Конспект по неорганической химии

Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами.

Формулировка закона	Автор и дата открытия	Примечание
Закон сохранения массы
масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.	М.В. Ломоносов, 1748	H2 + Cl2 = 2HCl 2 г 77 г 79 г
Закон постоянства состава
всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.	Ж.Л. Пруст, 1789 Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой	Малахит добытый в Сибири и Испании имеет одинаковый состав
Закон эквивалентов
массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.	И. Рихтер, 1792-1794	Эквивалент – реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким–либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно–основных реакциях или одному электрону кислорода в окислительно–восстановительных реакциях.
Закон простых объемных отношений
при неизменных температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.	Ж.Л. Гей–Люссак, 1808 г	H2 + Cl2 = 2HCl 1 V 1V 2V
Закон Авогадро
в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (Т, р) содержится равное количество молекул.	А. Авогадро, 1811 г	При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем. При н.у. 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л (молярный объем газа, л/моль). Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молекулярных масс
Закон кратных отношений
В соединениях, образованных из двух элементов, массовое количество одного элемента, приходящееся на одно и то же массовое количество другого элемента, относятся между собой как небольшие целы числа	Дж. Дальтон (1883 г)	В соединениях СО и СО2 на одну массовую часть углерода приходятся разные массовые части кислорода, относящиеся между собой как 1:2

Вещество – это форма материи, состоящая из частиц, обладающих массой покоя. Каждое вещество имеет определенный состав. Оно состоит из молекул, атомов, ионов.

Молекула- это наименьшая частица вещества, которая сохраняет химические свойства данного вещества.

Химический элемент- это одинаковый вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра и присущим только ему строением электронных оболочек.

Атом- наименьшая частица хим.элементов, являющиеся носителями их хим. свойств.

Атомы строят из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него электронов (электронной оболочки).

Протон – стабильная элементарная частица, представляющая собой ядро атома легкого изотопа водорода ₁Н, его положительный заряд равен по абсолютной величине заряду электрона.

Нейтрон – элементарная незаряженная частица. Массы протонов и нейтронов практически одинаковы, масса протона больше массы электрона в 1864 раза.

Электрон- элементарная отрицательная частица, носитель наименьшей массы и наименьшего электрического заряда. Число электронов в атоме равно числу положительного заряда ядра, поэтому атом электронейтрален.

Изотопы – разновидность атомов одного и того же химического элемента, отличающиеся массовыми числами, но имеющие одинаковый заряд ядра.

Аллотропия – это способность химических элементов существовать в виде нескольких простых веществ.

Степень окисления - условный заряд атома в соединении. Бывает +, -, 0.

Атомно-молекулярная теория М.В. Ломоносова:

– все вещества состоят из молекул, атомов, ионов:

– атомы и молекулы находятся в непрерывном движении, их скорость возрастает с увеличением температуры;

– между молекулами в веществе существуют силы взаимного притяжения и отталкивания;

– простые вещества состоят из одинаковых атомов, а сложные – из разных атомов.

Атомная единица массы а.е.м. – равна 1/12 части массы атома углерода = 1,6606·10^-27 кг.

Относительная атомная масса Аr– показывает, во сколько раз масса данного элемента больше 1/12 части массы атома углерода ₁₂С, или одной атомной единицы массы.

Относительная молекулярная масса Мr- показывает, во сколько раз масса молекулы вещества больше 1/12 части массы атома углерода ₁₂С, или одной атомной единицы массы.

Массовая доля элемента ω – показывает, какую долю, часть масса данного элемента составляет от всей массы веществ.

Моль n- количество вещества, которое содержит столько структурных единиц сколько содержится атомов в углероде ₁₂ С массой 0,012 кг.

Главное квантовое число n определяет энергию электрона и размер электронного облака. Оно может принимать целочисленные значения от 1 до бесконечности. Наименьшее значение энергии Е соответствует n =1. Остальным квантовым состояниям отвечают более высокие значения энергии. Электроны, находящиеся на этих энергетических уровнях, менее прочно связаны с ядром. Для атома водорода квантовое состояние с n =1 соответствует его наименьшей энергии и называется основным. Состояния n = 2, 3, 4… называются возбужденными.

Орбитальное (побочное) квантовое число определяет орбитальный момент количества движения электрона и характеризует форму электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от 0 до (n-1). Магнитное квантовое число m_l характеризует пространственную ориентацию электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от до . Спиновое квантовое число m_s характеризует соответственно механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси. Оно может иметь только два значения: +1/2 или -1/2.

Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

При этом электроны размещаются согласно принципа минимальной энергии:

наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии.

Конкретная реализация этого принципа может быть осуществлена на основе правила Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального чисел (n+l);

при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n.

Последовательность заполнения энергетических подуровней в основном соответствует следующему ряду:

1s 2s 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p и т.д.

При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Радиус элементов имеют максимальное значение в начале периода, а затем несколько уменьшаются при переходе слева на право. Это связано с последовательным увеличением ядра и соответственно числа электронов. При переходе к новому периоду радиус вновь резко увеличивается, так как при этом появляется новый энергетический уровень. В группе радиусы атомов увеличиваются по мере возрастания заряда ядра.

Энергия ионизации, эВ, кДж/моль – энергия, затрачиваемая для отрыва электрона от атома и превращения последнего в соответствующий ион. Минимальное напряжение электрического поля, при котором начинается процесс ионизации, называется потенциалом ионизации. Внутри каждого периода слева на право наблюдается повышение ионизационных потенциалов. Здесь наименьшей энергией ионизации характеризуется щелочной металл, а наибольшей- благородные газы. В пределах одной и той же главной подгруппы с возрастанием заряда ядра наблюдается уменьшение энергии ионизации.

Сродство к электрону, эВ/атом, кДж/моль – энергия, выделяющаяся при присоединении к атому одного электрона, называется сродством к электрону. Свойство возрастает в периоде от металлов и достигает максимума у галогенов. В пределах подгрупп сверху вниз с увеличением заряда ядра сродство к электрону уменьшается.

Электроотрицательность - способность атомов притягивать к себе электроны, при образовании химических соединений. ЭО = I + Е. В пределах периодов с увеличением заряда ядра слева на право наблюдается последовательное увеличение ЭО: наименьшая ЭО у щелочных металлов, наибольшая – у галогенов. Внутри группы ЭО уменьшается.

Неметаллические элементы отличаются от металлических более высокими значениями энергии ионизации, сродство к электрону, ЭО.

По мере заполнения наружной оболочки у неметаллов внутри периодов уменьшаются атомы радиусов. У неметаллов на внешней оболочке число электронов равно 4,5,6,7,8.

Большинство элементов- металлы, 1, 2 группы, и побочные подгруппы 3-8 групп. На наружных оболочках они имеют 1,2,3 электрона. Число металлических элементов в периоде с ростом его порядкового номера увеличивается. Место нахождения – левый нижний угол ПС.

В правой верхней части системы находятся не металлы.

Металлические элементы от неметаллических отделены диагональной линией проходящей от бора к астату. Элементы на границе проявляют металлические и неметаллические свойства – их называют металлоиды.

Периодический закон: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер элементов.

Номер периода – показывает количество энергетических уровней в электронной оболочке.

Номер группы – число валентных электронов в атоме элементов данной группы и следовательно высшую степень окисления атома в соединениях.

Валентные электроны – это электроны последних энергетических уровней. Они имеют максимальную энергию и принимают участие в образовании химической связи.

Валентность – элемента определяется числом неспаренных электронов в атоме, поскольку они принимают участие в образовании химической связи между атомами в молекулах соединений.

Основное состояние атома – (состояние минимальной энергии) – соответствует положению атома в ПС.

Возбужденное- это его новое энергетическое состояние с новым распределением электронов в пределах валентного уровня.

Химическая связь – это совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом в новые устойчивые структуры. Образование ХС всегда сопровождается выделением энергии, а разрыв ХС требует затраты энергии.

Энергия связи- энергия, выделяющаяся в процессе образования связи и характеризующая прочность этой связи, кДж/моль.

Длина связи- расстояние между атомами.

Ковалентная связь- образуется между атомами элементов за счет образования общих электронных пар, ЭО которых одинаковы или различаются не слишком сильно.

Молекулярная орбиталь, в которой максимальная электронная плотность сосредоточена на прямой, соединяющей ядра атомов, называется σ – молекулярной орбиталью. Молекулярная орбиталь, возникающая в результате бокового перекрытия р-орбиталей взаимодействующих атомов называется π – связью.

Ковалентная связь образуется по двум механизмам: обменный и донорно-акцепторный.

Ковалентная неполярная – осуществляется общей электронной парой, при этом образуется симметричное облако. По характеру перекрывания электронных облаков различают σ – и π – связи.

Ковалентная полярная – образуется между атомами с различной ЭО.

Особенности ковалентной связи:

– кратность – характеризуется числом общих электронных пар;

– насыщаемость – каждый атом в соединении способен образовывать определенное число ковалентных связей;

– направленность – атомные орбитали, участвующие в образовании молекулярных орбиталей, имеют различную форму и разную ориентацию в пространстве.

– гибридизация – гипотетический процесс смешения различного типа, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с возникновением того же числа новых (гибридных орбиталей), одинаковых по энергии и форме;

- полярность;

– поляризуемость – способность электронной плотности связи смещаться под действием внешнего электрического поля и другого воздействия, приводящий к разрыву химической связи по гомолитическому или гетеролитическому механизму.

Ионная связь – образуется в результате электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Возникает между атомами сильно отличающих по ЭО.

Металлическая связь – это взаимодействие, удерживающее атомы металлов в одной кристаллической решетке.

Межмолекулярные взаимодействия – это типы взаимодействий между частицами, приводящие к образованию из них ассоциатов с достаточно определенной структурой. К ним относятся:

Водородная связь – возникает в тех случаях, когда атом водорода связан ковалентной связью с сильно ЭО атомом, что создает частичный положительный заряд на атоме водорода.

Гидрофобные взаимодействия – основаны не на притяжении, а на отталкивании гидрофобными (неполярными) группами или неполярными молекулами близко расположенных полярных молекул воды.

Кристаллические вещества – твердая фаза, состоит из атомов, молекул, ионов, которые образуют однородную структуру, характеризующуюся строгой повторяемостью одной и той же элементарной ячейки во всех направлениях. Силы взаимодействия между частицами настолько велики, что твердые вещества имеют форму и объем.

Ионная решетка – в узлах расположены ионы, соединены между собой ионной связью.

Ковалентная (атомная) решетка – в узлах расположены атомы, соединены ковалентными связями.

Молекулярная решетка – образована молекулами, связанными вандерваальсовыми силами.

Металлическая решетка – в узлах находятся катионы металла, которые окружены свободными электронами.

Особенности:

Анизотропия – неодинаковость всех или нескольких физических и химических свойств вещества по разным направлениям.

Полиморфизм – существование вещества в зависимости от условий в разных кристаллических структурах.

Изоморфизм – образование твердых растворов из веществ, имеющих одинаковую по числу каждого из типов образующих их частиц химическую формулу и общий тип кристаллической решетки.

Аморфные вещества – бесформенные вещества, отличающихся от кристаллических изотропностью свойств и фиксированной температурой плавления.

Изотропия – одинаковость физических и химических свойств тела или среды по всем направлениям.

Аморфные вещества менее устойчивы, поэтому любое аморфное тело сос временем может перейти в кристаллическое.

(виды кристаллов)

Жидкость имеет промежуточную природу между кристаллами и газом. Жидкость характеризуется наличием несвязанных небольших частиц и свободных полостей.

Жидкокристаллическое состояние – характеризуется упорядоченностью, промежуточной между кристаллом и жидкостью. Одновременно присутствуют свойства жидкости – текучесть и кристалла – анизотропность.

Жидкость – динамическая мезофаза.

Анизометрические молекулы – молекулы, характеризующиеся сильно увеличенными размерами вдоль одной или двух осей.

Газ – это сильноразряженная однородная система, состоящая из отдельных молекул, далеко отстоящих друг от друга, которую можно рассматривать как единую динамическую фазу.

Пар – это сильноразряженная неоднородная система, представляющая собой смесь из отдельных молекул и неустойчивых небольших ассоциатов, состоящих из этих молекул, которую можно рассматривать как совокупность динамических фаз.

Плазма – ионизированный газ, в котором объемные плотности положительных и отрицательных электрических зарядов равны.

Окислительно – восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов вследствие перераспределения электронов между ними.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом вещества, сопровождается повышением степени окисления.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомом вещества, сопровождающийся понижением степени окисления.

Окислитель – вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие электроны, т.е.

окислитель – акцептор электронов.

Восстановитель – вещество, в состав которого входят атомы, отдающие электроны, т.е. восстановитель - донор электронов.

Термодинамика – изучает законы, которые описывают энергетические превращения, сопровождающие физические, химические и биологические процессы.

Система – село или группа взаимодействующих тел, фактически или мысленно выделяемых из окружающей среды.

Гомогенная система – однородная, в ней нет частей, отличающихся по своим свойствам и разделенных поверхностью раздела.

Гетерогенная – разнородная система, состоящая из двух более частей, отличающихся по свойствам, между которыми есть поверхность раздела, где свойства системы резко меняются.

Изолированная система – характеризуется отсутствием обмена энергией и веществом с окружающей средой.

Закрытая система – обменивается с окружающей средой энергией, а обмен веществом исключен.

Открытая – обменивается с окружающей средой энергией и веществом, следовательно и информацией.

Равновесное состояние системы – описывается постоянством всех свойств во времени в любой точке системы и отсутствием потоков вещества и энергии в системе.

Стационарное состояние – описывается постоянством свойств во времени, которое поддерживается за счет непрерывного обмена веществом, энергией, информацией между системой и окружающей средой.

Переходное состояние – описывается изменением свойств системы в времени.

Процесс – это переход системы из одного состояния в другое, сопровождающийся необратимым или обратимым изменением хотя бы одного параметра, характеризующего данную систему.

Энергия – количественная мера интенсивности различных форм перемещения и взаимодействия частиц в системе, включая перемещение системы в целом и ее взаимодействие с окружающей средой. (кДж/моль).

Внутренняя энергия – представляет собой полную энергию системы, которая равна сумме потенциальной и кинетической энергии всех частиц системы, в том числе на молекулярном, атомном уровнях.

Работа – энергетическая мера направленных форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. Работа считается положительной, когда она совершается системой против внешних сил, при этом внутренняя энергия системы уменьшается.

Теплота – энергетическая мера хаотических форм движения частиц в процессе взаимодействия системы с окружающей средой. Теплота считается положительной, если она сообщается системе из вне, при этом внутренняя энергия возрастает.

Энтропия – характеризует меру неупорядоченности системы, неоднородность расположения и движения ее частиц.

Информация – мера организованности системы, упорядоченности расположения и движения ее частиц.

Энтальпия – характеризует энергетическое состояние системы при изобарно-изотермических условиях.

Энтальпия реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается при проведении химических реакций в изобарно - изотермических условиях и характеризует изменения энтальпии системы.

Экзо и эндо термические процессы.

Стандартная энтальпия образования простых веществ равна нулю.

Стандартная энтальпия образования сложного вещества равна энтальпии реакции получения 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных условиях.