- •Основные понятия химии. Классы неорганических соединений
- •Cодержание
- •Введение
- •1 Основные понятия и законы химии
- •1.1 Основные положения атомно-молекулярной теории
- •Количественно масса 1 моль вещества – масса вещества в граммах, численно равная его атомной или молекулярной массе.
- •1.2 Химический эквивалент
- •1Моль Са(он)2 2 эквивалента
- •1/2 Са(он)2 1 эквивалент
- •1). Определить степень окисления элемента образующего оксид.
- •2). По формуле оксида определить число атомов элемента образующего оксид и число атомов кислорода.
- •3). Определить молярную массу оксида:
- •5). Для других сложных веществ:
- •1.3 Степень окисления
- •Номер группы, в которой находится элемент, минус 8.
- •Примеры: а) Вычислить степень окисления хрома в хромовой кислоте h2CrO4 .
- •1.4 Химические реакции. Уравнения химических реакций
- •Классификация химических реакций
- •Вопросы и задачи для самоконтроля
- •1.5 Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения
- •2 Классы неорганических соединений
- •Простые вещества;
- •2.1 Оксиды
- •2.1.1 Основные оксиды
- •Химические свойства основных оксидов
- •2.1.2 Кислотные оксиды
- •Химические свойства кислотных оксидов
- •2.1.3 Амфотерные оксиды
- •Химические свойства амфотерных оксидов
- •2.2 Гидроксиды
- •2.2.1 Основания
- •Номенклатура (название) оснований:
- •Получение оснований
- •Получение труднорастворимых оснований
- •Химические свойства оснований
- •2.2.2 Кислородные кислоты
- •Номенклатура (название) кислот
- •Получение кислот
- •Химические свойства кислот
- •2.2.3 Амфотерные гидроксиды
- •Получение амфотерных гидроксидов
- •Химические свойства амфотерных гидроксидов
- •2.3 Соли
- •2.3.1 Средние (или нормальные) соли
- •Номенклатура (название) средних солей
- •Способы получения средних солей
- •Химические свойства средних солей
- •2.3.2 Кислые соли
- •Номенклатура (название) кислых солей
- •Способы получения кислых солей
- •Химические свойства кислых солей
- •2.3.3 Основные соли
- •Номенклатура (название) основных солей
- •Способы получения основных солей
- •Химические свойства основных солей
- •2.3.4 Двойные соли
- •2.3.5 Смешанные соли
- •2.3.6 Комплексные соли
- •Рассмотрим состав комплексных солей:
- •Названия электронейтральных комплексов:
- •2.4 Бинарные соединения
- •2.5 Генетическая связь между классами неорганических соединений
- •2.6 Лабораторные работы
- •2.6.1 Техника безопасности и основные требования при работе в химической лаборатории
- •При возникновении несчастных случаев сразу же поставить в известность преподавателя или лаборанта обслуживающего лабораторную работу.
- •2.6.2 Вопросы для рассмотрения основных понятий и определений
- •2.6.3 Получение оксидов и определение их свойств
- •2.6.4 Получение амфотерных гидроксидов и определение их свойств
- •2.6.5 Получение солей и их свойства
- •2.6.6 Вопросы и задачи для практического занятия
- •2.7 Вопросы и задачи для самостоятельной работы
- •2.8 Входной тестовый контроль Вариант № 1
- •Выберите правильный ответ:
- •1) Основным оксидам; 3) амфотерным оксидам;
- •2) Кислотным оксидам; 4) безразличным оксидам.
- •Вариант № 2
- •Выберите правильный ответ:
- •Вариант № 3
- •Выберите правильный ответ:
- •2) Кислотные свойства; 4) свойства сильных электролитов.
- •Вариант № 4
- •Выберите правильный ответ:
- •2) Кислотные свойства; 4) свойства безразличного оксида.
- •2.9 Задания для контрольной работы
- •1. Назовите перечисленные ниже соединения Вариант:
- •2. Составьте молекулярные и ионные уравнения, характеризующие способы получения и свойства соединений Вариант:
- •Вариант:
- •4. Составьте уравнения всех возможных реакций, протекающих между веществами Вариант:
- •5. Осуществите следующие превращения Вариант:
- •Темы реферативных работ
- •Рекомендуемая литература Основная литература:
- •Дополнительная литература:
- •Список использованных источников
- •Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •Ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов)
- •Меры первой помощи при возможных несчастных случаях при выполнении лабораторной работы
- •Термины и определения в химии (номенклатура неорганических соединений июпак) (глоссарий)
- •Основные понятия химии. Классы неорганических соединений
- •426069, Г. Ижевск, ул. Студенческая, 11
1 Основные понятия и законы химии
В ходе своего развития химия как наука сформировала целую систему основных понятий и законов, без четкого овладения которыми успешное изучение химии невозможно.
Основополагающими понятиями химии являются: атом, молекула, химический элемент, вещество, атомная масса, молекулярная масса, моль, химическая реакция.
На понятиях «атом» и «молекула» основано атомно-молекулярное учение, являющееся фундаментом современных представлений о веществе – главном объекте изучения в химии.
1.1 Основные положения атомно-молекулярной теории
Основы атомно-молекулярной теории создали русский ученый М.В.Ломоносов (1741 г.) и английский ученый Дж. Дальтон (1808 г.).
Атомно-молекулярная теория – это учение о строении вещества, основными положениями которого являются:
1. Все вещества состоят из молекул и атомов. Молекула – это наименьшая частица вещества, которая способна существовать самостоятельно и не может дробится дальше без потери основных химических свойств данного вещества. Химические свойства молекулы определяются её составом и химическим строением.
2. Молекулы находятся в непрерывном движении. Молекулы двигаются беспорядочно и непрерывно. Скорость движения молекул зависит от агрегатного состояния веществ. С повышением температуры скорость движения молекул увеличивается.
3. Молекулы одного и того же вещества одинаковы, а молекулы различных веществ отличаются массой, размерами, строением и химическими свойствами. Каждое вещество существует до тех пор, пока сохраняются его молекулы. Как только молекулы разрушаются, перестает существовать и данное вещество: возникают новые молекулы, новые вещества. При химических реакциях молекулы одних веществ разрушаются, образуются молекулы других веществ.
4. Молекулы состоят из более мелких частиц – атомов. Атом – это наименьшая частица химического элемента, которую нельзя разложить химическим путем.
Следовательно, атом обуславливает свойства элемента.
Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Химическим элементом называется вид атомов, характеризующихся определенной совокупностью свойств.
В настоящее время элемент определяется как вид атомов, обладающих одинаковым зарядом ядра.
Вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента, называются простыми веществами (С, Н2, N2, О3, S8 и т.д.).
Вещества, молекулы которых состоят из атомов двух или более элементов, называются сложными веществами (H2O, H2SO4, KHCO3 и т.д.). Существенное значение имеет число и взаимное расположение атомов в молекуле.
Способность атомов одного и того же элемента к образованию нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам называется аллотропией, а образовавшиеся вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями, так например, элемент кислород образует две аллотропные модификации: О2 – кислород и О3 – озон; элемент углерод – три: алмаз, графит и карбин и т.д.
Явление аллотропии вызывается двумя причинами: различным числом атомов в молекуле (кислород О2 и озон О3), или образованием различных кристаллических форм (алмаз, графит и карбин).
Элементы принято обозначать химическими знаками. Следует всегда помнить, что каждый знак химического элемента обозначает:
1. название элемента;
2. один атом его;
3. один моль его атомов;
4. относительную атомную массу элемента;
5. его положение в периодической системе химических элементов
Д.И. Менделеева.
Так, например, знак S показывает, что перед нами:
1. химический элемент сера;
2. один атом его;
3. один моль атомов серы;
4. атомная масса серы равна 32 а. е. м. (атомная единица массы);
5. порядковый номер в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева 16.
Абсолютные массы атомов и молекул ничтожно малы, поэтому для удобства массу атомов и молекул выражают в относительных единицах. В настоящее время за единицу атомных масс принята атомная единица массы (сокращенно а. е. м.), представляющая собой 1/12 часть массы изотопа углерода 12С, 1 а. е. м. составляет 1,66 × 10-27 кг.
Атомной массой элемента называется масса его атома, выраженная в а. е. м.
Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы изотопа углерода 12С.
Относительная атомная масса величина безразмерная и обозначается Аr,
например, для водорода
для кислорода .
Молекулярная масса вещества – это масса молекулы, выраженная в а. е. м. Она равна сумме атомных масс элементов, входящих в состав молекулы данного вещества.
Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы изотопа углерода 12С. Она обозначается символом Мr. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс элементов, входящих в молекулу с учетом количества атомов. Например, относительная молекулярная масса ортофосфорной кислоты Н3РО4 равна массе атомов всех элементов, входящих в молекулу:
Мr(Н3РО4) = 1,0079 × 3 + 30,974 × 1 + 15,9994 × 4 = 97, 9953 или ≈ 98
Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1 а. е.м.
Наряду с единицами массы, в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем (сокращенное обозначение «моль»).
Моль вещества – количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится в 12 г (0,012 кг) изотопа углерода 12С.
Зная массу одного атома углерода 12С (1,993 × 10-27 кг), можно вычислить число атомов в 0,012 кг углерода:
Число частиц в моле любого вещества одно и то же. Оно равно 6,02 × 1023 и называется постоянной Авогадро или числом Авогадро (NА).
Например, в трёх моль атомов углерода будет содержится
3 × 6,02 × 1023 = 18,06 × 1023 атомов
Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкретном случае точно указать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, следует различать моль атомов водорода Н, моль молекул водорода Н2, моль ионов водорода илиОдин моль частиц имеет определенную массу.
Молярная масса – это масса одного моля вещества. Обозначается буквой М.
Молярная масса численно равна относительной молекулярной массе и имеет единицы измерения г/моль или кг/моль.
Масса и количество вещества – понятие разные. Масса выражается в кг (г), а количество вещества – в молях. Между массой вещества (m, г), количеством вещества (n, моль) и молярной массой (М, г/моль) существуют соотношения:
n =, г/моль; М =, г/моль; m = n × M, г.
По этим формулам легко вычислить массу определенного количества вещества, молярную массу вещества или количества вещества.
Пример 1. Чему равна масса 2 моль атомов железа?
Решение: Атомная масса железа равна 56 а.е.м. (округленно), следовательно, 1 моль атомов железа весит 56 г, а 2 моль атомов железа имеют массу 56×2 =112 г
Пример 2. Сколько моль гидроксида калия содержится в 560 г КОН?
Решение: Молекулярная масса КОН равна 56 а.е.м. Молярная = 56 г/моль. В 560 г гидроксида калия содержится: 10 моль КОН. Для газообразных веществ существует понятие молярный объёмVm. Согласно закону Авогадро моль любого газа при нормальных условиях (давление 101,325 кПа и температуре 273К) занимает объем 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом (его занимают 2 г водорода (Н2), 32 г кислорода (О2) и т.д.
Пример 3. Определить массу 1 л оксида углерода (ΙV) при нормальных условиях (н. у.).
Решение: Молекулярная масса СО2 равна М = 44 а.е.м., следовательно, молярная масса равна 44 г/моль. По закону Авогадро один моль СО2 при н.у. занимает объем 22,4 л. Отсюда масса 1 л СО2 (н. у.) равна г.
Пример 4. Определить объём, занимаемый 3,4 г сероводорода (Н2S) при нормальных условиях (н.у.).
Решение: Молярная масса сероводорода равна 34 г/моль. Исходя из этого, можно записать: 34 г Н2S при н.у. занимает объем 22,4 л.
3,4 г ________________________ Х л,
отсюда Х = л.
Пример 5. Сколько молекул аммиака содержится:
а) в 1 л б) в 1 г ?
Решение: Число Авогадро 6,02 × 1023 указывает на количество молекул в 1 моле (17 г/моль) или в 22,4 л при н.у., следовательно, в 1 л содержится
6,02 × 1023 × 1 = 2,7 × 1022 молекул.
22,4
Число молекул аммиака в 1 г находим из пропорции:
17 г содержат 6,02 × 1023 атомов
1г Х,
отсюда Х = 6,02 × 1023 × 1 = 3,5 × 1022 молекул.
17
Пример 6. Какова масса 1 моль воды?
Решение: Молекулярная масса воды H2O равна 18 а.е.м. (атомная масса водорода – 1, кислорода – 16, итого 1 + 1 + 16 = 18). Значит, один моль воды равен по массе 18 граммов, и эта масса воды содержит 6,02 × 1023 молекул воды.