1. Основные стехиометрические законы: закон сохранения массы веществ в химических реакциях, закон постоянства состава вещества, закон эквивалентов; газовые законы: закон объемных отношений, закон Авогадро, объединенный газовый закон, закон парциальных давлений.

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.

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.

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.

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.

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; N A = 6,02∙10 23 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.

Газовые законы– это законы, описывающие изопроцессы в идеальном газе. Газовые законы были открыты экспериментально, но все они могут быть получены из уравнения Менделеева-Клапейрона.

Закон парциальных давлений: общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений отдельных газов, составляющих данную смесь, то есть Робщ = Р1 + Р2 + .. + Рп

Из формулировки закона следует, что парциальное давление представляет собой частичное давление, создаваемое отдельным газом. И действительно, парциальное давление - это такое давление, которое бы создавал данный газ, если бы он один занимал весь объем.

2. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксидами называются бинарные соединения, в которых один из элементов кислород, причем атомы кислорода не связаны межу собой и находятся в степени окисления -2.

Оксиды подразделяются на несолеобразующие(NO,CO,N2O) и солеобразующие. Солеобразующие оксиды по своим химическим свойствам подразделяются на основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды металлов в невысокой степени ок-я +1, +2.

Амфотерные оксиды – оксиды металлов в степенях окисления +3, +4 и выше перечисленные в степени ок-я +2. Кислотные оксиды – оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих оксидов) в любой степени окисления и оксиды металлов в высоких степенях ок-я (+5 и выше).

Физические свойства оксидов: Основные оксиды – твердые тугоплавкие вещества. Химическая связь в таких оксидах близка к ионной – они образуют кристаллическую решетку ионного типа. Кислотные оксиды могут быть при обычных условиях газообразными веществами (СО2, SO2), жидкостями (Cl2O7, Mn2O7) и твердыми веществами (N2O5, P2O5). Твердые кислотные оксиды являются относительно легкоплавкими и летучими веществами. Это связано с тем, что типичные кислотные оксиды в твердом состоянии имеют молекулярную структуру. Кислотные оксиды, имеющие атомную кристаллическую решетку (SiO2, B2O3), относительно тугоплавки и нелетучи. Амфотерные оксиды – твердые тугоплавкие вещества. Как правило, в них сочетается ионная и ковалентная связь.

Получение оксидов:

· Оксиды можно получать реакцией соединения простого вещества с кислородом, как правило, при нагревании: С + О2 → СО2

· Оксиды можно получить термическим разложением кислот, оснований, неустойчивых при нагревании солей: Cu(OH)2 → CuO + H2O\

· Оксиды образуются при окислении кислородом сложных веществ: СН4 + 2O2 → CO2 + 2H2O О

Основаниями называются соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами – ОН.

Классификация оснований: Основания делятся на: однокислотные (NaOH, CuOH), двухкислотные (Ca(OH)2, Fe(OH)2), трехкислотные (Al(OH)3, Fe(OH)3). Кислотность оснований определяют по числу гидроксогрупп, связанных с металлом. Физические свойства оснований: При комнатной температуре все основания – твердые вещества. Исключение составляет только одно основание – гидроксид аммония NH4OH, который представляет собой водный раствор аммиака и в свободном виде не существует.

Разложение оснований при нагревании. Большинство оснований при нагревании разлагаются на оксид (основный) и воду. Щелочи, кроме LiOH, разлагаются лишь при очень высоких температурах.

Кислотами называются сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками. С позиции теории электролитической диссоциации кислоты – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с отщеплением ионов водорода (Н+). Кислоты делятся на: -бескислородные (HCl, H2S) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4); -одноосновные (HNO3, HClO4) и многоосновные(H2SO3, H3PO4)

Физические свойства кислот. Кислоты при обычных условиях могут быть твердыми (Н3РО4, Н3ВО3), жидкими (HNO3, H2SO4) или растворами газов в воде (HCl, H2S). Некоторые кислоты, например азотистая HNO2, сернистая H2SO3, угольная Н2СО3, существуют только в разбавленных растворах; при попытке концентрирования таких растворов они распадаются на ангидрид и воду или продукты разложения ангидрида и воду и, таким образом, не могут быть выделены в чистом виде.

Солями называются соединения, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.

Средние соли – соли, полученные в результате полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла. Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Кислые соли – соли, полученные в результате неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла. Mg(OH)2 + H3PO4 → MgНPO4 + 2H2O. Кислые соли могут образовывать только многоосновные кислоты (H2SO4, Н2СО3, H3PO4 и т.д.). Основные соли – соли, полученные в результате неполного замещения гидроксогруппы (ОН)- в основании на кислотные остатки. Fe(OH)3 + 2HCl → FeОНCl2 + 2H2O

Физические свойства солей. При обычных условиях соли представляют собой твердые вещества, обладающие различной растворимостью в воде, которая зависит от природы металла и кислотного остатка.

3. Развитие учения о строении атома.

Все тела живой и неживой природы, несмотря на их разнообразие, состоят из мельчайших частиц — атомов. Первым, кто высказал предположение об этом, считается древнегреческий философ Демокрит. Именно он назвал атомом мельчайшую неделимую частицу образующую вещество (атом в переводе с др.греч «неделимый»).

Демокрит считал, что если разделить, например, яблоко на две половины, затем одну из них еще на две части, и продолжать деление таким образом до тех пор пока результат деления перестанет быть яблоком, то мельчайшая частица которая все еще сохраняет свойство яблока является атомом яблока (т.е. неделимой частью яблока). Он утверждал, что атомы существуют вечно; они настолько малы, что их размеры не поддаются измерению.

Основы атомной теории строения вещества В 1808 г. физик Дальтон Джон (1766–1844) возродил атомизм, доказал реальность существования атомов. Он писал: «Атомы — химические элементы, которые нельзя создать заново, разделить на более мелкие частицы, уничтожить путем каких-либо химических превращений. Джон Дальтон ввёл понятие «атомный вес», первым рассчитал атомные веса (массы) ряда элементов и составил первую таблицу их относительных атомных весов, заложив тем самым основу атомной теории строения.

4. Строение электронных оболочек атомов.

Электронная оболочка атома – это совокупность всех электронов в данном атоме.

Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы.

•Атом состоит из ядра и электронной оболочки

•Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов

•Ядра атомов заряжены положительно, они состоят из протонов (положительно заряженных частиц) p+ и нейтронов (не имеющих заряда) no

•Атом в целом электронейтрален, число электронов е– равно числу протонов p+, равно порядковому номеру элемента в таблице Менделеева.

Согласно квантовой механике электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.

Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью

Квадратик — это орбиталь или квантовая ячейка, стрелочкой обозначается электрон, направление стрелочки — это особая характеристика движения электрона — спин. Нужно знать то, что на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковыми спинами (в одном квадратике нельзя рисовать две стрелочки в одном направлении!). Это и есть принцип запрета В.Паули: «В атоме не может быть даже двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми»

Существует ещё одно правило (правило Гунда), по которому электроны расселяются на одинаковых по энергии орбиталях сначала по одиночке, и лишь когда в каждой такой

орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными.

5. Периодический закон и периодическая система элементов.

Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно.

В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов.

Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.

Например, свойства типичного металла литий Li повторялись у элементов натрий Na и калий K, свойства типичного неметалла фтор F - у элементов хлор Cl, бром Br, иод I.

У некоторых элементов Д.И. Менделеев не обнаружил химических аналогов (например, у алюминия Al и кремния Si), поскольку такие аналоги в то время были еще неизвестны. Для них он оставил в естественном ряду пустые места и на основе периодической повторяемости предсказал их химические свойства. После открытия соответствующих элементов (аналога алюминия - галлия Ga, аналога кремния - германия Ge и др.) предсказания Д.И. Менделеева полностью подтвердились.

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

На основе Периодического закона Д.И. Менделеев создал Периодическую систему химических элементов.

6. Периодичность свойств химических элементов.

Ряды элементов, в пределах которых свойства изменяются последовательно, как, например, ряд из восьми элементов от лития до неона или от натрия до аргона, Менделеев назвал периодами.

Разделив все элементы на периоды и располагая один период под другим так, чтобы Сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев составил таблицу, названную им периодической системой э л е м е н т о в п о г р у п п а м и р я д а м .

В больших периодах не все свойства элементов изменяются так последовательно, как во втором и третьем. Здесь наблюдается еще некоторая периодичность в изменении свойств внутри самих периодов. Так, высшая валентность по кислороду вначале равномерно растет при переходе от одного элемента к другому, но затем, достигнув максимума в середине периода, падает до двух, после чего опять возрастает до семи к концу периода. В связи с этим большие периоды разделены каждый на две части (два ряда).

В вертикальных столбцах таблицы, или в группах, располагаются элементы, обладающие сходными свойствами

7. Природа химической связи. Основные типы химической связи.

По современным данным химическая связь определяется взаимодействием положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов. Значит, природа химической связи электростатическая. В свободном атоме электроны притягиваются только к ядру собственного атома. Когда два атома приближаются друг к другу, между их ядрами и электронами начинают действовать силы отталкивания. Но появляются также силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого. Силы отталкивания уравновешиваются силами притяжения, и атомы удерживаются вместе. Так возникает химическая связь.

ковалентная неполярная- Если значения электроотрицательностей взаимодействующих атомов равны или примерно равны.

ковалентная полярная - Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются, но не сильно.

Ионная - Если электроотрицательности взаимодействующих атомов отличаются существенно.

Металлическая связь - это химическая связь, вызванная наличием относительно свободных электронов. Это характерно как для чистых металлов, так и для их сплавов интерметаллидов.

Навсякий

Водородная связь - это межмолекулярные (или внутримолекулярные) химические связи, возникающие между молекулами, в которых есть сильно полярные ковалентные связи — H-F, H-O или H-N.

8. Ковалентная химическая связь. Способы образования ковалентной связи. Валентность.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ - это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар: H2, HCl, H2O, O2.

Существуют два способа обобществления электронной пары: обменный и донорно-акцепторный.

По обменному механизму в образовании связи участвуют по одному электрону от каждого атома:

Н· + Cl· → H : Сl

По донорно-акцепторному механизму ковалентная связь образуется за счет объединения электронной пары одного атома и свободной орбитали другого. Примером может служить взаимодействие молекулы амина с протоном с образованием метиламмоний катиона:

Валентность — численная характеристика способности атомов элемента соединяться с определённым числом атомов других элементов.