Химия – наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ.

Атомно-молекулярное учение. Вещества состоят из химических частиц (молекул, атомов, ионов), которые имеют сложное строение и состоят из элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов).

Атом – нейтральная частица, состоящая из положительного ядра и электронов.

Молекула – устойчивая группа атомов, связанных химическими связями.

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элемент обозначают

где X – символ элемента, Z– порядковый номер элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева, A – массовое число. Порядковый номер Z равен заряду ядра атома, числу протонов в ядре атома и числу электронов в атоме. Массовое число A равно сумме чисел протонов и нейтронов в атоме. Число нейтронов равно разности A – Z.

Изотопы – атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа.

Относительная атомная масса (A_r) – отношение средней массы атома элемента естественного изотопического состава к ¹/₁₂ массы атома изотопа углерода ¹²С.

Относительная молекулярная масса (M_r) – отношение средней массы молекулы вещества естественного изотопического состава к ¹/₁₂ части массы атома изотопа углерода ¹²С.

Атомная единица массы (а.е.м) – ¹/₁₂ часть массы атома изотопа углерода ¹²С. 1 а.е. м = 1,66 × 10^-24 г.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С. Моль – количество вещества, содержащее 6,02 • 10²³ структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

n = N/N_A, где n – количество вещества (моль), N – число частиц, a N_A – постоянная Авогадро. Количество вещества может обозначаться также и символом v.

Постоянная Авогадро N_A = 6,02 • 10²³ частиц/моль.

Молярная масса M (г/моль) – отношение массы вещества m(г) к количеству вещества n (моль):

М = m/n, откуда: m = М • n и n = m/М.

Молярный объем газа V_M (л/моль) – отношение объема газа V (л) к количеству вещества этого газа n (моль). При нормальных условиях V_M = 22,4 л/моль.

Нормальные условия: температура t = 0°C, или Т = 273 К, давление р = 1 атм = 760 мм. рт. ст. = 101 325 Па = 101,325 кПа.

V_M = V/n, откуда: V = V_M • n и n = V/V_M.

В результате получается общая формула:

n = m/M = V/V_M = N/N_A.

Эквивалент – реальная или условная частица, взаимодействующая с одним атомом водорода, или замещающая его, или эквивалентная ему каким-либо другим способом.

Молярная масса эквивалентов М_э – отношение массы вещества к количеству эквивалентов этого вещества: М_э = m/n_(экв).

В реакциях обмена зарядов молярная масса эквивалентов вещества

с молярной массой М равна: М_э = М/(n × m).

В окислительно-восстановительных реакциях молярная масса эквивалентов вещества с молярной массой М равна: М_э = М/n(ē), где n(ē) – число переданных электронов.

Закон эквивалентов – массы реагирующих веществ 1 и 2 пропорциональны молярным массам их эквивалентов. m₁/m₂ = М_Э1/М_Э2, или m₁/М_Э1 = m₂/М_Э2, или n₁ = n₂, где m₁ и m₂ – массы двух веществ, М_Э1 и М_Э2 – молярные массы эквивалентов, n₁ и n₂ – количества эквивалентов этих веществ.

Для растворов закон эквивалентов может быть записан в следующем виде:

c_Э1 • V₁ = c_Э2 • V₂, где с_Э1, с_Э2, V₁ и V₂ – молярные концентрации эквивалентов и объемы растворов этих двух веществ.

Объединенный газовый закон: pV = nRT, где p – давление (Па, кПа), V – объем (м³, л), n – количество вещества газа (моль), T – температура (К), T (К) = t (°C) + 273, R – константа, R = 8,314 Дж/(К × моль), при этом Дж = Па • м³ = кПа • л.

Корпускулярно-волновой дуализм материи – представление о том, что каждый объект может иметь и волновые, и корпускулярные свойства. Луи де Бройль предложил формулу, связывающую волновые и корпускулярные свойства объектов: λ = h/(mV), где h – постоянная Планка, λ – длина волны, которая соответствует каждому телу с массой m и скоростью V. Хотя волновые свойства существуют для всех объектов, но наблюдаться они могут лишь для микрообъектов, имеющих массы порядка массы атома и электрона.

Принцип неопределенности Гейзенберга: Δ(mV_x) • Δх > h/2n или ΔV_x • Δx > h/(2πm), где m – масса частицы, x – ее координата, V_x – скорость в направлении x, Δ – неопределенность, погрешность определения. Принцип неопределенности означает, что нельзя одновременно сколь угодно точно указать положение (координату x) и скорость (V_x) частицы.

Частицы с маленькими массами (атомы, ядра, электроны, молекулы) не являются частицами в понимании этого механикой Ньютона и не могут изучаться классической физикой. Они изучаются квантовой физикой.

Главное квантовое число n принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, соответствующие электронным уровням (слоям) К, L, M, N, О, Р и Q.

Уровень – пространство, где расположены электроны с одинаковым числом n. Электроны разных уровней пространственно и энергетически отделены друг от друга, поскольку число n определяет энергию электронов Е (чем больше n, тем больше Е) и расстояние R между электронами и ядром (чем больше n, тем больше R).

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения в зависимости от числа n: l = 0, 1,…(n – 1). Например, если n = 2, то l = 0, 1; если n = 3, то l = 0, 1, 2. Число l характеризует подуровень (подслой).

Подуровень – пространство, где расположены электроны с определенными n и l. Подуровни данного уровня обозначаются в зависимости от числа l: s – если l = 0, p – если l = 1, d – если l = 2, f – если l = 3. Подуровни данного атома обозначаются в зависимости от чисел n и l, например: 2s (п = 2, l = 0), 3d (n = 3, l = 2) и т. д. Подуровни данного уровня имеют разную энергию (чем больше l, тем больше Е): E_s< E < Е_А < … и разную форму орбиталей, составляющих эти подуровни: s-орбиталь имеет форму шара, p-орбиталь имеет форму гантели и т. д.