1. Основные положения атомно-молекулярного учения. Основные стехиометрические законы (закон сохранения массы и энергии, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, Авогадро, следствия из закона Авогадро). Техническая формула газовой смеси. Атомная и молекулярная масса, моль.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядер. Например, атомы изотопов являются атомами одного и того же химического элемента. Изотопы – это химические элементы, ядра которых имеют одинаковое число протонов, но разное число нейтронов (разную массу). Изотопы имеют одинаковые химические свойства (обусловлены зарядом ядра), но разные физические свойства (обусловлено массой).

Атом – наименьшая частица элемента, сохраняющая его физические и химические свойства. Химические свойства атомов определяются в основном числом электронов во внешней оболочке.

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая его основными свойствами.

Фаза – однородная во всех точках по химическому составу и физическим свойствам часть системы, ограниченная поверхностью раздела от других частей системы. Фазой системы может быть газ или смесь газов, жидкость (или жидкий раствор), твердое вещество (или твердый раствор). В любом случае, чтобы представлять собой отдельную фазу, такая составная часть системы должна быть однородной. Каждое из твердых веществ и каждая из несмешивающихся жидкостей представляют собой отдельную фазу.

Аллотропия – это существование одного химического элемента в виде нескольких простых веществ.

Простое вещество- вещество, состоящее исключительно из атомов одного химического элемента. Сложное вещество - химическое соединение 2-х и более различных элементов.

Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в химическую реакцию равна массе веществ, образовавшихся в результате этой реакции. В реакциях ядерного деления и ядерного синтеза закон сохранения массы нарушается.

Пример: CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

Закон сохранения энергии: в изолированной системе энергия системы остается постоянной, возможны лишь переходы одного вида энергии в другой.

Закон постоянства состава: состав молекул соединения остаётся постоянным независимо от способа получения. Этому закону не подчиняются неорганические вещества с немолекулярной структурой – бертоллиды (Fe_0.89-0.98O).

Эквивалент – это масса вещества, к реагирует с одним моль атомов водорода или замещает его в соединении.

Примеры:

Закон кратных отношений: если элемент образует с другим элементом разные химические соединения, то на одну и ту же массу элемента будут приходиться такие массы другого элемента, которые будут связаны друг с другом простыми целыми числами.

Например: СО и СО₂. Для одной массы углерода используется одна масса кислорода в первом соединений и две массы кислорода во втором. То есть на одну и ту же массу элемента (углерода) будут приходиться такие массы другого элемента (кислорода), которые относятся друг к другу, как простые числа (1:2).

Закон Авогадро: одинаковые объёмы различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число молекул.

Следствия:

1. При одинаковых условиях (Т, Р) 1 моль любого газа занимает одинаковый объем (22,4 литра). В этом объёме содержится 6,02 10²³ молекул газа (N_A).

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

D = m₁ и m₂- массы, M₁ и M₂ – молярные массы

Отношение m₁/m₂ называется относительной плотностью первого газа по второму и обозначается D. Относительную плотность обычно вычисляют по отношению к водороду или воздуху:

Техническая формула газовой смеси: состав газовой смеси, записанный в виде суммы молекул газов с нужными молями (с нужными стехиометрическими коэффициентами). Например: 3N₂+5CO₂, то есть газ состоит из 3х молей азота и 5ти молей углекислого газа.

Атомная масса: массы атомов чрезвычайно малы (10^-27-10^-25кг), поэтому пользуются не их абсолютными значениями m_a, а относительными A_r. Относительной массой химического элемента называется отношение массы его атома к массы изотопа углерода ¹²С, которая принята за атомную единицу массы (а.е.м или АЕМ.): 1 а.е.м. =

Молекулярная масса - сумма масс атомов, входящих в состав данной молекулы; выражается в атомных единицах массы (а.е.м.). Поскольку 1 а.е.м. (иногда называемая дальтон, D) равна ¹/₁₂ массы атома нуклида ¹²С и в единицах массы СИ составляет 1,66010^-27 кг, то умножение молекулярной массы на 1,66010^-27 дает абсолютную массу молекулы в килограммах. Чаще пользуются безразмерной величиной М_отн-относительной молекулярной массой: М_отн =M_x/D, где М_х-масса молекулы X, выраженная в тех же единицах массы (кг, г или др.), что и D. Молекулярная масса характеризует среднюю массу молекулы с учетом изотопного состава всех элементов, образующих данное хим. соединение. Иногда молекулярную массу определяют для смеси различных. в-в известного состава, напр. для воздуха "эффективную" молекулярную массу можно принять равной 29.

Моль – это такое количество вещества, в котором содержится определенное число частиц, равное постоянной Авогадро N_a, которая определяется как число атомов, содержащихся в 12г изотопа ¹²С:

2. Основные классы неорганических соединений (металлы и неметаллы, основные, кислотные и амфотерные оксиды, гидроксиды: основания, кислоты, амфолиты, соли: средние, основные, кислые¸ двойные, смешанные). Номенклатура. Характеристика химических свойств.

Металлы имеют немолекулярное строение и сходные физические свойства. Все металлы (кроме ртути) при обычных условиях представляют собой твёрдые вещества. Их легко узнать по характерному металлическому блеску. Металлы хорошо проводят тепло и электрический ток, также им характерна пластичность. Неметаллы не имеют общих физических свойств и не похожи на металлы. У них отсутствует металлический блеск. У большинства неметаллов низкие электропроводность и теплопроводность. Большинство неметаллов имеет молекулярное строение. Такие вещества при обычных условиях являются газами (водород, кислород, азот, озон, фтор, хлор, инертные газы), жидкостями (бром) или хрупкими легкоплавкими твёрдыми веществами (сера, иод, белый фосфор). Некоторые неметаллы имеют немолекулярное строение, например, красный фосфор, кремний, алмаз и графит. Такие вещества твёрдые, тугоплавкие, нелетучие. В металлах выделяют группы: Щелочные(1а – 1 группа главная подгруппа), щелочно-земельные (2а). В неметаллах выделяют галогены(7а), халькогены(6а).

Оксиды – бинарные соединения химического элемента с кислородом (степень окисления -2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом. Солеобразующим оксидам соответствуют соли, которые образуются при взаимодействии этих оксидов с кислотами или щелочами. Несолеобразующим оксидам (безразличным или индифферентными) соли не соответствуют: CO, NO, N₂0, SiO.

1)Кислотные оксиды - оксиды, реагирующие со щелочами, образуя соли. Образованы неметаллами и металлами со степенью окисления +4, +5, +6 и +7. Примеры: SO₃, CO₂.

2)Основные оксиды – оксиды, которые реагируют с кислотами, образуя соли; образованы металлами со степенью окисления +1 и +2. Примеры: K₂O, CaO, Li₂O, Na₂O.

3)Амфотерные оксиды – оксиды, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство называется амфотерность), реагируют и с кислотами, и с основаниями, образуя соли; образованы металлами со степенью окисления +3, +4. Примеры: Al₂O₃, CrO₃, ZnO, BeO, PbO.

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидроксо-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Общая формула оснований – Ме(ОН)_х. Например, NaOH – гидроксид натрия, и др. Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидроксо-группа присоединена не к металлу, а к иону NH₄⁺ (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку): NH₃ + H₂O = NH₄OH (гидроксид аммония). Все основания делятся на однокислотные и многокислотные (если OH групп больше одной – многокислотные (двух- трех-)) В многокислотных основаниях гидроксильные группы могут замещаться на кислотный остаток ступенчато. За счет этого могут образовываться не только средние соли, но и основные соли, количество которых на единицу меньше кислотности основания. Однокислотные основания основных солей не образуют.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток. Общая формула кислот – H_xR, где R – кислотный остаток, х– число атомов водорода, способных замещаться на атомы металла.

По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H₂SO₄ серная кислота, H₂SO₃ сернистая кислота, HNO₃ азотная кислота, H₃PO₄ фосфорная кислота, H₂CO₃ угольная кислота, H₂SiO₃ кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI йодоводородная кислота, H₂S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н (HNO₃)), двухосновные (с 2 атомами Н (H₂SO₄)) и многоосновные (с 3 атомами Н и больше(H₃PO₄)).

Амфотерные электролиты (Амфолиты) – это слабые электролиты, способные проявлять свойства как слабых кислот, так и слабых оснований в зависимости от природы вещества, с которым они вступают в кислотно-основную реакцию. Общая формула амфотерных оснований Me(OH)_x или H_xMeO_x. Один и тот же амфолит, взаимодействуя с сильной кислотой, реагирует как слабое основание, а в реакции с сильным основанием ведет себя как слабая кислота. Амфотерными электролитами являются гидроксиды некоторых металлов, например Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃ и аминокислоты, например глицин CH₂(NH₂)COOH и аланин CH₃CH(NH₂)COOH. Вода, которая способна как присоединить протоны, так и отщеплять их, также относится к амфолитам.

Подавляющее большинство солей – сильные электролиты. Лишь немногие соли, проявляя свойства слабых электролитов, диссоциируют обратимо и в несколько ступеней. К их числу относятся: хлорид цинка ZnCl₂, йодид цинка ZnI₂, хлорид кадмия CdCl₂, и др.

Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO₄ – сульфат кальция и т. д.

Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты. Отсюда различают следующие виды солей:

1) Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Общая формула средних солей – Me_xR_y, где Me – атом металла (исключение составляют соли аммония (NH4)_xR), R – кислотный остаток.: Na₂CO₃, KNO₃ и т. д.

2) Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Общая формула кислых солей – Me_x(H_yR)_z, где Me – атом металла, H_yR – кислотный остаток многоосновной кислоты. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO₃, NaH₂PO₄ и т. д.

3) Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO₃, KAl(SO₄)₂ и т. д.

4) Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками. Общая формула основных солей – [Me(OH)_x]_yR_z, где [Me(OH)_x] – основной остаток многокислотного основания, R – кислотный остаток: Аl(OH)SO₄ , Zn(OH)Cl и т. д.

5) Смешанные соли — соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl)(хлорид-гипохлорит кальция).

Номенклатура оксидов: название оксида химического элемента строится по принципу:

Название оксида = оксид + название химического элемента в родительном падеже + модуль степени окисления римскими цифрами. Например: CuO — оксид меди (II)

Номенклатура для оснований: название основания строится по следующему принципу:

Название основания = гидроксид + название металла в родительном падеже + модуль степени окисления римскими цифрами. Например: Cu(OH)₂ - гидроксид меди (II).

Номенклатура для кислот

Номенклатура кислот	Правило составления названия	Примеры
Бескислородная кислота	К названию неметалла с окончанием -о добавляется слово водородная	H2S - сероводородная НСl - хлороводородная
Кислородсодержащая; степень окисления соответствует номеру группы	Суффикс -ная или -вая	HN+5O3 - азотная H2Si+4O3 - кремниевая HCl+7O4 - хлорная
Кислородсодержащая; степень окисления ниже максимальной	Суффиксы -оватая, -истая, -оватистая	НСl+5O3 - хлорноватая НСl+3O2 – хлористая НСlO - хлорноватистая
Элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот	К названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс мета-; с большим — префикс орто-	H2SiO3 - метакремниевая H4SiO4 - ортокремниевая

Номенклатура для солей: названия средних солей состоят из двух частей: названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и катиона в родительном. Число катионов и анионов, как правило, не указывается. Если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то её указывают в скобках римской цифрой. Например, CuSO₄ – сульфат меди (II); NaCl – хлорид натрия.

Названия кислых солей образуются добавлением к аниону приставки гидро-, и, если необходимо, то с соответствующим числительным. Например, NaHSO₄ – гидросульфат натрия; KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия.

Названия основных солей образуются добавлением к аниону приставки гидроксо-, и, если необходимо, то с соответствующим числительным. Например, AlOHSO₄ – гидроксосульфат алюминия; Fe(OH)₂Cl – дигидроксохлорид железа (III).

Названия двойных солей состоят из двух частей: названия аниона в именительном падеже и катионов в родительном. Число катионов и анионов, как правило, не указывается. Если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то её указывают в скобках римской цифрой. Например, KAl(SO₄)₂ – сульфат алюминия – калия; NH₄MgPO₄ – фосфат магния – аммония; (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ – сульфат железа (II) – аммония.

Названия комплексных соединений состоят из двух частей: внутренней и внешней сферы, причем вся внутренняя сфера называется одним словом. Названия лигандов – анионов оканчиваются соединительной гласной -о-. При этом для одноэлементных анионов соединительная гласная -о- добавляется к корню названия элемента, например, Cl^- – хлоро-, а для многоэлементных кислородсодержащих анионов соединительная гласная присоединяется к традиционным или систематическим названиям анионов, например, SO₃^2- – сульфито-; ОН^- – гидроксо-; CN^- – циано-. Названия молекул, являющихся лигандами, оставляют без изменения, например, C₂H₄ – этилен; но Н₂О называют аква-, NH₃ – аммин-, СО – карбонил-.

При названии соединений с комплексным анионом комплексообразователь называют по-латински, добавляя суффикс -ат. Степень окисления комплексообразователя указывают римскими цифрами в скобках после названия комплексного аниона. Число лигандов обозначают с помощью греческих числительных: 1 – моно-, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Название катиона указывают в родительном падеже. Например, Na[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат натрия; K₃[Cu(CN)₄] – тетрацианокупрат (I) калия; (NH₄)₂[Hg(NCS)₄] – тетрароданомеркурат (II) аммония.

При названии соединений с комплексным катионом комплексообразователь называют по-русски в родительном падеже. Степень окисления комплексообразователя указывают римскими цифрами в скобках после названия. Название аниона указывают в именительном падеже. Например, [Ag(NH₃)₂]Cl – хлорид диамминсеребра (I); [Pt(NH₃)₃Cl]Cl – хлорид хлоротриамминплатины (II); [Co(H₂O)₆]Br₂ – бромид гексааквакобальта (II).

В названии комплексного соединения, состоящего только из внутренней сферы, степень окисления комплексообразователя не указывается, так как она однозначно определяется исходя из электронейтральности комплекса. Название комплексообразователя приводится по-русски в именительном падеже. Например, [Co(H₂O)₃F₃] – трифторотриаквакобальт.

Характеристика химических свойств

3. Типы химических реакций: присоединения, разложения, обмена и замещения; кислотно-основные равновесия, окислительно-восстановительные, комплексообразования.

Все химические реакции подразделяют на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, обычно подразделяют на четыре типа: 

Типы химических реакций:
соединения	разложения	замещения	ионного обмена
A + B = AB	AB = A + B	A + BC =AC + B	AB+CD = AD+CB
Пример: S + O2→ SO2	Пример: 2HN3→ H2 + 3N2	Пример: Fe + CuSO4→ Cu + FeSO4	Пример: H2SO4 +2NaCl→ Na2SO4 + 2HCl
Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное	Из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ	Атом простого вещества замещает один из атомов сложного	Сложные вещества обмениваются своими составными частями
Экзотермические	Эндотермические	-	-

Кислотно— основные равновесия

Кисло́тно-осно́вное равнове́сие — равновесие, в котором участвует протон (H+)

Согласно теории Бренстеда–Лоури кислоты – вещества или ионы, способные отдавать ион водорода (протон), основания – вещества или ионы, способные принимать протоны. Есть вещества, способные быть и донорами, и акцепторами протонов, их называют амфолитами. Кислоты и основания могут быть молекулярными, катионными и анионными.

Кислотно-основные свойства молекулы или иона проявляются в процессе взаимодействия с молекулами растворителя. Согласно протонной теории Бренстеда и Лоури, кислоты являются донорами протонов, а основания их акцепторами. Молекула растворителя, способная как присоединять, так и отдавать протоны, может выступать в качестве протонодонорной кислоты или протоноакцепторного основания. Такими амфипротонными растворителями могут быть вода, спирты, карбоновые кислоты и др.:

Константа равновесия реакции выражается уравнением:

Отсюда константа ионизации кислоты (константа кислотности) равна:

Для основания А- в растворе устанавливается следующее равновесие:

Отсюда константа ионизации основания (константа основности) равна:

Перемножив значения Ка и Кb, получим выражение, из которого становится очевидным соотношение между константой кислотности и основности для сопряженных кислотно-основных систем и константой автопротолиза растворителей (Кs)

В дальнейшем для упрощения написания химических реакций вместо иона оксония Н₃О⁺ используют ион Н⁺

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов. Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит в сопряженную восстановленную форму. Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель отдает электроны и переходит в сопряженную окисленную форму.

Комплексообразования

Комплексные соединения— это соединения (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.

Комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоциируют на комплексный малодиссоциирующий катион или анион. Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).

1) В названии комплексного соединения первым указывают отрицательно заряженную часть — анион, затем положительную часть — катион.

2) Название комплексной части начинают с указания состава внутренней сферы. Во внутренней сфере прежде всего называют лиганды — анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl⁻ — хлоро, CN⁻ — циано, SCN⁻ — тиоцианато, NO₃⁻ — нитрато, SO₃²⁻ — сульфито, OH⁻ — гидроксо и т. д. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква, для оксида углерода(II) — карбонил.

3) Число монодентатных лигандов указывают греческими числительными: 1 — моно (часто не приводится), 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Для полидентатных лигандов (например, этилендиамин, оксалат) используют бис-, трис-, тетракис- и т. д.

4) Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание -ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя.

5) После обозначения состава внутренней сферы называют внешнюю сферу.

6) В названии нейтральных комплексных частиц комплексообразователь указывается в именительном падеже, а степень его не указывается, так как она однозначно определяется, исходя из электронейтральности комплекса.

Примеры:

K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия

(NH₄)₂[PtCl₄(OH)₂] — дигидроксотетрахлороплатинат(IV) аммония

[Сr(H₂O)₃F₃] — трифторотриаквахром

[Сo(NH₃)₃Cl(NO₂)₂] — динитритохлоротриамминкобальт

[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂ — хлорид дихлоротетраамминплатины(IV)

[Li(H₂O)₄]NO₃ — нитрат тетрааквалития