- •Глава 1. Введение в химию 4
- •Глава 2. Электронное строение атомов 18
- •Глава 3. Химическая связь 33
- •Глава 4. Химическая термодинамика 53
- •Глава 5. Химическая кинетика 69
- •Глава 6. Растворы 83
- •Глава 7. Химические источники тока 113
- •Глава 8. Химические свойства элементов 132
- •Глава 9. Координационные соединения 162
- •Глава 1. Введение в химию
- •1.1. Понятие об атомах
- •1.2. Молекулы, радикалы и ионы
- •1.3. Номенклатура неорганических соединений
- •1.4. Законы стехиометрии
- •1.5. Химические реакции
- •Способы получения солей
- •Способы получения оксидов
- •Способы получения кислот
- •Способы получения оснований
- •Глава 2. Электронное строение атомов
- •2.1. Корпускулярно-волновые свойства частиц
- •2.2. Квантовые числа электрона
- •2.3. Заполнения атомных орбиталей
- •2.4. Электронные формулы элементов
- •2.5. Периодическая система элементов
- •2.5.1. Электронные конфигурации атомов периодической таблицы
- •2.6. Периодичность атомных характеристик
- •2.6.1. Ионные радиусы элементов
- •Глава 3. Химическая связь
- •3.1. Химическая связь
- •3.2. Типы химических связей
- •3.3. Современные представления о химической связи
- •3.3.1. Метод молекулярных орбиталей (ммо)
- •3.3.2. Двухатомные гомоядерные молекулы
- •3.3.3. Свойства двухатомных молекул p-элементов II периода
- •3.3.4. Многоатомные молекулы
- •3.3.5. Метод валентных связей (мвс)
- •3.3.6. Сравнительная характеристика ммо и мвс
- •3.3.7. Метод Гиллеспи–Найхолма
- •Глава 4. Химическая термодинамика
- •4.1. Введение в термодинамику
- •4.2. Энтальпия
- •4.3. Введение в термохимию
- •4.4. Закон Гесса
- •4.5. Энтропия
- •4.6. Энергия Гиббса
- •4.7. Химическое равновесие
- •4.8. Принцип Ле Шателье
- •4.8.1. Константы диссоциации кислот и оснований
- •4.8.2. Константы комплексообразования
- •Глава 5. Химическая кинетика
- •5.1. Скорость химических реакций
- •5.2. Закон действующих масс
- •5.3. Порядок химических реакций
- •5.4. Температура и скорость реакции
- •5.5. Катализ
- •5.6. Сложные реакции
- •5.6.1. Обратимые реакции
- •5.6.2. Последовательные реакции
- •5.6.3. Параллельные реакции
- •5.6.4. Цепные реакции
- •5.6.5. Фотохимические реакции
- •Глава 6. Растворы
- •6.1. Классификация растворов
- •6.2. Концентрация растворов
- •6.3. Растворы неэлектролитов
- •6.3.1. Закон Генри
- •6.3.3. Осмос
- •6.4. Растворы слабых электролитов
- •6.4.1. Водородный показатель pH
- •6.5. Растворы сильных электролитов
- •6.6. Кислотно-основные свойства химических соединений
- •6.7. Гидролиз солей
- •6.8. Произведение растворимости
- •6.9. Равновесие в гетерогенных системах
- •6.9.1. Диаграммы плавкости
- •Глава 7. Химические источники тока
- •7.1. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •7.2. Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Стандартный водородный электрод
- •7.2.1. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •7.3. Классификация электродов
- •7.3.1. Электроды первого рода
- •.3.2. Электроды второго рода
- •7.3.3. Ионоселективные электроды
- •7.4. Химические источники тока
- •7.4.1. Типы гальванических элементов
- •7.5. Электрохимическая коррозия
- •Глава 8. Химические свойства элементов
- •8.1.1. Водород и его соединения. Гелий
- •8.1.2. Водородные соединения
- •8.1.3. Оксиды, пероксиды и гидроксиды
- •8.2.1. Важнейшие характеристики p-элементов
- •8.2.2. Гидроксиды
- •8.2.3. Отличия соединений p-элементов второго и третьего периода
- •8.2.4. Водородные соединения
- •8.2.5. Оксиды, бориды, карбиды, силициды и нитриды
- •8.2.6. Интерметаллические соединения
- •8.2.7. Благородные газы
- •8.3.1. Соединения d-элементов с легкими неметаллами
- •8.4.1. Лантаноиды
- •8.4.2. Актиноиды
- •Глава 9. Координационные соединения
- •9.1. Общие сведения о координационных соединениях
- •9.2. Изомерия координационных соединений
- •9.3. Устойчивость координационных соединений в растворах
- •9.4. Химическая связь в координационных соединениях
- •9.4.1. Метод валентных связей
- •9.4.2. Теория кристаллического поля
- •9.4.3. Теория поля лигандов
- •9.5. Электронная конфигурация комплексообразователя
- •9.6. Реакции с участием координационных соединений
- •9.7. Координационные соединения p- и s-элементов
1.4. Законы стехиометрии
Основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. Стехиометрия включает в себя законы Авогадро, постоянства состава, кратных отношений, Гей-Люссака, эквивалентов и сохранения массы.
В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748, А. Лавуазье, 1789).
Закон сохранения массы веществ: Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции.
Для примера разберем процесс расстановки коэффициентов в реакции BF3 + NaBH4 = NaBF4 + B2H6. Обратите внимание на атомы фтора. Для того, чтобы их количество в правой и левой части совпадало, коэффициент при BF3 и коэффициент при NaBF4 должны относиться как 4/3 (*). Теперь посмотрим на атомы водорода. Чтобы их число в обеих частях совпадало, коэффициенты при NaBH4 и B2H6 должны относиться как 3/2 (**). При этом заметим, что коэффициент при NaBH4 должен быть равен коэффициенту при NaBF4 (***), чтобы уравнять количество атомов натрия в реагентах и продуктах. В результате мы можем взять коэффициент при BF3 взять равным 4, тогда условие (*) дает коэффициент при NaBF4 равный 3, условие (***) делает и коэффициент при NaBH4 равный 3, тогда по условию (**) перед B2H6 нужно поставить 2. Обратите внимание, что поскольку коэффициенты при всех продуктах и реагентах уже определены, количество атомов бора в левой и правой частях уравнялось автоматически. Второй пример – окислительно-восстановительная реакция взаимодействия KMnO4 с HCl. Исходные данные: в кислой среде присоединяя 5 электронов, восстанавлявается до Mn2+, а Cl–, как восстановитель, теряя один электрон, окисляется до свободного хлора Cl2. В соответствии с этим запишем две полуреакции:
восстановление: + 5e + 8 = + 4 O
окисление: 2 Cl– – 2e = Cl2
Коэффициенты в этих реакциях расставляем в соответствии с принципами, изложенными выше, учитывая, что полный электрический заряд в обеих частях полуреакции должен быть одинаков.
Число общих (принятых-отданных) электронов следует положить равным 10 (наименьшее общее кратное количеств электронов принятых в одной полуреакции и отданных в другой). В результате, домножая полуреакцию восстановления на 2, а полуреакцию окисления на 5 и складывая их, получим:
Условие электронейтральности каждого из веществ требует добавить в левую часть некоторое количество ионов калия и хлора, которые в продуктах дают KCl. Окончательно имеем:
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
В химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ. Взаимодействие водорода и кислорода с образованием воды может быть записано с помощью уравнения химической реакции
Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.
Закон постоянства состава (Ж. Пруст): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.
Такие соединения называют дальтонидами или стехиометрическими в отличие от бертолидов, состав которых зависит от способа получения. Такие соединения состоят не из молекул, а из атомов или ионов.
Закон кратных отношений (Д. Дальтон): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.
При взаимодействии азота с кислородом образуются пять оксидов. На 1 грамм азота в образующихся молекулах приходится 0,57, 1,14, 1,71, 2,28, 2,85 грамм кислорода, что соответствует отношением 2:1, 1:1, 2:3, 1:2, 2:5 в этих оксидах; их составы N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5.
Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.
Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.
Химический эквивалент
Закон простых объемных отношений (Ж. Гей-Люссак): При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Так, в реакции образования аммиака из простых веществ отношение объемов водорода, азота и аммиака составляет 3:1:2.
Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два следствия:
Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.
Число Авогадро – число частиц в моле любого вещества; NA = 6,02∙1023 моль–1.
Молярный объем – объем моля любого газа при нормальных условиях; равен 22,4 л∙моль–1.
Молярная масса (M) – масса одного моля вещества, численно совпадающая с относительными массами атомов, ионов, молекул, радикалов и других частиц, выраженных в г∙моль–1.