно из следующего примера:

\(\mathrm {NaOH+HCl=NaCl+H_2O}\)

Однако практически все химические реакции сопровождаются тепловыми эффектами. Реакции, которые идут с выделением теплоты, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими. При нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием на каждый моль образующейся воды выделяется около 57,6 кДж теплоты. Правильнее эту реакцию записать как

\(\mathrm {NaOH+HCl=NaCl+H_2O+57,53\, кДж}\),

откуда видно противоречие закону сохранения массы. По уравнению Эйнштейна, если при реакции выделяется энергия, то масса продуктов реакции должна быть меньше массы исходных веществ на величину, эквивалентную выделившейся энергии.
Вычислим это уменьшение для реакции:

\(\Large\mathrm{m = {E \over c^2}={57,53\,\cdot\,10^3 \over {(3\,\cdot\,10^8)^2}}=6,39\,\cdot\,10^{-13}\,кг} \)  .

Ввиду исключительно большой величины квадрата скорости света в вакууме очень малые изменения массы ведут к колоссальному изменению энергии.
Таким образом, при химических реакциях, поскольку они сопровождаются энергетическими эффектами, в действительности происходит изменение массы.
Однако эти изменения настолько малы, что ими можно пренебречь. Ощутимые же изменения массы наблюдаются в ядерной химии и энергетике, где энергетические эффекты измеряются миллиардами килоджоулей.

Закон постоянства состава

Закон постоянства состава, сформулированный в 1808 г. Ж. Прустом, гласит:
Всякое чистое вещество, независимо от способов его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.
Состав соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.
Закон постоянства состава не применим к жидким и твердым растворам .
Вещества постоянного состава называются дальтонидами (в честь Дальтона), а переменного состава – бертоллидами (в память Бертолле).

Состав дальтонидов выражается формулами с целочисленными стехиометрическими индексами \(\mathrm {(HCl,\,CH_4,\,H_2O)}\) , а бертоллиды – с дробными стехиометрическими индексами. Оксид ванадия (II) может иметь, в зависимости от условий получения, состав от\(\mathrm {VO_{0,9}}\)  до \(\mathrm {VO_{1,3}}\).
Бертоллиды встречаются среди бинарных соединений оксидов, гидридов, сульфидов, нитридов, карбидов, силицидов и других неорганических веществ, имеющих кристаллическую структуру.
К бертоллидам относится оксид железа II, состав его изображен формулой \(\mathrm {Fe_{1-x}O,\;x<1}\) т. е. в зависимости от условий можно получить оксиды железа состава \(\mathrm {Fe_{0,93}O}\) или \(\mathrm {Fe_{0,89}O}\).

Закон кратных отношений

Закон кратных отношений установлен 1803 году Джоном Дальтоном.
Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атома одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атома другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.  
На примере оксидов азота – их 5

Ar(N) = 14    Ar(O) = 16

1) NO    m(S) :  m(O) = 28 : 16 =  7 : 4
2) NO     m(S) : m(O) = 14 : 16 =  5 : 5,7
3) N₂O₃       m(S) : m(O) = 28 : 48 =  10 : 17 
4) NO₂     m(S) : m(O) = 14 : 32 =  10 : 23
5) N₂O₅       m(S) : m(O) = 28 : 80 =  10 : 29 

Или на примере оксидов серы:

Ar(S) = 32    Ar(O) = 16

1) SO₂   m(S) :  m(O) = 32 : 32 =  1 : 1
2) SO₃    m(S) : m(O) = 32: 48 =  2 : 3

Закон эквивалентов

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода, или в ОВР – одному электрону.

Фактор эквивалентности \(\large {ƒ_{экв} \,(X)}\) или \(\large \mathrm {1/z}\) – число, равное той доле частицы \(\large {X}\), которая является эквивалентом вещества в данной реакции. \(\large {ƒ_{экв}} \,\normalsize{\leq X}\).
\(\large {ƒ_{экв}}\) рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов реакции.
Например:

(1) \(\large \mathrm {H_2S+2Na\,OH=Na_2S+H_2O}\qquad f\ \mathrm{_{экв}(H_2S)=1/2}\)

Масса 1 моль эквивалента, молярная масса эквивалента, равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества .

\(\large M(ƒ\mathrm{_{экв}(x)\,x)=ƒ \mathrm{_{экв}}(x)\,\cdot\,M(x)}\)

Количество моль-эквивалентов можно определить по формуле:

\(\large \mathrm {n_{экв} = {m}/ {M_{экв}}}\)

Молярная масса эквивалента и эквивалент элемента не являются постоянной величиной в соединении, а зависят от валентности или степени окисления элемента.остоянными являются эквиваленты

  \( \mathrm{M_э(H)=1,008 \,г/моль\quad M_э(O)=8 \,г/моль\quad M_э(Al)=9 \,г/моль \quad M_э(Ca)=20 \,г/моль}\)

Если не учитывать конкретную химическую реакцию, то фактор эквивалентности и молярная масса эквивалентов сложных веществ рассчитываются по формулам:

\(\Large\mathrm{ {1 \over z}={1 \over \mathsf\normalsize {произведение\; числа\; функциональных\; групп,\; умноженных\; на\; валентность\; групп}}} \)

ü

\(\Large\mathrm{ M_э={1 \over z}\,\cdot\,M={1\over N \cdot B}\cdot M={M \over B \cdot N}}\)

где М – молярная масса вещества; В - валентность функциональной группы;  N - число функциональных групп.

Для кислот функциональной группой является ион водорода, для оснований – ион гидроксила, для солей – ион металла и т. д.\(\mathrm {H^+,\,OH^-,\,Kat^{+n},\,An^{-n}}\)

Для определения эквивалентной массы сложного вещества в реакции следует разделить его полную массу (М) на сумму замещенных радикалов  \(\mathrm {H^+,\,OH^-,\,Kat^{+n},\,An^{n-}}\)

\(\large\mathrm{NaH^+SO_4+NaCl=Na_2SO_4+HCl}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {NaHSO_4=1}\)

\(\large\mathrm{ZnOH^-NO_3+HNO_3=Zn(NO_3)_2+H_2O}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {ZnOHNO_3=1}\)

\(\large\mathrm{H_2SO_4+NaCl=NaHSO_4+HCl}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {HSO_4=1}\)

\(\large\mathrm{NaHCO_3+CaSO_4=CaCO_3\downarrow+NaHSO_4}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {NaHCO_3=1/2}\)

\(\large\mathrm{Fe(OH)_2Cl+2HCl=FeCl_3+2H_2O}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {Fe(OH)_2Cl=1/2}\)

\(\large\mathrm{H_2SO_4+2KOH=K_2SO_4+2H_2O}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {H_2SO_4=1/2}\)

\(\large\mathrm{AlOH^-SO_4^{-2}+3HCL=AlCl_3+H_2SO_4+H_2O}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {AlOHSO_4=1/3}\)

\(\large\mathrm{Al(OH)_3+3HNO_3=Al(NO_3)_3+3H_2O}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {Al(OH)_3=1/3}\)

\(\large\mathrm{KAl(SO_4)_2+2BaCl_2=KCl+AlCl_3+2BaSO_4\downarrow}\\\qquad \qquad \qquad \normalsize f_э\mathrm {KAl(SO_4)_2=1/4}\)

1. для кислот: ƒэкв равен единице, деленной на основность кислоты, которая определяется числом ионов водорода;

2. для оснований: ƒэкв равен единице, деленной на кислотность, равную числу гидроксогрупп, вступающих в реакцию;

3. для солей: ƒэкв соли равен единице, деленной на произведение числа атомов металла в молекуле соли на степень окисления металла;

4. для оксидов: ƒэкв равен единице, деленной на произведение числа атомов кислорода на степень окисления кислорода.

В 1792 г. немецким физиком Рихтером был сформулирован закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ (m₁,m₂)пропорциональны молярным массам их эквивалентов (Mэ₁,Mэ₂)

\(\LARGE{\mathrm{{m_1\over m_2}={M_{э1} \over M_{э2}} <=>{m_1 \over M_{э2}}={m_1 \over M_{э2}}}}\)

Из математической записи закона эквивалентов следует, что количество моль-эквивалентов веществ в реакции равны между собой

\(\LARGE\mathrm{n_{экв\,1}=n_{экв\,2}}\)

Для реакций с участием газов используют молярный объем эквивалента – это объем, занимаемый 1 моль-эквивалентом газа.
Математическая запись закона через эквивалентный объем:

\(\LARGE{\mathrm{{m_{в-ва}\over M_{Э\,в}}={V_{газа} \over V_{Э\,_{газа}}} <=>{m_{в-ва} \over V_{газа}}={M_{Э\,в-ва} \over V_{Э\,r}}}}\)

Газовые законы

Закон объемных отношений

Закон объемных отношений Гей-Люссака (1808 г.).
При постоянных давлении и температуре объемы реагирующих между собой газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа.
Например:  \(\mathrm {2CO+O^2\rightarrow2CO_2}\)

Отношение объемов равно:  \(​​\mathrm {V(CO):V(O_2):V(CO_2)=2:1:2}\)

Закон Авогадро

В 1811 году Амедео Авогадро сформулировал закон, согласно которому в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1. При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.
2. При н. у. (т. е. Р =101325 Па и Т = 273,15 К) 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л. Такой объем называется молярным объемом газа \(\mathrm V_m\) и имеет размерность (л / моль)

\(\mathrm V_m\)=22,4 л/моль, тогда количество вещества газа определяется по формуле

\(\Large \mathrm {n_r=V_Г/V_М}\),

где \(\Large \mathrm V_Г\) – объем газа.

3. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:

\(\Large \mathrm {m_1\over m_2}={M_1 \over M_2}=D_2\)

это отношение называется относительной плотностью первого газа по второму \(\Large \mathrm {(D_2)}\)

\(\Large \mathrm {D_2={m_1 \over m_2}={M_1 \over M_2}}\:\normalsize откуда \qquad \Large \mathrm {M_1=D_2\cdot M}\)

Например, плотность кислорода по водороду: \( \mathrm {D_{H2}(O_2)=32/2=16}\) ;
\( \mathrm {M(O_2)=2 \cdot 16=32}\) г/моль

При использовании плотности по воздуху \(\mathrm {D_{возд}}\)говорят о средней молярной массе воздуха (29 г / моль) , так как воздух является смесью газов \(\mathrm { ({M_1=29\, \cdot \, D_{взод}})}\).

Объединенный газовый закон

1) закон Бойля–Мариотта: при постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится , т. е.

\(\Large \mathrm {P\cdot V= const}\)

2) закон Гей-Люссака: при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально температуре т. е.

\(\Large \mathrm {V/T= const}\)

В химических расчетах при осуществлении перехода от нормальных условий или к нормальным используется выражение объединенного газового закона Бойля–Мариотта и Гей-Люссака:

\(\LARGE \mathrm {{P_0 \cdot V_0 \over T_0}={P \cdot V \over T}}\)

Если в это выражение подставить значения \(\large \mathrm {P_0,V_0, }\) и \(\large \mathrm {T_0}\)соответствующие обьему 1 моль газа при н. у. (22,4 л) то становится постоянным для всех газов. Это соотношение обозначается R и называется универсальной газовой постоянной. Числовые значения R зависят от того, в каких единицах выражены объем и давление.

\(\large \mathrm {{P_0=101325 Па,} \qquad V_0=22,4\,\cdot\,10^{-3} \, м^3, \qquad T_0=273 \,K}\) 

Подставляя соответствующие значения в формулу объединенного закона для любого газа количеством вещества 1 моль, получим:

\(\Large \mathrm {R={P_0\cdot V_0 \over T_0}={1,01325 \,\cdot \, 10^5 Па \, \cdot \, 22,4 \, \cdot \, 10^{-3} \,м^3 \over моль \,\cdot \, 273 \,K}=8,31\,Дж/моль\, \cdot \, K}\)

с учетом R уравнение состояния идеального газа принимает вид:

\(\large \mathrm {P\cdot V=R\cdot T}\) – для количества газа n = 1 моль

\(\large \mathrm {P\cdot V=n\cdot R \,T}\) – для количества газа n моль n=m / M, тогда выражение уравнения состояния идеального газа, или иначе уравнение Клапейрона–Менделеева, имеет вид:

\(\large \mathrm {P\cdot V=\frac m{M}R\cdot T}\)

.