Основные химические понятия

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Предмет химии. Основные химические понятия.

Современная химия - одна из естественных наук и представляющая собой систему отдельных научных дисциплин: общей и неорганической, аналитической, органической, физической и коллоидной, геохимии, космохимии и т. д.

Химия изучает материальный мир во всем многообразии форм его существования и превращений.

Материя - это объективная реальность, существующая независимо от нашего сознания и данная нам в ощущениях.

Известны две формы существования материи - вещество и поле.

Вещество - материальное образование, состоящее из элементарных частиц, имеющих собственную массу или массу покоя. К элементарным частицам с конечной массой покоя относятся электроны и позитроны (лептоны), протоны и нейтроны (нуклоны), промежуточные по массе между лептонами и нуклонами - мезоны, гипероны и другие тяжелые частицы - барионы.

Все вещества состоят из атомов, следовательно, из электронов, протонов и нейтронов. Химия изучает первую форму существования материи - вещество.

Химия - это наука, изучающая свойства и превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и строения (наука о веществах и их превращениях).

Вторая форма существования материи - физическое поле - материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие частиц, не является непосредственным объектом химии. Специфика химической формы движения материи - изменение состава вещества.

«Химию называют наукой о качественных изменениях тел, происходящих под влиянием изменения количественного состава» (Энгельс).

Химия тесно связана с другими естественными науками - физикой, биологией, математикой, геологией.

На границе между геологией и химией возникла геохимия, изучающая распространенность и миграцию химических элементов на Земле. На стыке химии, биологии и геологии возникла биогеохимия, изучающая геохимические процессы с участием живых организмов.

Основатель научной химии М.В. Ломоносов говорил: «Химик без знания физики подобен человеку, который всего должен искать ощупом. И сии две науки так соединены между собою, что одна без другой в совершенстве быть не могут».

Доказательство этому - процветание в наше время физической химии и химической физики. Тесно соприкасается химия с биологией. На уровне молекулярной биологии целиком и полностью оправдываются слова Энгельса о том, что биология - химия белка. Яркое доказательство взаимосвязи - зарождение и бурное развитие биохимии, бионеорганической химии, биоорганической химии и др.

Нет ни одной отрасли народного хозяйства, где бы не использовались достижения химии. Химическая промышленность выпускает пластические массы, искусственные волокна, синтетический каучук, красители, минеральные удобрения, лекарственные препараты и многое другое.

Химизация народного хозяйства - это внедрение методов химической технологии и продуктов химической промышленности в народное хозяйство с целью его интенсификации и повышения эффективности. В настоящее время создана единая специализированная агрохимическая служба страны, которая занимается применением химических продуктов и средств. Это минеральные удобрения и пестициды - химические средства защиты растений и животных от вредителей и болезней. Это химическая мелиорация - известкование кислых и гипсование засоленных почв, это кормовые добавки в животноводстве и консерванты для сохранения продуктов. Это применение полимерных плёнок и технологии закрытого грунта, химический контроль сельхозугодий, санитарно-химический анализ сельхозпродукции.

В сельском хозяйстве широко применяются минеральные удобрения - соединения, содержащие необходимые для питания растений элементы, используемые для повышения плодородия почвы. Промышленность выпускает азотные, фосфорные, калийные и комплексные удобрения, соединение нескольких питательных компонентов и микроудобрения (соединения B, Сu, Zn, Ni, Mo, Mn, Со).

Широко внедрены пестициды - средства защиты растений от вредителей и болезней и гербициды - средства борьбы с сорняками.

К числу основополагающих обобщений химии и естествознания относятся: атомно - молекулярная теория, закон сохранения массы и энергии, периодический закон, теория химического строения.

Основные понятия химии даны в атомно-молекулярной теории, создателем которой является М.В. Ломоносов (1742 г.) и английский ученый Джон Дальтон, и они по праву считаются основателем научной химии.

Основные положения атомно-молекулярной теории:

1. Все вещества состоят из молекул, атомов или ионов. Молекула - это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы находятся в постоянном хаотическом вижении, 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 (Fe, Si, H₂, F_2, N₂), молекулы сложных веществ - из различных атомов(CO₂, C₆H₆, NaCI). Простые вещества - гомосоединения, сложные - гетеросоединения в агрегатном состоянии устойчивом при стандартных условиях.

5. Атомом называется наименьшая частица химического элемента.

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

В настоящее время известно около 118 элементов, из них в природе существует 88, а остальные получены искусственным путем. Число существующих простых веществ около 400, больше числа элементов, что объясняется явлением аллотропии.

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 О₂ - кислород, О₃ - 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:

Na⁰ - 1e^- = Na⁺

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

Cl⁰ + 1e^- = Cl^-

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 • 10^-27 до 4,27 • 10^-25кг. Например,

m (H) = 1,67 • 10^-27 кг;

m (O) = 2,66 • 10^-26 кг;

m (C) = 1,993 • 10^-26 кг.

В химии пользуются не их абсолютными значениями масс (m_а), а относительными (Аr, где r означает «относительный» - от английского relative).

Относительной атомной массой химического элемента называется отношение массы его атома к 1/12 массы изотопа углерода - ¹²С. 1/12 массы атома изотопа принята за атомную единицу массы (а. е. м.).

1а.е.м. = 1/12m_а(С) = 1,993 • 10^-26/12 =1,667?10^-27кг

В соответствии с этим:

m_a(H) 1,674 • 10^-27кг

Ar (Н) = ----------- = ------------------- = 1,0079

1/12m_a(C) 1,667 • 10^-27кг

m_a(O) 2,66 • 10^-26

Аr (О) = -------------- = ------------------------- = 15,999

1/12m_a(C) 1,667 • 10^-27

Относительная атомная масса - величина безразмерная.

Относительная атомная масса показывает во сколько раз масса атома данного элемента больше 1/12 массы изотопа углерода. ¹²С. Например, относительная масса железа равна 56. Это означает, что атом железа ⁵⁶Fе в 56 раз тяжелее 1/12 массы атома углерода.

Единицей измерения количества вещества является Моль.

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 ¹²С.

Число атомов (N_А) в 0,012 кг углерода (т. е. в 1 моль) легко определить, зная массу атома углерода - 1,993?10^-26 кг

0,012 кг/моль

N_А = ------------------------- = 6,02 • 10 ²³ моль^-1

1,993 • 10 ^-26 кг

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 = - г/моль или кг/моль

n

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

Например, относительная молярная масса

Н₂ - 2,0158 2,0158 г./моль

(NH₄)₂CO₃ - 96,086 96,086 г./моль

Основные стехиометрические законы химии

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

а) закон сохранения массы и энергии.

Несмотря на то, что еще в 1760 году Ломоносов по существу сформулировал единый закон массы и энергии, до начала ХХ века эти законы рассматривались независимо друг от друга. Химия в основном имела дело с законом сохранения массы, а физика - с законом сохранения энергии. В 1905 году основоположник современной физики Альберт Эйнштейн показал, что между массой и энергией существует взаимосвязь, количественно выражаемая удивительным по простоте уравнением

Е = m • с²

где: Е - энергия;

m - масса

с - скорость света в вакууме (3 • 10⁸ м/сек.)

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.

С позиций атомной теории этот закон вполне понятен. При химической реакции количество атомов до и после реакции остается одинаковым. Это видно из следующего примера:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

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

NaOH + HCl = NaCl +H₂O +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

E 57,53 • 10³

m = - = ------------------ = 6,39• 10^-13 кг

c² (3 • 10⁸)²

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.

б) 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.

В качестве примера рассмотрим состав воды: качественный ее состав - она состоит из кислорода и водорода, количественный состав - 88,89 % и 11,11 %, соответственно.

Она имеет выше приведенный состав независимо от того, как она получена: синтезом из водорода и кислорода, реакцией нейтрализации или из кристаллогидратов.

Оксид углерода (II) СО содержит - 42,88 % (масс) С, 57,12 % (масс) О

Оксид углерода(IV) СО₂ содержит - 27,29 % (масс) С, 72,71 % (масс) О

Однако постоянный и неизменный химический состав наблюдается только для молекул (NH₃, SO₂), а также кристаллов с молекулярной структурой.

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 (Н₂О и NаCl - раствор).

Вещества постоянного состава называются дальтонидами (в честь Дальтона), а переменного состава - бертоллидами (в память Бертолле).

Состав дальтонидов выражается формулами с целочисленными стехиометрическими индексами (HCl, CH₄, Н₂О), а бертоллиды - с дробными стехиометрическими индексами. Оксид ванадия (II) может иметь, в зависимости от условий получения, состав от VO_0,9 до 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 Fе_1-хО, х < 1, т. е. в зависимости от условий можно получить оксиды железа состава Fе_0,93О или Fе_0,89О.

Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях. В этом случае можно говорить об их эквивалентности (равноценности) при образовании химических соединений.

в) 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

Масса кислорода на 1г азота

Отношение массы кислорода, приходящейся на 1г азота к 0,5714 (N₂O)

N₂O (1• 16): (2• 14) = 0, 5714

NO (1• 16): (1• 14) = 1,428

N₂O₃ (3• 16): (2• 14) = 1,7143

NO₂ (2• 16): (1• 14) = 2,2857

N₂O₅ (5 16): (2• 14) = 2,8571

1:2:3:4:5

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

г) закон эквивалентов

Одновременно с законом кратных отношений был сформулирован 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 ѓ_экв.(х) или 1/Z число, равное той доле частице Х, которая является эквивалентом вещества в данной реакции. (ѓ_экв ? 1)

ѓ_экв рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов реакции.

Например:

(1) H₂S + 2NaOH = Na₂S +H₂O ѓ_экв(H₂S) =1/2

В этом случае одному катиону H⁺ эквивалентна условная частица, равная 1/2 молекулы H₂S (участвуют оба иона водорода каждой молекулы).

(2) H₂S + Na OH = NaHS +H₂O ѓ_экв.(H₂S) =1

Одному иону H⁺ эквивалентна реальная частица - молекула H₂ S (в молекуле H₂S замещается только один катион водорода).

Количество моль - эквивалентов измеряется в молях, как любое количество вещества. Масса 1 моль эквивалента, молярная масса эквивалента, равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества

M(ѓ_экв(х) х) = ѓ_экв(х) • М(х)

Так, молярная масса эквивалента иона алюминия

М (1/3Аl⁺³) =1/3 • 27 = 9 г/моль

Количествомоль - эквивалентов можно определить по формуле

m

n_экв= -----

M_экв

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

Например:

М_экв(С) в = 12 • 1/2 = 6 г/моль

М_экв(С) в = 12 • 1/4 = 3 г/моль

Постоянными являются эквиваленты М_э(Н) = 1,008 г./моль М_э(О) = 8 г/моль, М_э (Аl) = 9 г/моль, М_э(Са) = 20 г./моль.

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

;

Мэ = ,

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. (H⁺, OH^-, Kat⁺ⁿ, An^-n)

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

NaH⁺ SO₄ + NaCl = Na₂SO₄ + HCl

ѓэ NaHSO₄ = 1

ZnOH^-NO₃ + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

ѓэ ZnOHNO₃ =1

H₂SO₄ + NaCl = NaHSO₄ + HCl

ѓэ HSO₄ = 1

NaHCO₃ + CaSO₄ = CaCO₃юv + NaHSO₄

ѓэ NaHCO₃ = 1/2

Fe(OH)₂Cl + 2HCl = FeCl₃ +2H₂O

ѓэ Fe(OH)₂Cl =1/2

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ +2H₂O

ѓэ H₂SO₄ =1/2

AlOH ^- SO₄^-2 + 3HCl = AlCl₃ + H₂SO₄ + H₂O

ѓэ AlOHSO₄ =1/3

Al(OH)₃ + 3HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3H₂O

ѓэ Al(OH)₃ = 1/3

KAl(SO₄₎₂ + 2BaCl ₂ = KCl + AlCl₃ + 2BaSO₄v

ѓэKAl(SO₄)₂ = 1/4

1) для кислот: ѓ_экв равен единице, деленной на основность кислоты, которая определяется числом ионов водорода

1/Z = ѓ_экв(HCl) = 1

1/Z = ѓ_экв(H₂ SO₄) = 1/2

1/Z = ѓ_экв(H₃ PO₄) = 1/3

Молярная масса эквивалента кислоты равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу кислоты

М_к

М_экислоты = ѓ_экв•М_к = -

Nн⁺

где: М_к - молекулярная (формульная) масса кислоты

Nн⁺ - число атомов водорода, способных замещаться на металл.

Пример: М_э (H₂SO₄) = 1/2 • 98 = 49 г./моль

Молярная масса эквивалента кислоты может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов водорода и кислотного остатка: М_э (H₂SO₄) = М_э(Н⁺) + М_э(SO₄^2-) = 1 + 48 = 49 г./моль

2) для основанийѓ_эквравен единице, деленной на кислотность, равную числу гидроксогрупп, вступающих в реакцию

ѓ_экв(NaOH) =1/Z (NaOH) = 1

ѓ_экв(Ca(OH)₂) = 1/Z (Ca(OH)₂) = Ѕ

Молярная масса эквивалента основания равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу основания

М_осн

М_э основания = ѓ_экв•М_осн = -

Nон^-

Пример М_э[Cr(OH)₃ ] = 1/3 • 103 = 34,3 г/моль

Молярная масса эквивалента основания может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов металла и гидроксогруппыМ_э[Cr(OH)₃ ] = 52/3 + 17 = 34,3 г/моль

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

ѓ_экв (Na₂SO₄) = 1/Z (Na₂SO₄) =1/2

ѓ_эквAl₂(SO₄)₃ = 1/2 • 3

Молярная масса эквивалента соли равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу соли

М_э соли = ѓ_экв соли • М_с =

N_ме - число атомов металла

- степень окисления металла

3 4 2

М_эAl₂(SO₄)₃= - = 57 г./моль

2 • 3

Молярная масса эквивалента соли может быть рассчитана как сумма молярных масс металла и кислотного остатка

М_эAl₂(SO₄)₃ = 27/3 +48 = 57г/моль

4) для оксидовѓ_экв равен единице, деленной на произведение числа атомов кислорода на степень окисления кислорода

ѓ_экв (H₂O) = 1/Z (H₂O) = 1/2

ѓ_экв (SO₂) = 1/Z (SO₂) = 1/4

1

ѓ_экв(Mn₂O₇) = -

7• 2

Молярная масса эквивалента оксида равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу оксида

М окс

М_эоксида =ѓ_экв•М_окс = -

No • n_oО.

где: Nо - число атомов кислорода

nоО - степень окисления кислорода в оксиде, которая равна всегда - 2.

Мокс

М_э оксида = -

Nо • 2

Например:

222

Мэ (Mn₂O₇) = -------- = 15,9 г/моль

7 • 2

Молярная масса эквивалента оксида может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов элемента и кислорода Мэ (Mn₂O₇) = 55/7 + 8 = 15,9 г/моль

В ОВР для определения ѓ_экв необходимо единицу разделить на число отданных или присоединенных электронов.

Вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

4 экв 4 экв 4 экв

В 1792 г. немецким физиком Рихтером был сформулирован закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ (m₁, m₂) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (М_Э1, М_Э2)

m₁ Mэ₁ m₁ m₂

- = - < = > - = -

m₂ М_Э2 M_Э1 М_Э2

Из математической записи закона эквивалентов следует, что количество моль - эквивалентов веществ в реакции равны между собой n_экв1 = n_экв2

Для реакций с участием газов используют молярный объем эквивалента - это объем, занимаемый 1 моль-эквивалентом газа.

Так, М_Э(Н) = 1г/моль, если моль газа 2г/моль занимают V=22,4 л, то 1 эквивалент - в два раза меньший объем, равный 11,2 л.

V_ЭКВ (Н₂) = 22,4: 2 = 11,2 л.

Аналогично М_ЭКВ(О)= 1/4М(О₂) = 32: 4 = 8г/моль, отсюда

V_э(О₂) = 22,4: 4 = 5,6 л.

Тогда математическая запись закона через эквивалентный объем:

m_в-ва V_газа m_в-ва М_Эв-ва

----- = ------- <=> --------- = ----------

M_Эв Vэ_газа V_газа V_Эг

Газовые законы

a) зако объемных отношений.

Для реакций веществ, находящихся в газовом состоянии и дающих газообразные продукты, действителен не только закон эквивалентов, определяющий отношение масс, но и 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: 2СО + О₂ > 2СО₂

Отношение объемов равно:

V (CO):V(O₂): V(CO₂) = 2: 1: 2

б) 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 (V_м) и имеет размерность (л/моль)

Vм = 22,4 л/моль, тогда количество вещества газа определяется по формуле

 V_г

n_г = -,

V_м

где V_г - объем газа

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

m₁ M₁

- = - = D₂

m₂ M₂

это отношение называется относительной плотностью первого газа по второму (D₂).

D₂= m₁/m₂ = M₁/M₂, откуда

М₁= D₂ • М₂.

Например, плотность кислорода по водороду D_Н2= 32/2=16;

М_О2= 2 •D_Н2=2 • 16=32г/моль

При использовании плотности по воздуху D_возд говорят о средней молярной массе воздуха (29г/моль), так как воздух является смесью газов (М₁=29 •D_возд).

в) объединенный газовый закон:

термин «объединенный» означает, что данный закон является объединением двух законов;

1) закон Бойля - Мариотта: при постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится, т. е. P • V = const

2) закон Гей - Люссака: при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально температуре т. е. V/Т = const

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

P_O · V_O P · V

- = -

T_O T

Если в это выражение подставить значения P_O, V_O и Т_О, соответствующие объему 1 моль газа при н.у. (22,4 л), то P_OV_O/ T_O становится постоянным для всех газов. Это соотношение обозначается Rи называется универсальной газовой постоянной. Числовые значения R зависят от того, в каких единицах выражены объем и давление.

P_O =101325 Па, V_O = 22,4 • 10^-3м³, T_O = 273 К

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

P_OV_O 1,01325 • 10⁵ Па • 22,4 • 10^-3 м³

R= ---------- = ------------------------------------------- = 8,31Дж/моль•К

T_O моль • 273 К

с учетом R уравнение состояния идеального газа принимает вид

P • V = R• T - для количества газа n = 1 моль

P • V = n • RT - для количества газа n моль n= m/M, тогда выражение уравнения состояния идеального газа или, иначе, уравнение Клапейрона - Менделеева имеет вид:

 m

P • V = - R• T

M

Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания и соли. Номенклатура неорганических соединений.

Оксиды_ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам отвечают основания, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и основные свойства.

Примерами основных оксидов могут служить оксид кальция СаО и оксид магния MgO. Оксид кальция взаимодействует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)₂:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂.

Оксид магния малорастворим в воде; однако ему соответствует основание - гидроксид магния Mg(OH)₂, который можно получить из оксида магния косвенным путем.

Примерами кислотных оксидов могут служить триоксид серы SO₃ и диоксид кремния SiO₂. Первый из них взаимодействует с водой, образуя серную кислоту H₂SO₄:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄

Диоксид кремния с водой не взаимодействует, но ему соответствует кремниевая кислота H₂SiО₃, которую можно получить из SiO2 косвенным путем.

Кислотные оксиды можно получить из кислот, отнимая от них воду. Поэтому их называют также ангидридами кислот или просто ангидридами.

К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N₂О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду.

Существуют различные номенклатуры оксидов. До сих пор в промышленности могут использоваться устаревшие термины русской номенклатуры.

Согласно международной номенклатуре (которой пользуются в настоящее время и отечественные химики) все соединения элементов с кислородом (за исключением пероксидов) называются оксидами. При этом для элементов переменной валентности в скобках римскими цифрами указывается валентность, которую элемент проявляет в данном оксиде. Так, СаО называется оксид кальция, а Сu₂О и СuО - оксид меди (I), оксид меди (II). По отечественной номенклатуре оксиды состава ЭО₂ или ЭО₃ называют также, соответственно, диоксидами и триоксидами.

Иногда оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, назывались закисями (Сu₂О - закись меди, N₂O - закись азота), а кислотные оксиды - ангидридами соответствующих кислот (N₂O₅ - азотный ангидрид, Мn₂O₇ - марганцовый ангидрид).

Существуют вещества - соединения элементов с кислородом - лишь формально принадлежащие к классу оксидов. К таким веществам относятся, в частности, пероксиды (перекиси) металлов, например, пероксид (перекись) бария ВаО2. По своей природе подобные вещества представляют собой соли очень слабой кислоты - пероксида (перекиси) водорода Н2О2.

Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)₂.

Важнейшее химическое свойство оснований - способность образовывать с кислотами соли. Например, при взаимодействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответствующих металлов - хлориды натрия или меди:

NaOH + НС1 = NaCl + Н₂О; Cu(OH)₂ + 2НС1 = CuCl₂ + 2Н₂О

Основания классифицируют по их растворимости в воде и по их силе. По растворимости основания делятся на растворимые, или щелочи, и на нерастворимые. Важнейшие щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония. Согласно международной номенклатуре соединения, содержащие в своем составе гидроксогруппы, называют гидроксидами. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)₂ - гидроксид кальция, Fe(OH)₂ - гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ - гидроксид железа (III).

В устаревшей русской номенклатуре названия оснований обычно образовывались, прибавлением к названию соответствующего оксида приставку гидро- или слово гидрат. Так, Са(ОН) 2 - гидроокись кальция,

Fe(OH) 2 - гидрат закиси железа, Fe(OH) 3 - гидроокись или гидрат окиси железа.

Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная (хлористоводородная) НСl, серная H₂SO₄, азотная HNO₃, уксусная СН₃СООН.

Важнейшее химическое свойство кислот - их способность образовывать соли с основаниями. Например, при взаимодействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O; NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂OКислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - это азотная, серная и соляная.

Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие кислоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н₃РО₄ - трехосновна.

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодержащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные.

Названия кислот производят от того элемента, от которого образована кислота. При этом названия бескислородных кислот имеют окончание водородная: НСl - хлороводородная (соляная кислота), H₂S - сероводородная, HCN - циановодородная (синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот также образуются от названия соответствующего элемента с добавлением слова кислота: HNO₃ - азотная, Н₂CrO₄ - хромовая. Если элемент образует несколько кислот, то различие между ними отражается в окончаниях их названий. Название кислоты, в которой элемент проявляет высшую валентность, оканчивается на ная или овая; если же валентность элемента ниже максимальной, то название кислоты оканчивается на истая или овистая. Например, НNO₃ - азотная кислота, HNO₂ - азотистая, Н₃AsO₄ - мышьяковая, H₃AsO₃ - мышьяковистая. Кроме того, одному и тому же оксиду могут отвечать несколько кислот, различающихся между собой числом молекул воды. При этом наиболее богатая водой форма имеет приставку орто, а наименее богатая - мета. Так, кислота Н₃РО₄, в которой на одну молекулу фосфорного ангидрида Р₂О₅ приходится три молекулы воды, называется ортофосфорная, а кислота НРО₃ - метафосфорная, так как в ней на одну молекулу Р₂О₅ приходится одна молекула воды. Указанная номенклатура кислот не строга. Наряду с приведенными окончаниями и приставками

употребляются и другие. Кроме того, ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

Продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток представляют собою соли. При полном замещении получаются средние (нормальные) соли, при неполном - или кислые, или основные. Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл. Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Ясно, что кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой равна двум или больше, а основная соль - металлом, валентность которого равна двум или больше.

Примеры образования солей:

Са(ОН)₂ + H₂SO₄ = СаSO₄ + 2Н₂О, - нормальная соль - сульфат кальция;

КОН + H₂SO₄ = KHSO₄ + Н₂О, KHSO₄ - кислая соль - гидросульфат калия;

Mg(OH)₂ + HC1 = MgOHCl + Н₂О, MgOHCl - основная соль - хлорид гидроксомагния.

Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями; соли, образованные одним металлом и двумя кислотами - смешанными солями. Примером двойной соли могут служить алюмокалиевые квасцы, или сульфат калия-алюминия, KAI(SO₄)₂. Смешанной солью является CaClOCl или (CaOCl₂) - кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClО) кислот.

Одна и та же соль может называться по-разному. Например, KNO₃ называют калиевой селитрой, азотнокалиевой солью, азотнокислым калием, нитратом калия. Сейчас большинство химиков пользуются для солей международной (латинской) номенклатурой. В этой номенклатуре название соли отражает название металла и латинское название кислотного остатка. Латинское название кислоты и кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом название соли бескислородной кислоты имеет окончание ид, кислородсодержащей кислоты - am в случае максимальной валентности кислотообразующего элемента и ит в случае более низкой его валентности. Так, соли соляной кислоты называются хлориды, сероводородной - сульфиды, серной - сульфаты и сернистой - сульфиты.

Для солей, образованных металлами с переменной валентностью, валентность металла указывают в скобках, как в оксидах или основаниях: так, FeSO₄ - сульфат железа (II), Fe₂(SO₄) - сульфат железа (III). Название кислой соли имеет приставку гидро, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; если таких незамещенных атомов два или больше, то их число обозначается греческими числительными (ди-, три- и т. д.). Так, Na₂HPO₄ называется гидрофосфатом натрия, a NaH₂PO₄ - дигидрофосфатом натрия. Аналогично основная соль характеризуется приставкой гидроксо, указывающей на наличие незамещенных гидроксильных групп. Например, AlOHCl₂ называется хлоридом гидроксоалюминия, Аl(ОН)₂С1 - хлоридом дигидроксоалюминия.

Ниже приведены названия солей некоторых важнейших кислот:

химия пруст коллоидный неорганический

Название кислоты	Формула	Названия
		соответствующих солей
Азотная	HNO3	Нитраты
Азотистая	HNO2	Нитриты
Алюминиевая	H3AlO3	Алюминаты
Борная (ортоборная)	Н3ВО3	Бораты (ортобораты)
Бромоводород	НВr	Бромиды
Иодоводород	HI	Иодиды
Кремниевая	H2SiО3	Силикаты
Марганцовая	HMnO4	Перманганаты
Метафосфорная	НРО3	Метафосфаты
Мышьяковая	H3AsO4	Арсенаты
Мышьяковистая	H3AsO3	Арсениты
Ортофосфорная	Н3РО4	Ортофосфаты (фосфаты)
Двуфосфорная (пирофосфорная)	H4P2O7	Дифосфаты (пирофосфаты)
Серная	H2SO4	Сульфаты
Сернистая	H2SO3	Сульфиты
Угольная	Н2СО3	Карбонаты
Фосфористая	H3PO4	Фосфиты
Фтороводород (плавиковая кислота)	HF	Фториды
Хлороводород (соляная кислота)	HCl	Хлориды
Хлорная	HСlO4	Перхлораты
Хлорноватая	HСlO3	Хлораты
Хлористая	НClO2	Хлориты
Хлорноватистая	HClO	Гипохлориты
Хромовая	H2CrO4	Хроматы
Циановодородная (синильная кислота)	HCN	Цианиды

Размещено на Allbest.ru

...