Простые вещества

Основные понятия химии

Химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Таким образом, главным объектом изучения химии как науки являются вещества и их превращения, т.е. химическая форма движения материи.

Атом – наименьшая частица химического элемента, входящего в состав молекул простых и сложных веществ. Все многообразие химических свойств связано со свойствами атомов.

Химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Молекула – это мельчайшая частица сложного вещества, которая сохраняет его химические свойства.

Вещество – совокупность атомов и молекул, находящихся в определенном агрегатном состоянии.

Простые вещества – это вещества, молекулы которых состоят из атомов только одного элемента. Например: Cu, H₂, N₂, S.

Сложные вещества или химические соединения – это вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов, связанных между собой постоянными (стехиометрическими) соотношениями. Например: Fe₂O₃, HCl, K₂SO₄.

Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или др.), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Число структурных единиц, содержащихся в моле любого вещества, называют постоянной Авогадро и обозначают Na=6,02*10²³.

Молярная масса – это масса вещества, взятого в количестве 1 моль. Размерность: г/моль, кг/моль.

Молярная масса, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной или молекулярной массе.

Молярная масса равна сумме молярных масс всех атомов, входящих в молекулу. Молярные массы атомов берутся из периодической системы элементов.

Например:

А_r(O) = 16 M_r(O₂) = 16*2 = 32 г/моль

M_r(KCl) = A_r(K) + A_r(Cl) = 39 + 35,5 = 74,5 г/моль

M_r(Al₂(SO₄)₃) = 2A_r(Al) + 3A_r(S) + 12 A_r(O) = 2·27 + 3·32 + 12·16 =

342 г/моль

Молярный объем – это объем газообразного вещества, взятого в количестве 1 моль.

При нормальных условиях (н.у.) Р⁰ = 101325 Па и Т⁰ = 273 К

1 моль любого газа занимает объем 22,4 л, т.е. молярный объем при н.у. равен V_m⁰ = 22,4 л/моль.

Простые вещества

Простые вещества состоят из атомов одного и того же элемента (Fe, Zn, Au, O₂, Cl₂, O₃).

простые вещества

металлы неметаллы

все остальные I III IV V VI VII VIII

H B C N O F He

Si P S Cl Ne

As Se Br Ar

Te J Kr

At Xe

Rn

В периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева металлы в основном располагаются в левой и нижней части, а неметаллы – в правой и наверху.

Правило определения неметаллов по периодической системе:

В первом периоде оба неметалла. Начиная со второго периода периодической системы неметаллы располагаются только в главных подгруппах, начиная с номера группы на единицу больше номера своего периода.

Типичные металлы отличаются от типичных неметаллов по физическим свойствам:

Отличие металлов от неметаллов прослеживается и в химических свойствах. Типичные металлы, как например кальций Ca, образуют основные оксиды, которым соответствуют основания:

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

основной основание

оксид

Неметаллы, например сера, образуют кислотные оксиды, которым соответствуют кислоты:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

кислотный кислота

оксид

Металлы реагируют с кислотами, как правило замещая в них атомы водорода, с образованием солей. Для неметаллов реакция с кислотами не характерна

Способность атомов к образованию химических связей характеризует валентность.

1. Валентность определяется числом содержащихся в атоме неспаренных электронов. Для s и p элементов это электроны внешнего уровня, для d элементов внешнего и предвнешнего уровня. Например:

Li …2s¹ ↑ B=1

2s

Na …3s¹ ↑ B=1

3s

Be …2s² ↑↓

2s

Be^* … ↑ ↑ B=2

2s 2p

Валентность – это способность атома соединяться с другими атомами в определенных соотношениях.

2. Валентность может также определяться числом химических связей, которые образуются по донорно-акцепторному механизму, т.е. при взаимодействии одного атома или иона с заполненной атомной орбиталью с другим атомом или ионом, имеющим вакантную или свободную орбиталь.

Валентность определяется числом химических связей, которыми данный атом соединен с другими.

В структурных формулах валентность равна числу черточек между элементом и другими элементами. Так в формуле Н₃РО₄ фосфор связан 5 черточками с тремя кислородами и водородом, поэтому его валентность равна 5.

Валентность измеряется только числом ковалентных связей. Нельзя говорить о валентности атома в соединениях, в которых отсутствуют ковалентные связи, в этом случае используется понятие степени окисления.

Степень окисления – это условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный из предположения, что молекула состоит только из ионов.

Степень окисления в отличие от валентности имеет знак «+», «-», или ноль, расположенный над символом элемента в формуле вещества. При определении заряда иона сначала указывается численное значение, а затем знак. Например: Zn²⁺, CO₃^2-, NH₄⁺.

Валентность и степень окисления могут различаться по численным значениям:

H

|

H – O – P – O – H H₃P⁺³O₃

||

O

B = 5 C.O. = +3

Правило определения степени окисления:

1. степень окисления в простых веществах равна нулю, например:

O₂⁰, H₂⁰, Fe⁰, Ag⁰.

2. степень окисления кислорода во всех соединениях равна –2, например:

H₂⁺¹O^-2, Fe₂⁺³O₃^-2, K⁺O^-2H⁺, Na₂⁺C⁺⁴O₃^-2

кроме фторида кислорода и перекисных соединений, например:

O⁺²F₂^-1, H₂⁺¹O₂^-1, Na₂⁺¹O₂^-1, Ba⁺²O₂^-1.

3. степень окисления водорода в соединениях обычно равна +1, например:

H⁺¹Cl^-1, H₂⁺¹S^-2, N^-3H₃⁺¹, C^-4H₄⁺¹

исключение составляют соединения с металлами I, II, III групп, главных подгрупп (гидриды), например:

Ca⁺²H₂^-1_, Na⁺¹H^-1.

4. степень окисления фтора во всех соединениях равна –1, например:

H⁺¹F^-1, Ca⁺²F₂^-1, S⁺⁶F₆^-1

5. максимальная положительная степень окисления атомов равна номеру группы, в которой расположен элемент в таблице Д.И.Менделеева, кроме элементов побочных подгрупп I и VIII групп: Au⁺³, Cu⁺², Fe⁺⁶ и др. (см. таблицу 2).

6. минимальная отрицательная степень окисления неметаллов IV,V,VI,VII групп равна номеру группы минус восемь.

Например для элемента главной подгруппы VI группы серы

отрицательная степень окисления равна 6-8= -2 H₂⁺¹S^-2.

7. алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле и всех ионов в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду этого иона. Например:

H₃⁺¹P⁺⁵O₄^-2 3 ∙ (+1) + 5 + 4 ∙ (-2) = 0

(Mn⁺⁶O₄^-2)^2- (+6) + 4 ∙ (-2) = -2

8. степень окисления азота в соединениях может быть от –3 до +5

N^-3H₃, N₂^-2H₄, N^-1H₂OH, N₂⁰, N₂⁺¹O, N⁺²O, HN⁺³O₂, N⁺⁴O₂,

HN⁺⁵O₃.

Характерные степени окисления атомов элементов главных и побочных подгрупп таблицы Д.И.Менделеева представлены в табл. 1,2.

Таблица 1- Характерные степени окисления атомов элементов главных подгрупп

Таблица 2 - Характерные степени окисления атомов элементовпобочных подгрупп

Примечание: подчеркнуты наиболее устойчивые степени окисления.

Пример 1:

Определить степень окисления хрома в дихромате калия.

Дан K₂Cr₂O₇, определим степень окисления хрома, зная, что кислород имеет степень окисления –2, а калий +1 (правила определения степени окисления). Обозначим степень окисления хрома за «х».

K₂⁺¹Cr₂^XO₇^-2 2 ∙ (+1) + 2X + 7 ∙ (-2) = 0

X = +6, значит в этом соединении степень окисления хрома равна +6.