Введение: основные понятия и определения

Теоретическую основу современной химии составляет атомно-молекулярное учение.

Атом – это наименьшая, химически неделимая частица химического элемента. Нейтральный атом состоит из положительно заряженного ядра и соответствующего этому заряду числа электронов. В нейтральном атоме число протонов в ядре равно числу электронов, движущихся вокруг ядра.

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Атомы химических элементов могут соединяться друг с другом, образуя простые, состоящие из одинаковых атомов (О₂, Н₂, Р₄, C и другие), или сложные, состоящие из атомов различных химических элементов, вещества (H₂SO₄, C₁₂H₂₂O₁₁, NaOH ). Сложные вещества называют химическими соединениями. Для многих химических соединений справедлив закон постоянства состава вещества (Ж.Л. Пруст, 1808 г.) – любое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения.

Молекула – наименьшая частица вещества, сохра­няющая его состав и основные химические свойства.

Ионы – электрически заряженные частицы, образующиеся из атомов (или групп атомов) в результате присоединения или потери определенного числа электронов. Катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.

Атом	Ион	Уравнение процесса
Na0	Na+ – катион	Na0 – 1ē = Na+
S0	S2– – анион	S0 + 2ē = S2–

Химическая формула – символическая запись состава и простейшего численного соотношения атомов различных элементов, которые образуют химическое соединение. Качественный состав вещества обозначается символами химических элементов, количественный состав – нижними индексами у символов химических элементов, которые показывают число атомов данного элемента в соединении; если в соединение входит один атом элемента, то индекс «единица» не записывают. Например, в состав молекулы серной кислоты H₂SO₄ входят 2 атома водорода (H_{2 индекс 2­}), 1 атом серы (S_{1 не пишется}) и 4 атома кислорода (O₄).

Химические явления, или химические реакции, – это явления, при которых одни вещества переходят в другие, отличающиеся от исходных веществ своими свойствами; элементный состав вещества при этом не изменяется.

Закон сохранения массы (М.В. Ломоносов, 1748 г.) – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Абсолютная масса атома или молекулы выражается в граммах, килограммах или атомных единицах массы. Например,

m (H) = 1,674×10^–24 г = 1,674×10^–27 кг = 1 а.е.м.

Атомная единица массы (1 а.е.м.) равна 1/12 части массы атома изотопа углерода ¹²C.

1 а.е.м. = 1/12 m (¹²С) ≈ 1,66×10^–24 г ≈ 1,66·10^–27 кг.

Относительная атомная масса элемента (A_r) равна отношению средней массы, приходящейся на атом в природной смеси изотопов, к 1/12 части массы изотопа углерода ¹²С. Относительнаяатомная масса – безразмерная величина, A_r (Cl) = 35,453; A_r (O) = 15,9994; A_r (S) = 32,0660.

Относительная молекулярная масса (M_r) равна отношению средней массы, соответствующей химической формуле вещества, найденной с учетом состава природной смеси изотопов химических элементов, к 1/12 массы атома изотопа ¹²C, то есть к 1 а.е.м. Следовательно, относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех элементов, входящих в состав химического соединения. Для химических расчетов значения A_r и M_r часто округляют до целых чисел, за исключением некоторых случаев, например хлора (35,5). Например, M_r (H₂SO₄) = 1∙2 + 32∙1 + 16∙4 = 98.

Моль – количество вещества (n, n), содержащее столько же частиц вещества (атомов, молекул, ионов, электронов …), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Постоянная Авогадро (N_A ≈ 6,02×10²³ моль^-1) – число структурных единиц в одном моле любого вещества.

Молярная масса – масса одного моля вещества. Единица измерения – г/моль; кг/кмоль; мг/ммоль.

Количество вещества n («число молей») можно определить по массе или по количеству структурных единиц:

или ,

где m – масса вещества, M – молярная масса вещества, N – число структурных единиц, N_A – число Авогадро.

Закон Авогадро – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Первое следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

При нормальных условиях (н.у.): T = 273,15 K (t = 0 ˚C) и P = 101 325 Па (1 атм = 760 мм ртутного столба) 1 моль идеального газа занимает объем 22,4 л. Мольные объемы реальных газов при нормальных условиях очень близки к этой величине.

Количество газообразного вещества n _газ находится по формуле

,

где V _газ – объем газа; V_M – мольный объем газа (V_M = 22,4 л/моль при н.у.).

Уравнение Клапейрона – Менделеева:

,

где P – давление газа, V – объем газа, m – масса газа, M – молярная масса газа, R – универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж/(моль×К).

Валентность – способность атома химического элемента образовывать определенное количество химических связей с атомами других химических элементов.

Электролиты – вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток; к электролитам относятся кислоты, основания, соли.

Неэлектролиты – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация – распад электролита на ионы при растворении или плавлении. Диссоциация – обратимый процесс; обратный процесс называется ассоциацией.

Кислота – электролит, при диссоциации которого образуются только катионы водорода H⁺ и анионы кислотного остатка.

НСl Á H⁺ + Cl^–

Многоосновные кислоты – кислоты, в состав которых входят несколько атомов водорода; многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄ Á H⁺ + HSO₄^– (1-я ступень);

HSO₄^– Á H⁺ + SO₄^2– (2-я ступень);

H₂SO₄ Á 2H⁺ + SO₄^2– (суммарное уравнение диссоциации).

Диссоциация многоосновных кислот преимущественно протекает по первой ступени.

Основание – электролит, при диссоциации которого образуются только гидроксид-анионы OH^– и катионы металла или аммония.

NaOH Á Na⁺ + OH^–

Многокислотные основания – основания, в состав которых входит несколько гидроксид-анионов OH^– , они диссоциируют ступенчато:

Al(OH)₃ Á Al(OH)₂⁺ + OH^– (1-я ступень);

Al(OH)₂⁺ Á AlOH²⁺ + OH^– (2-я ступень);

AlOH²⁺ Á Al³⁺ + OH^– (3-я ступень);

Al(OH)₃ Á Al³⁺ + 3OH^– (суммарное уравнение диссоциации).

Диссоциация многокислотных оснований преимущественно протекает по первой ступени.

Средняя соль – электролит, при диссоциации которого образуется катион металла или аммония и анион кислотного остатка:

NH₄Cl Á NH₄ ⁺ + Cl^–

K₂SO₄ Á 2K⁺ + SO₄^2–.

Кислая соль – электролит, при диссоциации которого образуются катион металла и анион кислотного остатка, содержащий атом водорода. Анион кислотного остатка участвует в процессе вторичной диссоциации:

NaHSO₃ Á Na⁺ + HSO₃^–

HSO₃^– Á H⁺ + SO₃^2–

Оснόвная соль – электролит, при диссоциации образуются катион, состоящий из металла и гидроксогрупп, и анион кислотного остатка. Гидроксокатион металла также способен к диссоциации:

СaОHСl Á CaOH⁺ + Cl^–

CaOH⁺ Á Ca²⁺ + OH^–

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых атом кислорода в степени окисления –2. Оксиды относятся к неэлектролитам и в растворах не диссоциируют.