няколко основни понятия и формули.

Всички вещества имат различна маса, плътност и обем. Парче метал от един елемент може да тежи много пъти повече от точно същия размер парче от друг метал.

къртица(брой бенки)

обозначаване: къртица, международен: моле мерна единица за количеството на веществото. Съответства на количеството на веществото, което съдържа NAчастици (молекули, атоми, йони) Следователно беше въведена универсална стойност - броят на мол.Често срещана фраза в задачите е „получено е ... мол вещество"

NA= 6,02 1023

NAе числото на Авогадро. Също и "номер по договаряне". Колко атома има в върха на молив? Около хиляда. Не е удобно да се работи с такива стойности. Ето защо химиците и физиците от цял ​​свят се съгласиха - нека обозначим 6,02 1023 частици (атоми, молекули, йони) като 1 мол вещества.

1 mol = 6.02 1023 частици

Това беше първата от основните формули за решаване на проблеми.

Моларна маса на вещество

Моларна масаматерията е масата на един мол вещество.

Посочен като Mr. Намира се според периодичната таблица - това е просто сумата от атомните маси на дадено вещество.

Например ни е дадена сярна киселина - H2SO4. Нека изчислим моларната маса на веществото: атомна маса H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=12+32+164=98 g/mol.

Втората необходима формула за решаване на проблеми е

формула за маса:

Тоест, за да намерите масата на веществото, трябва да знаете броя на моловете (n) и намираме моларната маса от Периодичната система.

Законът за запазване на масата еМасата на веществата, които влизат в химическа реакция, винаги е равна на масата на образуваните вещества.

Ако знаем масата (масите) на веществата, които са влезли в реакция, можем да намерим масата (масите) на продуктите на тази реакция. И обратно.

Третата формула за решаване на задачи по химия е

обем на материята:

За съжаление, това изображение не отговаря на нашите указания. За да продължите да публикувате, моля, изтрийте изображението или качете друго.

Откъде дойде числото 22.4? От Законът на Авогадро:

равни обеми от различни газове, взети при една и съща температура и налягане, съдържат еднакъв брой молекули.

Според закона на Авогадро 1 мол идеален газ при нормални условия (не) има същия обем Vm\u003d 22,413 996 (39) л

Тоест, ако са ни дадени нормални условия в задачата, тогава, знаейки броя на моловете (n), можем да намерим обема на веществото.

Така, основни формули за решаване на проблемив химията

Числото на АвогадроNA

6.02 1023 частици

Количеството вещество n (mol)

n=V\22,4 (l\mol)

Маса на материята m (g)

Обем на материята V(л)

V=n 22,4 (l\mol)

За съжаление, това изображение не отговаря на нашите указания. За да продължите да публикувате, моля, изтрийте изображението или качете друго.

Това са формули. Често, за да решите проблеми, първо трябва да напишете уравнението на реакцията и (задължително!) Подредете коефициентите - тяхното съотношение определя съотношението на моловете в процеса.

Химия- наука за състава, структурата, свойствата и трансформациите на веществата.

Атомно-молекулярна доктрина.Веществата се състоят от химични частици (молекули, атоми, йони), които имат сложна структура и се състоят от елементарни частици (протони, неутрони, електрони).

атом- неутрална частица, състояща се от положително ядро ​​и електрони.

Молекула- стабилна група от атоми, свързани с химични връзки.

Химичен елементТип атом със същия ядрен заряд. Означете елемент

където X е символът на елемента, З- поредният номер на елемента в Периодичната система от елементи на D.I. Менделеев, А- масово число. Сериен номер Зравен на заряда на атомното ядро, броя на протоните в атомното ядро ​​и броя на електроните в атома. Масово число Ае равно на сумата от броя на протоните и неутроните в един атом. Броят на неутроните е равен на разликата А-Я

изотопиАтоми на един и същи елемент с различни масови числа.

Относителна атомна маса(A r) е съотношението на средната маса на атом от елемент с естествен изотопен състав към 1/12 от масата на атом от въглеродния изотоп 12 C.

Относително молекулно тегло(M r) - съотношението на средната маса на молекула на вещество с естествен изотопен състав към 1/12 от масата на атома на въглеродния изотоп 12 C.

Единица за атомна маса(a.u.m) - 1/12 част от масата на атом от въглеродния изотоп 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 години

къртица- количеството на вещество, съдържащо толкова структурни единици (атоми, молекули, йони), колкото има атоми в 0,012 kg въглероден изотоп 12 C. къртица- количеството на вещество, съдържащо 6,02 10 23 структурни единици (атоми, молекули, йони).

n = N/N A, където н- количество вещество (mol), не броят на частиците, a Н Ае константата на Авогадро. Количеството на веществото може също да бъде обозначено със символа v.

Константа на Авогадро N A = 6,02 10 23 частици/mol.

Моларна масаМ(g / mol) - съотношението на масата на веществото мг) на количеството вещество н(mol):

M = m/n,където: m = M nИ n = m/M.

Моларен обем газВ М(l/mol) – съотношение на обема на газа V(л) до количеството вещество на този газ н(mol). При нормални условия V M = 22,4 l/mol.

Нормални условия:температура t = 0°C или T = 273 К, налягане p = 1 атм = 760 мм. rt. Изкуство. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n,където: V = V M nИ n = V/V M .

Резултатът е обща формула:

n = m/M = V/V M = N/N A .

Еквивалентен- реална или условна частица, която взаимодейства с един водороден атом, или го замества, или е еквивалентна на него по някакъв друг начин.

Моларни масови еквиваленти M e- съотношението на масата на веществото към броя на еквивалентите на това вещество: M e = м/н (екв) .

В реакциите за обмен на заряд моларната маса на еквивалента на веществото

с моларна маса Мравно на: M e = М/(n ? m).

В редокс реакциите еквиваленти на моларната маса на вещество с моларна маса Мравно на: M e = M/n(e),където n(e)е броят на прехвърлените електрони.

Закон за еквивалентите– масите на реагентите 1 и 2 са пропорционални на моларните маси на техните еквиваленти. m1/m2= M E1 / M E2,или m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2,или n 1 = n 2,където м 1И m2са масите на две вещества, M E1И M E2са моларните маси на еквивалентите, n 1И n 2- броят на еквивалентите на тези вещества.

За решения законът за еквивалентите може да бъде записан в следната форма:

c E1 V 1 = c E2 V 2, където с E1, с E2, V 1И V 2- моларни концентрации на еквиваленти и обеми на разтворите на тези две вещества.

Закон за комбинирания газ: pV = nRT, където стр– налягане (Pa, kPa), V- обем (m 3, l), н- количеството газово вещество (mol), Т-температура (K), т(К) = т(°C) + 273, Р- постоянно, R= 8,314 J / (K? mol), докато J = Pa m 3 = kPa l.

2. Структурата на атома и периодичния закон

Дуалност вълна-частицаматерия - идеята, че всеки обект може да има както вълнови, така и корпускулярни свойства. Луи дьо Бройл предложи формула, свързваща свойствата на вълните и частиците на обектите: ? = h/(mV),където зе константа на Планк, ? е дължината на вълната, която съответства на всяко тяло с маса ми скорост v.Въпреки че вълновите свойства съществуват за всички обекти, те могат да се наблюдават само за микрообекти с маси от порядъка на масата на атом и електрон.

Принцип на неопределеността на Хайзенберг: ?(mV x) ?x > h/2nили ?V x ?x > h/(2?m),където ме масата на частицата, хе неговата координата V x- скорост в посока х, ?– несигурност, грешка при определяне. Принципът на неопределеност означава, че е невъзможно едновременно да се определи позицията (координата) на х)и скорост (Vx)частици.

Частиците с малки маси (атоми, ядра, електрони, молекули) не са частици в разбирането на това от Нютоновата механика и не могат да бъдат изследвани от класическата физика. Те се изучават от квантовата физика.

Главно квантово числонприема стойностите 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, съответстващи на електронните нива (слоеве) K, L, M, N, O, P и Q.

Ниво- пространство, където се намират електрони с еднакъв брой н.Електроните на различни нива са пространствено и енергийно разделени един от друг, тъй като броят нопределя енергията на електроните Е(колкото повече н,колкото повече д)и разстояние Рмежду електроните и ядрото (колкото повече н,колкото повече R).

Орбитално (странично, азимутално) квантово числолприема стойности в зависимост от броя n:l= 0, 1,…(н- едно). Например, ако n= 2, тогава л = 0,1; ако n= 3, тогава л = 0, 1, 2. Число лхарактеризира поднивото (подслоя).

подниво- пространството, където се намират електроните с определени нИ л.Поднива на това ниво се обозначават в зависимост от броя л:с- ако л = 0, стр- ако л = 1, д- ако л = 2, е- ако l = 3.Поднивата на даден атом се обозначават в зависимост от числата нИ л,напр.: 2 сек (n = 2, л = 0), 3d(n= 3, л = 2) и т.н. Поднивата на дадено ниво имат различни енергии (колкото повече л,колкото повече E): E s< E < Е А < … и различни форми на орбиталите, които съставляват тези поднива: s-орбиталата има формата на топка, стр-орбиталната има форма на дъмбел и др.

Магнитно квантово числом 1характеризира ориентацията на орбиталния магнитен момент, равен на л,в пространството спрямо външното магнитно поле и приема стойностите: – l,…-1, 0, 1,…l,тоест общо (2л + 1) стойност. Например, ако л = 2, тогава m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Орбитална(част от подниво) - пространството, където се намират електроните (не повече от два) с определени n, l, m 1 .Подниво съдържа 2л+1орбитална. Например, д– поднивото съдържа пет d-орбитали. Орбитали от едно и също подниво с различни номера m 1 ,имат същата енергия.

Магнитно число на въртенеГоспожицахарактеризира ориентацията на присъщия магнитен момент на електрона s, равен на?, спрямо външното магнитно поле и приема две стойности: +? И _ ?.

Електроните в атома заемат нива, поднива и орбитали съгласно следните правила.

Правилото на Паули:Два електрона в един атом не могат да имат четири еднакви квантови числа. Те трябва да се различават поне с едно квантово число.

От правилото на Паули следва, че една орбитала може да съдържа не повече от два електрона, подниво може да съдържа не повече от 2(2l + 1) електрона, ниво може да съдържа не повече от 2n 2електрони.

Правилото на Клечковски:попълването на електронните поднива се извършва във възходящ ред на сумата (n+l),и в случай на същата сума (n+l)- във възходящ ред на номера н.

Графична форма на правилото Клечковски.

Според правилото на Клечковски попълването на поднивата се извършва в следния ред: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Въпреки че попълването на поднивата става според правилото на Клечковски, в електронната формула поднивата се записват последователно по нива: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4fи т.н. Така електронната формула на бромния атом се записва, както следва: Br (35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Електронните конфигурации на редица атоми се различават от предвидените от правилото на Клечковски. И така, за Cr и Cu:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.

Правилото на Хунд (Гунд):запълването на орбиталите на дадено подниво се извършва така, че общият спин да е максимален. Орбиталите на дадено подниво първо се запълват от един електрон.

Електронните конфигурации на атомите могат да бъдат записани чрез нива, поднива, орбитали. Например, електронната формула P(15e) може да бъде написана:

а) по нива)2)8)5;

б) по поднива 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

в) по орбитали

Примери за електронни формули на някои атоми и йони:

V(23e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2;

V 3+ (20e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 0.

3. Химическа връзка

3.1. Метод на валентна връзка

Съгласно метода на валентните връзки, връзката между атомите А и В се образува с помощта на обща двойка електрони.

ковалентна връзка. Връзка донор-акцептор.

Валентността характеризира способността на атомите да образуват химични връзки и е равна на броя на химическите връзки, образувани от един атом. Според метода на валентните връзки валентността е равна на броя на общите двойки електрони, а в случай на ковалентна връзка, валентността е равна на броя на несдвоените електрони на външното ниво на атома в неговата основа или възбуден държави.

Валентност на атомите

Например за въглерод и сяра:

Насищаемостковалентна връзка: атомите образуват ограничен брой връзки, равен на тяхната валентност.

Хибридизация на атомни орбитали– смесване на атомни орбитали (АО) на различни поднива на атома, чиито електрони участват в образуването на еквивалентни?-връзки. Еквивалентността на хибридните орбитали (HO) обяснява еквивалентността на образуваните химични връзки. Например, в случай на четиривалентен въглероден атом, има такъв 2s–и три 2стр- електрон. За да се обясни еквивалентността на четирите?-връзки, образувани от въглерод в молекулите CH 4, CF 4 и др., атомната с-и три R-орбиталите се заменят с четири еквивалентни хибрида sp 3-орбитали:

Ориентацияковалентна връзка е, че се образува в посока на максимално припокриване на орбиталите, които образуват обща двойка електрони.

В зависимост от вида на хибридизацията, хибридните орбитали имат определено пространствено разположение:

sp– линеен, ъгълът между осите на орбиталите е 180°;

sp 2– триъгълни, ъглите между осите на орбиталите са 120°;

sp 3– тетраедър, ъглите между осите на орбиталите са 109°;

sp 3 d 1– тригонално-бипирамидални, ъгли 90° и 120°;

sp2d1– квадрат, ъглите между осите на орбиталите са 90°;

sp 3 d 2– октаедър, ъглите между осите на орбиталите са 90°.

3.2. Теория на молекулярните орбитали

Според теорията на молекулярните орбитали, молекулата се състои от ядра и електрони. В молекулите електроните са в молекулярни орбитали (МО). МО на външните електрони имат сложна структура и се разглеждат като линейна комбинация от външните орбитали на атомите, които съставляват молекулата. Броят на образуваните МО е равен на броя на АО, участващи в тяхното формиране. Енергиите на МО могат да бъдат по-ниски (свързващи МО), равни (не-свързващи МО) или по-високи (разхлабващи, анти-свързващи МО) от енергиите на АО, които ги образуват.

Условия за взаимодействие на АД

1. АО взаимодействат, ако имат сходни енергии.

2. AO взаимодействат, ако се припокриват.

3. AO взаимодействат, ако имат подходяща симетрия.

За двуатомна АВ молекула (или всяка линейна молекула) симетрията на МО може да бъде:

Ако даден МО има ос на симетрия,

Ако дадено MO има равнина на симетрия,

Ако МО има две перпендикулярни равнини на симетрия.

Наличието на електрони върху свързващите МО стабилизира системата, тъй като намалява енергията на молекулата в сравнение с енергията на атомите. Характеризира се стабилността на една молекула ред на свързване n,равна на: n \u003d (n sv - n res) / 2,където n sv и n res -броят на електроните в свързващите и разхлабващите орбитали.

Запълването на МО с електрони става по същите правила като запълването на АО в атом, а именно: правилото на Паули (не може да има повече от два електрона на МО), правилото на Хунд (общото въртене трябва да бъде максимум) и др.

Взаимодействието на 1s-AO атоми от първия период (H и He) води до образуване на свързване?-MO и разхлабване?*-MO:

Електронни формули на молекули, ордери на облигации н,експериментални енергии на връзката Еи междумолекулни разстояния Рза двуатомни молекули от атоми от първия период са дадени в следната таблица:

Други атоми от втория период съдържат, освен 2s-AO, също 2p x -, 2p y - и 2p z -AO, които могат да образуват ?- и ?-MO при взаимодействие. За атомите O, F и Ne, енергиите на 2s– и 2p-AO са значително различни и взаимодействието между 2s-AO на един атом и 2p-AO на друг атом може да се пренебрегне, като се има предвид взаимодействието между 2s-AO на два атома отделно от взаимодействието на техния 2p-AO. Схемата MO за молекули O 2 , F 2 , Ne 2 има следната форма:

За B, C, N атоми енергиите на 2s– и 2p-AO са близки по своите енергии и 2s-AO на един атом взаимодейства с 2p z-AO на друг атом. Следователно, редът на МО в молекулите B 2 , C 2 и N 2 се различава от реда на МО в молекулите O 2 , F 2 и Ne 2 . По-долу е схемата MO за B 2 , C 2 и N 2 молекули:

Въз основа на горните схеми на MO, може например да се запишат електронните формули на молекулите O 2 , O 2 + и O 2 ?:

O 2 + (11e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)

n = 2 R = 0,121 nm;

O 2 (12e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *1)

n = 2,5 R = 0,112 nm;

O2?(13e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *2 ? y *1)

n = 1,5 R = 0,126 nm.

В случая на молекулата O 2 теорията за МО дава възможност да се предвиди по-голямата сила на тази молекула, тъй като n = 2, естеството на промяната в енергии на свързване и междуядрени разстояния в серията O 2 + – O 2 – O 2 ?, както и парамагнетизма на молекулата O 2, на горните МО на която има два несдвоени електрона.

3.3. Някои видове връзки

Йонна връзка– електростатична връзка между йони с противоположни заряди. Йонната връзка може да се разглежда като краен случай на ковалентна полярна връзка. Йонна връзка се образува, ако разликата в електроотрицателността на атомите? X е по-голяма от 1,5–2,0.

Йонната връзка е ненасочен ненасищащВръзка. В NaCl кристал, Na + йонът се привлича от всички Cl йони? и се отблъсква от всички останали Na + йони, независимо от посоката на взаимодействие и броя на йоните. Това предопределя по-голямата стабилност на йонните кристали в сравнение с йонните молекули.

водородна връзка- връзката между водородния атом на една молекула и електроотрицателния атом (F, CI, N) на друга молекула.

Наличието на водородна връзка обяснява аномалните свойства на водата: точката на кипене на водата е много по-висока от тази на нейните химически аналози: t бала (H 2 O) = 100 ° C и t бала (H 2 S) = - 61°С. Водородните връзки не се образуват между H 2 S молекулите.

4. Закономерности на протичането на химичните процеси

4.1. Термохимия

Енергия(E)- способност за работа. Механичната работа (A) се извършва например чрез газ по време на неговото разширяване: A \u003d p? V.

Реакции, които протичат с усвояването на енергия - ендотермичен.

Реакции, които протичат с освобождаването на енергия екзотермичен.

Видове енергия:топлина, светлина, електрическа, химическа, ядрена енергия и др.

Видове енергия:кинетичен и потенциал.

Кинетична енергия- енергията на движещо се тяло, това е работата, която едно тяло може да извърши преди да достигне покой.

топлина (Q)- вид кинетична енергия - свързана с движението на атоми и молекули. При придаване на маса на тялото (м)и специфичен топлинен капацитет (c) на топлина Q температурата му се повишава с известно количество? t: ?Q = m с ?t,където? t = ?Q/(c t).

Потенциална енергия- енергията, придобита от тялото в резултат на промяна на позицията му в пространството или неговите компоненти. Енергията на химичните връзки е вид потенциална енергия.

Първият закон на термодинамиката:енергията може да преминава от една форма в друга, но не може да изчезне или да се появи.

Вътрешна енергия (U) - сумата от кинетичната и потенциалната енергия на частиците, които изграждат тялото. Топлината, погълната в реакцията, е равна на разликата между вътрешната енергия на реакционните продукти и реагентите (Q \u003d? U = U 2 - U 1),при условие че системата не е работила по околната среда. Ако реакцията протича при постоянно налягане, тогава освободените газове действат срещу силите на външното налягане и топлината, погълната по време на реакцията, е равна на сумата от промените във вътрешната енергия ?Uи работа A \u003d p? V.Тази топлина, абсорбирана при постоянно налягане, се нарича промяна на енталпията: Н = ?U + p?V,определящ енталпиякак H \u003d U + pV.Реакциите на течни и твърди вещества протичат без значителна промяна в обема (?V= 0), така че какво е за тези реакции? Хблизо до ?U (?H = ?U). За реакции с промяна в обема имаме ?H > ?Uако разширяването е в ход и ?H< ?U ако компресията е в ход.

Промяната в енталпията обикновено се приписва на стандартното състояние на материята: т.е. за чисто вещество в определено (твърдо, течно или газообразно) състояние, при налягане от 1 atm = 101 325 Pa, температура от 298 K и концентрация на вещества 1 mol / l.

Стандартна енталпия на образуване H arr- топлината, отделена или погълната при образуването на 1 mol вещество от простите вещества, които го изграждат при стандартни условия. Например, ?N обр(NaCl) = -411 kJ/mol. Това означава, че при реакцията Na(tv) + ?Cl 2 (g) = NaCl(tv) се отделят 411 kJ енергия при образуването на 1 mol NaCl.

Стандартна енталпия на реакцията?- промяната на енталпията по време на химическа реакция се определя по формулата: ?H = ?N обр(продукти) - ?N обр(реактиви).

Така че за реакцията NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), знаейки? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol,? H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol и? H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol имаме:

H \u003d? H o 6 p (NH 4 Cl) -? H o 6 p (NH 3) -? H o 6 p (HCl) = -315 - (-46) - (-92) \u003d -177 kJ

Ако? Х< 0, реакцията е екзотермична. Ако? H > 0, реакцията е ендотермична.

законХес: стандартната енталпия на реакцията зависи от стандартните енталпии на реагентите и продуктите и не зависи от пътя на реакцията.

Спонтанните процеси могат да бъдат не само екзотермични, т.е. процеси с намаляване на енергията (?Х< 0), но могат да бъдат и ендотермични процеси, тоест процеси с увеличаване на енергията (?H > 0). При всички тези процеси "разстройството" на системата се увеличава.

ЕнтропияС е физическа величина, която характеризира степента на системно разстройство. S е стандартната ентропия, ?S е промяната в стандартната ентропия. Ако?S > 0, разстройството нараства, ако AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. За процеси, при които броят на частиците намалява, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO (tv) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (tv),? S< 0;

CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), ?S\u003e 0.

Процесите протичат спонтанно с освобождаване на енергия, т.е. за какво? Х< 0 и с увеличаване на ентропията, т.е. за което?S > 0. Отчитането на двата фактора води до израз за Енергия на Гибс: G = H - TSили? G \u003d? H - T? S.Реакции, при които енергията на Гибс намалява, т.е. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, спонтанно не отиват. Условието?G = 0 означава, че е установено равновесие между продуктите и реагентите.

При ниска температура, когато стойността те близо до нула, протичат само екзотермични реакции, тъй като T?S– малко и? G = ? Х< 0. При високи температури стойностите T?Sголям и, пренебрегвайки величината? H,имаме? G = – T?S,т.е. спонтанно ще възникнат процеси с увеличаване на ентропията, за които? S > 0 и ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Стойността на AG за конкретна реакция може да се определи по формулата:

G = ?С arr (продукти) – ?G o b p (реактиви).

В този случай стойностите?G o br, както и? H апри? S o br за голям брой вещества са дадени в специални таблици.

4.2. Химическа кинетика

Скоростта на химическа реакция(v) се определя от промяната в моларната концентрация на реагентите за единица време:

където vе скоростта на реакцията, s е молната концентрация на реагента, т- време.

Скоростта на химическата реакция зависи от естеството на реагентите и реакционните условия (температура, концентрация, наличие на катализатор и др.)

Влияние на концентрацията. INВ случай на прости реакции скоростта на реакцията е пропорционална на произведението от концентрациите на реагентите, взети в степени, равни на техните стехиометрични коефициенти.

За реакция

където 1 и 2 са съответно посоката на реакцията напред и назад:

v 1 = k 1? [А] м? [B]n и

v 2 \u003d k 2? [C]p? [D]q

където v- бърза реакция, ке скоростната константа, [A] е моларната концентрация на веществото A.

Реакционна молекулярносте броят на молекулите, участващи в елементарния акт на реакцията. За прости реакции, например: mA + nB> pC + qD,молекулярността е равна на сумата от коефициентите (m + n).Реакциите могат да бъдат едномолекулни, двумолекулни и рядко тримолекулни. По-високи молекулярни реакции не протичат.

Ред на реакцияе равна на сбора от показателите на степените на концентрация в експерименталния израз на скоростта на химична реакция. Така че, за сложна реакция

mA + nB > рС + qDексперименталният израз за скоростта на реакцията има формата

v 1 = k1? [НО] ? ? [IN] ? и редът на реакцията е (? + ?). къде? И? са експериментални и може да не съвпадат с мИ нсъответно, тъй като уравнението на сложна реакция е резултат от няколко прости реакции.

Ефектът на температурата.Скоростта на реакцията зависи от броя на ефективни сблъсъци на молекули. Повишаването на температурата увеличава броя на активните молекули, което им дава необходимото за протичане на реакцията. активираща енергияЕ действат и увеличават скоростта на химическата реакция.

Правилото на Вант Хоф.С повишаване на температурата с 10° скоростта на реакцията се увеличава с коефициент 2-4. Математически това се записва като:

v2 = v1? ?(t 2 - t 1) / 10

където v 1 и v 2 са скоростите на реакцията при начална (t 1) и крайна (t 2) температура, ? - температурният коефициент на скоростта на реакцията, който показва колко пъти скоростта на реакцията се увеличава с повишаване на температурата с 10 °.

По-точно, зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се изразява като уравнение на Арениус:

k = A? д - E/(RT) ,

където ке скоростната константа, НО- постоянна, независимо от температурата, e = 2,71828, Ее енергията на активиране, R= 8,314 J/(K? mol) – газова константа; т– температура (K). Може да се види, че константата на скоростта се увеличава с повишаване на температурата и намаляване на енергията на активиране.

4.3. Химическо равновесие

Една система е в равновесие, ако състоянието й не се променя с времето. Равенството на скоростите на директната и обратната реакция е условие за поддържане на равновесието на системата.

Пример за обратима реакция е реакцията

N 2 + 3H 2 - 2NH 3.

Закон за масовите действия:съотношението на продукта на концентрациите на реакционните продукти към продукта на концентрациите на изходните вещества (всички концентрации са посочени в степени, равни на техните стехиометрични коефициенти) е константа, наречена равновесна константа.

Равновесната константа е мярка за хода на директна реакция.

K = O - няма директна реакция;

K =? - директната реакция отива до края;

K > 1 - балансът се измества надясно;

ДА СЕ< 1 - балансът се измества наляво.

Константа на равновесие на реакцията ДА СЕе свързано с промяната в стандартната енергия на Гибс?G за същата реакция:

G= – RTвътрешен К,или ?g= -2.3RT lg К,или К=10 -0,435°G/RT

Ако K > 1, след това lg К> 0 и?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Ако ДА СЕ< 1, след това lg К < 0 и?G >0, т.е. ако равновесието е изместено наляво, тогава реакцията не преминава спонтанно надясно.

Закон за изместване на равновесието:Ако се упражни външно влияние върху система в равновесие, в системата възниква процес, който противодейства на външното влияние.

5. Редокс реакции

Редокс реакции- реакции, които протичат с промяна в степените на окисление на елементите.

Окислениее процесът на отказване на електрони.

Възстановяванее процесът на добавяне на електрони.

ОкислителАтом, молекула или йон, който приема електрони.

Редуциращ агентАтом, молекула или йон, който дарява електрони.

Окислителите, приемащи електрони, преминават в редуцирана форма:

F2 [ок. ] + 2e > 2F? [Почивка.].

Редуциращите агенти, даряващи електрони, преминават в окислена форма:

Na 0 [възстановяване ] – 1e > Na + [прибл.].

Равновесието между окислената и редуцираната форма се характеризира с Уравнения на Нернстза редокс потенциал:

където E 0е стандартната стойност на редокс потенциала; не броят на прехвърлените електрони; [Почивка. ] и [ок. ] са моларните концентрации на съединението в редуцираната и окислената форма, съответно.

Стойности на стандартните електродни потенциали E 0са дадени в таблици и характеризират окислителните и редукционните свойства на съединенията: колкото по-положителна е стойността E 0,толкова по-силни са окислителните свойства и толкова по-отрицателна е стойността E 0,толкова по-силни са възстановителните свойства.

Например за F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 волта, а за Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 волта (процесът винаги се записва за редукционни реакции).

Редокс реакцията е комбинация от две полуреакции, окисление и редукция, и се характеризира с електродвижеща сила (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 добре – ?E 0 възстановяване, където E 0 добреИ? E 0 възстановяванеса стандартните потенциали на окислителя и редуктора за дадена реакция.

емф реакции? E 0е свързано с промяната в свободната енергия на Гибс?G и равновесната константа на реакцията ДА СЕ:

?G = –nF?E 0или? E = (RT/nF)вътрешен К.

емф реакции при нестандартни концентрации? Ее равно на: ? E =?E 0 - (RT / nF)? Ig Кили? E =?E 0 -(0,059/н)lg К.

В случай на равновесие? G = 0 и? E = 0, къде? E =(0,059/n)lg КИ K = 10n?E/0,059.

За спонтанното протичане на реакцията трябва да са изпълнени следните отношения: ?G< 0 или K >> 1 дали условието отговаря? E 0> 0. Следователно, за да се определи възможността за дадена редокс реакция, е необходимо да се изчисли стойността? E 0 .Ако? E 0 > 0, реакцията е включена. Ако? E 0< 0, няма реакция.

Химически източници на ток

Галванични клеткиУстройства, които преобразуват енергията на химическа реакция в електрическа енергия.

Галваничната клетка на Даниелсе състои от цинкови и медни електроди, потопени съответно в разтвори на ZnSO 4 и CuSO 4. Електролитните разтвори комуникират чрез пореста преграда. В същото време на цинковия електрод настъпва окисление: Zn > Zn 2+ + 2e, а редукция на медния електрод: Cu 2+ + 2e > Cu. Като цяло, реакцията протича: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

анод- електродът, при който се извършва окисляването. катод- електрода, върху който се извършва редукцията. В галваничните елементи анодът е отрицателно зареден, а катодът е положителен. В диаграмите на елементите металът и разтворът са разделени с вертикална линия, а две решения - с двойна вертикална линия.

И така, за реакцията Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu, веригата на галваничната клетка е написана: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).

Електродвижещата сила (ЕДС) на реакцията е? E 0 \u003d E 0 ок - E 0 възстановяване= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) = 0,34 - (-0,76) = 1,10 V. Поради загуби напрежението, създадено от елемента, ще бъде малко по-малко от? E 0 .Ако концентрациите на разтворите се различават от стандартните, равни на 1 mol/l, тогава E 0 добреИ E 0 възстановяванесе изчисляват според уравнението на Нернст и след това се изчислява ЕДС. съответната галванична клетка.

сух елементсе състои от цинково тяло, NH 4 Cl паста с нишесте или брашно, смес от MnO 2 с графит и графитен електрод. В хода на нейната работа протича следната реакция: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Елементна диаграма: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). емф елемент - 1,5 V.

Батерии.Оловната батерия се състои от две оловни пластини, потопени в 30% разтвор на сярна киселина и покрити със слой от неразтворим PbSO 4 . Когато батерията е заредена, върху електродите се извършват следните процеси:

PbSO 4 (tv) + 2e > Pb (tv) + SO 4 2-

PbSO 4 (tv) + 2H 2 O > РbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e

Когато батерията е разредена, върху електродите се извършват следните процеси:

Pb(tv) + SO 4 2-> PbSO 4 (tv) + 2e

РbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e> PbSO 4 (tv) + 2Н 2 O

Цялостната реакция може да се запише като:

За да работи, батерията се нуждае от редовно зареждане и контрол на концентрацията на сярна киселина, която може леко да намалее по време на работа на батерията.

6. Решения

6.1. Концентрация на разтвора

Масова част на веществото в разтвор w е равно на съотношението на масата на разтвореното вещество към масата на разтвора: w \u003d m in-va / m разтворили w = m in-va / (V ? ?), защото m p-ra \u003d V p-pa? ?р-ра.

Моларна концентрация от е равно на съотношението на броя на моловете на разтвореното вещество към обема на разтвора: c = n(mol)/ V(л) или c = m/(M? V(л )).

Моларна концентрация на еквиваленти (нормална или еквивалентна концентрация) с eе равно на съотношението на броя на еквивалентите на разтвореното вещество към обема на разтвора: с e = n(молен еквив.)/ V(л) или с e \u003d m / (M e? V (l)).

6.2. Електролитна дисоциация

Електролитна дисоциация– разлагане на електролита на катиони и аниони под действието на полярни молекули на разтворителя.

Степен на дисоциация?е съотношението на концентрацията на дисоциираните молекули (c diss) към общата концентрация на разтворените молекули (c vol): ? = s diss / s rev.

Електролитите могат да се разделят на силен(?~1) и слаб.

Силни електролити(за тях? ~ 1) - соли и основи, разтворими във вода, както и някои киселини: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 и др.

Слаби електролити(за тях?<< 1) – Н 2 O, NH 4 OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, CH 3 COOH и другие.

Уравнения на йонна реакция. INВ уравненията на йонната реакция силните електролити се записват като йони, а слабите електролити, слабо разтворимите вещества и газове се записват като молекули. Например:

CaCO 3 v + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ^

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? \u003d Ca 2+ + 2Cl? + H 2 O + CO 2 ^

CaCO 3 v + 2H + = Ca 2+ + H 2 O + CO 2 ^

Реакции между йонивърви по посока на образуването на вещество, което дава по-малко йони, т.е. в посока на по-слаб електролит или по-малко разтворимо вещество.

6.3. Дисоциация на слаби електролити

Нека приложим закона за масовото действие към равновесието между йони и молекули в разтвор на слаб електролит, като оцетна киселина:

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +

Равновесните константи на реакциите на дисоциация се наричат дисоциационни константи.Константите на дисоциация характеризират дисоциацията на слабите електролити: колкото по-малка е константата, толкова по-малко се дисоциира слабият електролит, толкова по-слаб е той.

Многоосновните киселини се дисоциират на стъпки:

H 3 PO 4 - H + + H 2 PO 4?

Равновесната константа на общата реакция на дисоциация е равна на произведението на константите на отделните етапи на дисоциация:

H 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-

Законът за разреждане на Оствалд:степента на дисоциация на слаб електролит (а) се увеличава с намаляване на концентрацията му, т.е. при разреждане:

Ефект на обикновен йон върху дисоциацията на слаб електролит:добавянето на общ йон намалява дисоциацията на слаб електролит. Така че, при добавяне на слаб електролитен разтвор CH 3 COOH

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H + ?<< 1

силен електролит, съдържащ йон, общ с CH 3 COOH, т.е. ацетатен йон, например CH 3 COONa

CH 3 COONa - CH 3 COO? +На+? = 1

концентрацията на ацетатния йон се увеличава и равновесието на дисоциацията на CH 3 COOH се измества наляво, т.е. дисоциацията на киселината намалява.

6.4. Дисоциация на силни електролити

Йонна активност но е концентрацията на йон, която се проявява в неговите свойства.

Фактор на активностее съотношението на йонната активност ноза концентрация с: е= климатикили но = f.c.

Ако f = 1, тогава йоните са свободни и не взаимодействат един с друг. Това се случва в много разредени разтвори, в разтвори на слаби електролити и т.н.

Ако е< 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.

Коефициентът на активност зависи от йонната сила на разтвор I: колкото по-голяма е йонната сила, толкова по-нисък е коефициентът на активност.

Йонна сила на разтвора аз зависи от таксите z и концентрации от йони:

I= 0,52?s z2.

Коефициентът на активност зависи от заряда на йона: колкото по-голям е зарядът на йона, толкова по-нисък е коефициентът на активност. Математически, зависимостта на коефициента на активност еот йонна сила ази йонен заряд zсе записва по формулата на Дебай-Хюкел:

Коефициентите на йонна активност могат да бъдат определени с помощта на следната таблица:

6.5 Йонно произведение на водата. Водороден индикатор

Водата, слаб електролит, се дисоциира, за да образува H+ и OHy йони. Тези йони са хидратирани, тоест свързани с няколко водни молекули, но за простота те са написани в нехидратирана форма

H2O - H + + OH?.

Въз основа на закона за масовото действие, за това равновесие:

Концентрацията на водните молекули [H 2 O], т.е. броят на моловете в 1 литър вода, може да се счита за постоянна и равна на [H 2 O] \u003d 1000 g / l: 18 g / mol = 55,6 mol / л. Оттук:

ДА СЕ[H2O] = ДА СЕ(H 2 O ) = [Н+] = 10-14 (22°С).

Йонен продукт на водата– произведението на концентрациите [H + ] и – е постоянна стойност при постоянна температура и равна на 10 -14 при 22°C.

Йонният продукт на водата се увеличава с повишаване на температурата.

pH стойносте отрицателният логаритъм на концентрацията на водородни йони: pH = – lg. По същия начин: pOH = – lg.

Логаритъмът на йонния продукт на водата дава: pH + pOH = 14.

Стойността на pH характеризира реакцията на средата.

Ако pH = 7, тогава [H + ] = е неутрална среда.

Ако pH< 7, то [Н + ] >- кисела среда.

Ако pH > 7, тогава [H + ]< – щелочная среда.

6.6. буферни разтвори

Буферните разтвори са разтвори, които имат определена концентрация на водородни йони. pH на тези разтвори не се променя при разреждане и се променя малко, когато се добавят малки количества киселини и основи.

I. Разтвор на слаба киселина HA, концентрация - от киселина, и нейни соли със силна основа BA, концентрация - от сол. Например, ацетатен буфер е разтвор на оцетна киселина и натриев ацетат: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH \u003d pK кисел + lg (кисела сол /s).

II. Разтвор на слаба основа BOH, концентрация - с основна, и неговите соли със силна киселина BA, концентрация - със сол. Например, амонячен буфер е разтвор на амониев хидроксид и амониев хлорид NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 - рК основно - lg (от сол / от основно).

6.7. Хидролиза на сол

Хидролиза на сол- взаимодействието на солните йони с вода с образуването на слаб електролит.

Примери за уравнения на реакцията на хидролиза.

I. Солта се образува от силна основа и слаба киселина:

Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH

2Na + + CO 3 2- + H 2 O - 2Na + + HCO 3? +OH?

CO 3 2- + H 2 O - HCO 3? + OH?, pH > 7, алкално.

На втория етап хидролизата практически не се случва.

II. Солта се образува от слаба основа и силна киселина:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

Al 3+ + 3Cl? + H 2 O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?

Al 3+ + H 2 O - AlOH 2+ + H +, pH< 7.

На втория етап хидролизата се случва по-малко, а на третия етап практически не се случва.

III. Солта се образува от силна основа и силна киселина:

K + + NO 3 ? + H2O? няма хидролиза, pH? 7.

IV. Солта се образува от слаба основа и слаба киселина:

CH 3 COONH 4 + H 2 O - CH 3 COOH + NH 4 OH

CH 3 COO? + NH 4 + + H 2 O - CH 3 COOH + NH 4 OH, pH = 7.

В някои случаи, когато солта се образува от много слаби основи и киселини, настъпва пълна хидролиза. В таблицата за разтворимост за такива соли символът е „разложен от вода“:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3H 2 S ^

Възможността за пълна хидролиза трябва да се вземе предвид при обменните реакции:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^

Степен на хидролизаз е съотношението на концентрацията на хидролизираните молекули към общата концентрация на разтворените молекули.

За соли, образувани от силна основа и слаба киселина:

= гл,рОН = -lg, рН = 14 - рОН.

От израза следва, че степента на хидролиза з(т.е. хидролиза) увеличава:

а) с повишаване на температурата, тъй като K(H 2 O) се увеличава;

б) с намаляване на дисоциацията на киселината, която образува солта: колкото по-слаба е киселината, толкова по-голяма е хидролизата;

в) с разреждане: колкото по-ниско е с, толкова по-голяма е хидролизата.

За соли, образувани от слаба основа и силна киселина

[H + ] = гл, pH = – lg.

За соли, образувани от слаба основа и слаба киселина

6.8. Протолитична теория на киселините и основите

Протолизае процесът на пренос на протони.

Протолитикиселини и основи, които даряват и приемат протони.

киселинаМолекула или йон, способен да дари протон. Всяка киселина има своя конюгирана основа. Силата на киселините се характеризира с киселинната константа Към к.

H 2 CO 3 + H 2 O - H 3 O + + HCO 3?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H 2 O - 2+ + H 3 O +

K k = 9 ? 10 -6

БазаМолекула или йон, който може да приеме протон. Всяка основа има своя конюгирана киселина. Силата на основите се характеризира с базовата константа K 0 .

NH3? H2O (H2O) - NH4 + + OH?

K 0 = 1,8 ?10 -5

Амфолити- протолити, способни на откат и прикрепване на протони.

HCO3? + H 2 O - H 3 O + + CO 3 2-

HCO3? - киселина.

HCO3? + H 2 O - H 2 CO 3 + OH?

HCO3? - база.

За вода: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?

K (H 2 O) \u003d [H 3 O +] = 10 -14 и pH = lg.

Константи К доИ К 0за конюгирани киселини и основи са свързани.

ON + H 2 O - H 3 O + + A ?,

НО? + H 2 O - ON + OH?,

7. Константа на разтворимост. Разтворимост

В система, състояща се от разтвор и утайка, протичат два процеса - разтваряне на утайката и утаяване. Равенството на скоростите на тези два процеса е условието за равновесие.

наситен разтворРазтвор, който е в равновесие с утайката.

Законът за масовото действие, приложен към равновесието между утайка и разтвор, дава:

Тъй като = const,

ДА СЕ = K s (AgCl) = .

Като цяло имаме:

НО мБ н(телевизия) - мА +n+nБ -м

K s (А мБ н)= [А +n ] м[IN -м ] н .

Константа на разтворимостKs(или продукт на разтворимост PR) - произведението от концентрациите на йони в наситен разтвор на слабо разтворим електролит - е постоянна стойност и зависи само от температурата.

Разтворимост на неразтворимо вещество с може да се изрази в молове на литър. В зависимост от размера свеществата могат да се разделят на слабо разтворими - с< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? с? 10 -2 mol/l и силно разтворим с>10 -2 mol/l.

Разтворимостта на съединенията е свързана с техния продукт на разтворимост.

Състояние на утаяване и разтваряне

В случай на AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

Ks= :

а) условието на равновесие между утайката и разтвора: = К с .

б) условие за уреждане: > K s ;по време на утаяване концентрациите на йони намаляват, докато се установи равновесие;

в) условието за разтваряне на утайката или наличието на наситен разтвор:< K s ;по време на разтварянето на утайката концентрацията на йони се увеличава, докато се установи равновесие.

8. Координационни съединения

Координационните (комплексни) съединения са съединения с донорно-акцепторна връзка.

За K3:

йони на външната сфера - 3K +,

йон на вътрешната сфера - 3-,

комплексообразуващ агент - Fe 3+,

лиганди - 6CN?, тяхната същност - 1,

координационен номер - 6.

Примери за комплексообразуващи агенти: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ и др.

Примери за лиганди: полярни молекули H2O, NH3, CO и аниони CNa, Cl2, OH? и т.н.

Координационни числа: обикновено 4 или 6, рядко 2, 3 и т.н.

Номенклатура.Първо се наименува анионът (в именителен падеж), след това катионът (в родителен падеж). Имената на някои лиганди: NH 3 - амин, H 2 O - вода, CN? – циано, Cl? – хлоро, OH? - хидроксо. Имена на координационните числа: 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - хекса. Посочете степента на окисление на комплексообразуващия агент:

Cl е диаминсребър(I) хлорид;

SO 4 - тетрамин меден(II) сулфат;

K 3 е калиев хексацианоферат (III).

ХимическиВръзка.

Теорията на валентните връзки предполага хибридизация на орбиталите на централния атом. Разположението на получените хибридни орбитали определя геометрията на комплексите.

Диамагнитен комплексен йон Fe(CN) 6 4- .

Цианиден йон - донор

Железният йон Fe 2+ - акцептор - има формулата 3d 6 4s 0 4p 0. Като вземем предвид диамагнетизма на комплекса (всички електрони са сдвоени) и координационното число (необходими са 6 свободни орбитали), имаме d2sp3- хибридизация:

Комплексът е диамагнитен, нискоспинов, интраорбитален, стабилен (не се използват външни електрони), октаедър ( d2sp3-хибридизация).

Парамагнитен комплексен йон FeF 6 3- .

Флуоридният йон е донор.

Железният йон Fe 3+ - акцептор - има формулата 3d 5 4s 0 4p 0 .Като вземем предвид парамагнетизма на комплекса (електроните се запарват) и координационното число (необходими са 6 свободни орбитали), имаме sp 3 d 2- хибридизация:

Комплексът е парамагнитен, високоспинов, външно-орбитален, нестабилен (използват се външни 4d-орбитали), октаедър ( sp 3 d 2-хибридизация).

Дисоциация на координационни съединения.

Координационните съединения в разтвор напълно се дисоциират на йони на вътрешната и външната сфера.

NO 3 > Ag(NH 3) 2 + + NO 3 ?, ? = 1.

Йоните на вътрешната сфера, т.е. сложните йони, се дисоциират на метални йони и лиганди, подобно на слаби електролити, на стъпки.

където К 1 , ДА СЕ 2 , ДА СЕ 1 _ 2 се наричат ​​константи на нестабилности характеризират дисоциацията на комплексите: колкото по-малка е константата на нестабилността, толкова по-малко се дисоциира комплексът, толкова по-стабилен е той.

Ключови думи: Химия 8 клас. Всички формули и дефиниции, символи на физични величини, мерни единици, представки за обозначаване на мерни единици, връзки между единици, химически формули, основни определения, накратко, таблици, диаграми.

1. Символи, имена и мерни единици
някои физически величини, използвани в химията

Физическо количество	Обозначаване	мерна единица
Време	т	от
налягане	стр	Pa, kPa
Количеството вещество	ν	къртица
Маса на материята	м	кг, г
Масова фракция	ω	Безразмерен
Моларна маса	М	kg/mol, g/mol
Моларен обем	V n	m 3 / mol, l / mol
Обем на материята	V	м 3, л
Обемна фракция		Безразмерен
Относителна атомна маса	A r	Безразмерен
	Г-н	Безразмерен
Относителна плътност на газ А спрямо газ В	дБ (А)	Безразмерен
Плътност на материята	Р	kg / m 3, g / cm 3, g / ml
Константа на Авогадро	Н А	1/mol
Абсолютна температура	т	К (Келвин)
температура по Целзий	т	°С (градус по Целзий)
Топлинен ефект на химическа реакция	В	kJ/mol

2. Отношения между единици физически величини

3. Химически формули в 8 клас

4. Основни определения в 8 клас

• атом- най-малката химически неделима частица от вещество.
• Химичен елементопределен тип атом.
• Молекула- най-малката частица от вещество, която запазва своя състав и химични свойства и се състои от атоми.
• Прости веществаВещества, чиито молекули са изградени от атоми от същия тип.
• Комплексни веществаВещества, чиито молекули са изградени от различни видове атоми.
• Качественият състав на веществото показва от какви атоми се състои.
• Количественият състав на веществото показва броя на атомите на всеки елемент в неговия състав.
• Химична формула- условно записване на качествения и количествения състав на веществото чрез химически символи и индекси.
• Единица за атомна маса(amu) - единица за измерване на масата на атом, равна на масата на 1/12 от въглероден атом 12 C.
• къртица- количеството вещество, което съдържа броя на частиците, равен на броя на атомите в 0,012 kg въглерод 12 C.
• Константа на Авогадро (на \u003d 6 * 10 23 mol -1) - броят на частиците, съдържащи се в един мол.
• Моларна маса на вещество (М ) е масата на вещество, взето в количество от 1 mol.
• Относителна атомна масаелемент НО r - съотношението на масата на атом от даден елемент m 0 към 1/12 от масата на въглероден атом 12 C.
• Относително молекулно тегловещества М r - съотношението на масата на молекула на дадено вещество към 1/12 от масата на въглероден атом 12 C. Относителната молекулна маса е равна на сумата от относителните атомни маси на химичните елементи, които образуват съединението, като се вземе предвид броят на атомите на този елемент.
• Масова фракцияхимичен елемент ω(X)показва каква част от относителното молекулно тегло на веществото X се дължи на този елемент.

АТОМНО-МОЛЕКУЛНИ ПРОУЧВАНИЯ
1. Има вещества с молекулярна и немолекулна структура.
2. Между молекулите има празнини, чиито размери зависят от състоянието на агрегиране на веществото и температурата.
3. Молекулите са в непрекъснато движение.
4. Молекулите са изградени от атоми.
6. Атомите се характеризират с определена маса и размер.
При физическите явления молекулите се запазват, при химичните явления, като правило, те се унищожават. Атомите в химичните явления се пренареждат, образувайки молекули на нови вещества.

ЗАКОНЪТ ЗА ПОСТОЯНИЯ СЪСТАВ НА ВЕЩЕСТВОТО
Всяко химически чисто вещество с молекулярна структура, независимо от метода на получаване, има постоянен качествен и количествен състав.

ВАЛЕНТНОСТ
Валентността е свойството на атом от химичен елемент да свързва или замества определен брой атоми на друг елемент.

ХИМИЧЕСКА РЕАКЦИЯ
Химичната реакция е процес, при който от едно вещество се образува друго вещество. Реагентите са вещества, които влизат в химична реакция. Продуктите на реакцията са вещества, които се образуват в резултат на реакция.
Признаци на химични реакции:
1. Отделяне на топлина (светлина).
2. Смяна на цвета.
3. Появата на миризма.
4. Валежи.
5. Изпускане на газ.

Стойност и нейното измерение	Съотношение
Атомна маса на елемент X (относителна)
Номер на елемента	Z= н(д –) = н(Р +)
Масова част на елемента Е във веществото X, във доли от единица, в %)
Количество вещество X, mol
Количество газово вещество, mol	V м= 22,4 l/mol (н.о.) добре. - Р= 101 325 Pa, т= 273 К
Моларна маса на веществото X, g/mol, kg/mol
Маса на веществото X, g, kg	м(X)= н(X) М(Х)
Моларен обем газ, l / mol, m 3 / mol	V м= 22,4 l / mol при н.о.
Обем на газа, m 3	V = V м × н
Добив на продукта
Плътност на веществото X, g / l, g / ml, kg / m 3
Плътност на газообразно вещество X по водород
Плътност на газообразно вещество X във въздуха	М(въздух) = 29 g/mol
Закон за единен газ
Уравнение на Менделеев-Клапейрон	PV = nRT, Р= 8,314 J/mol×K
Обемна част на газообразно вещество в смес от газове, във фракции от единица или в%
Моларна маса на смес от газове
Молна фракция на веществото (X) в сместа
Количеството топлина, J, kJ	В = н(X) В(Х)
Топлинен ефект на реакцията	Q =–Х
Топлина на образуване на вещество X, J/mol, kJ/mol
Скорост на химичната реакция (mol/lsec)
Закон за масовите действия (за проста реакция)	а A+ в B= от C + дд u = к от а(А) от в(Б)
Правилото на Вант Хоф
Разтворимост на веществото (X) (g/100 g разтворител)
Масова част на веществото X в смес A + X, във фракции от единица, в%
Маса на разтвора, g, kg	м(rr) = м(X) + м(H2O) м(rr) = V(rr)  (rr)
Масова част на разтвореното вещество в разтвора, във фракции от единица, в %
Плътност на разтвора
Обемът на разтвора, cm 3, l, m 3
Моларна концентрация, mol/l
Степента на дисоциация на електролита (X), във фракции от единица или%
Йонен продукт на водата	К(H2O) =
Водороден индикатор	pH = –lg

Основен:

Кузнецова Н.Е. и т.н. Химия. 8 клетки-10 клетки .. - М .: Вентана-Граф, 2005-2007.

Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Левкин А.Н.Химия.11 клас в 2 части, 2005-2007г.

Егоров A.S.Химия. Нов учебник за подготовка за университети. Ростов n/a: Phoenix, 2004.– 640 с.

Егоров A.S. Химия: модерен курс за подготовка за изпита. Ростов n / a: Phoenix, 2011. (2012) - 699 с.

Егоров A.S.Ръководство за самообучение за решаване на химически проблеми. - Ростов на Дон: Феникс, 2000. - 352 с.

Химия / наръчник-преподавател за студенти. Ростов-н/Д, Феникс, 2005– 536 с.

Хомченко Г.П., Хомченко И.Г. Задачи по химия за студенти. М.: Висше училище. 2007.–302с.

Допълнителен:

Врублевски A.I.. Образователни и учебни материали за подготовка за централизирано тестване по химия / A.I. Врублевски - Мн.: Unipress LLC, 2004. - 368 с.

Врублевски A.I.. 1000 задачи по химия с вериги от трансформации и контролни тестове за ученици и абитуриенти.– Мн.: Unipress LLC, 2003.– 400 с.

Егоров A.S.. Всички видове изчислителни задачи по химия за подготовка за Единния държавен изпит.–Ростов н/Д: Феникс, 2003.–320с.

Егоров А.С., Аминова Г.Х. Типични задачи и упражнения за подготовка за изпит по химия. - Ростов н/Д: Феникс, 2005. - 448 с.

Единен държавен изпит 2007 г. Химия. Учебни и учебни материали за подготовка на студенти / ФИПИ - М .: Интелект-Център, 2007. - 272 с.

ИЗПОЛЗВАНЕ-2011. Химия. Комплект за обучение, изд. А.А. Каверина. - М .: Народно образование, 2011.

Единствените реални опции за задачи за подготовка за единния държавен изпит. USE.2007. Химия/В.Ю. Мишина, Е.Н. Стрелников. М.: Федерален център за тестване, 2007.–151 стр.

Каверина А.А.. Оптималната банка от задачи за подготовка на ученици. Единен държавен изпит 2012 г. Химия. Учебник./ А.А. Каверина, Д.Ю. Добротин, Ю.Н. Медведев, М.Г. Снастина. - М.: Интелект-Център, 2012. - 256 с.

Литвинова Т.Н., Вискубова Н.К., Ажипа Л.Т., Соловьева М.В.. Тестови задачи в допълнение към тестове за студенти от 10-месечни задочни подготвителни курсове (насоки). Краснодар, 2004. - С. 18 - 70.

Литвинова Т.Н.. Химия. ИЗПОЛЗВАНЕ-2011. Тренировъчни тестове. Ростов n/a: Phoenix, 2011.– 349 с.

Литвинова Т.Н.. Химия. Тестове за изпита. Ростов н/Д .: Феникс, 2012. - 284 с.

Литвинова Т.Н.. Химия. Закони, свойства на елементите и техните съединения. Ростов н/Д .: Феникс, 2012. - 156 с.

Литвинова T.N., Melnikova E.D., Solovieva M.V.., Ажипа Л.Т., Вискубова Н.К.Химия в задачите за кандидати в университети - М.: LLC "Издателство Оникс": LLC "Издателство "Светът и образованието", 2009.- 832 стр.

Учебно-методически комплекс по химия за ученици от медико-биологични паралелки, изд. Т. Н. Литвинова - Краснодар: KSMU, - 2008.

Химия. УПОТРЕБА-2008. Входни тестове, учебно помагало / изд. В.Н. Доронкин. - Ростов n / a: Легион, 2008. - 271 с.

Списък със сайтове по химия:

1. Алхимик. http:// www. алхимик. en

2. Химия за всеки. Електронен справочник за пълен курс по химия.

http:// www. информика. en/ текст/ база данни/ химия/ СТАРТ. html

3. Училищна химия – справочник. http:// www. училищна химия. от. en

4. Учител по химия. http://www. chemistry.nm.ru

Интернет ресурси

алхимик. http:// www. алхимик. en

Химия за всеки. Електронен справочник за пълен курс по химия.

http:// www. информика. en/ текст/ база данни/ химия/ СТАРТ. html

Училищна химия - справочник. http:// www. училищна химия. от. en

http://www.classchem.narod.ru

Учител по химия. http://www. chemistry.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- Интернет образователни ресурси по химия

http://schoolchemistry.by.ru/- училищна химия. На този сайт има възможност да вземете онлайн тестове по различни теми, както и демо версии на Единния държавен изпит

Химия и живот–XX1 век: научно-популярно списание. http:// www. hij. en

Проверете информацията. Необходимо е да се провери точността на фактите и надеждността на информацията, представена в тази статия. На страницата за обсъждане има дискусия на тема: Съмнения относно терминологията. Химическа формула ... Уикипедия

Химическата формула е отражение на информация за състава и структурата на веществата, използвайки химически знаци, числа и разделителни скоби. В момента се разграничават следните видове химични формули: Най-простата формула. Може да се получи от опитен ... ... Уикипедия

Химическата формула е отражение на информация за състава и структурата на веществата, използвайки химически знаци, числа и разделителни скоби. В момента се разграничават следните видове химични формули: Най-простата формула. Може да се получи от опитен ... ... Уикипедия

Химическата формула е отражение на информация за състава и структурата на веществата, използвайки химически знаци, числа и разделителни скоби. В момента се разграничават следните видове химични формули: Най-простата формула. Може да се получи от опитен ... ... Уикипедия

Химическата формула е отражение на информация за състава и структурата на веществата, използвайки химически знаци, числа и разделителни скоби. В момента се разграничават следните видове химични формули: Най-простата формула. Може да се получи от опитен ... ... Уикипедия

Основна статия: Неорганични съединения Списък на неорганичните съединения по елементи информационен списък на неорганичните съединения, представени по азбучен ред (по формула) за всяко вещество, водородни киселини на елементите (с техните ... ... Wikipedia

Тази статия или раздел се нуждае от ревизия. Моля, подобрете статията в съответствие с правилата за писане на статии... Wikipedia

Химичното уравнение (уравнение на химическата реакция) е условен запис на химична реакция, използващ химични формули, числови коефициенти и математически символи. Уравнението на химичната реакция дава качествена и количествена ... ... Wikipedia

Химическият софтуер са компютърни програми, използвани в областта на химията. Съдържание 1 Химически редактори 2 Платформи 3 Литература ... Wikipedia

Книги

• Японско-англо-руски речник за инсталиране на промишлено оборудване. Около 8000 термина, Popova I.S. Речникът е предназначен за широк кръг потребители и предимно за преводачи и технически специалисти, участващи в доставката и внедряването на промишлено оборудване от Япония или ...
• Кратък речник на биохимичните термини, Кунижев С.М. Речникът е предназначен за студенти от химични и биологични специалности на университети, изучаващи курса по обща биохимия, екология и основи на биотехнологиите, а може да се използва и в ...