kelios pagrindinės sąvokos ir formulės.

Visos medžiagos turi skirtingą masę, tankį ir tūrį. Vieno elemento metalo gabalas gali sverti daug kartų daugiau nei kito, lygiai tokio pat dydžio metalo gabalas.

Drugys(apgamų skaičius)

žymėjimas: apgamas, tarptautinis: mol- medžiagos kiekio matavimo vienetas. Atitinka medžiagos kiekį, kuriame yra NA dalelės (molekulės, atomai, jonai) Todėl buvo įvesta universali reikšmė - apgamų skaičius. Dažna frazė problemose - „buvo gauta ... medžiagos molis"

NA= 6,02 1023

NA Ar Avogadro numeris. Taip pat „numeris pagal susitarimą“. Kiek atomų yra pieštuko antgalio kotelyje? Apie tūkstantį. Su tokiomis vertybėmis operuoti nėra patogu. Todėl viso pasaulio chemikai ir fizikai sutarė – 6,02 1023 daleles (atomus, molekules, jonus) įvardykime kaip 1 molis medžiagų.

1 mol = 6,02 1023 dalelės

Tai buvo pirmoji iš pagrindinių problemų sprendimo formulių.

Medžiagos molinė masė

Molinė masė medžiaga yra vieno masė molis medžiagos.

Paskirtas p. Jis randamas pagal periodinę lentelę – tai tiesiog medžiagos atominių masių suma.

Pavyzdžiui, mums duodama sieros rūgštis – H2SO4. Apskaičiuokime medžiagos molinę masę: atominė masė H = 1, S-32, O-16.
Mr (H2SO4) = 1 2 + 32 + 16 4 = 98 g / mol.

Antroji būtina problemų sprendimo formulė yra

masės formulė:

Tai yra, norint rasti medžiagos masę, reikia žinoti molių skaičių (n), o molinę masę randame iš periodinės lentelės.

Masės išsaugojimo dėsnis -į cheminę reakciją patekusių medžiagų masė visada lygi susidariusių medžiagų masei.

Jei žinome į reakciją patekusių medžiagų masę (mases), galime rasti šios reakcijos produktų masę (mases). Ir atvirkščiai.

Trečioji chemijos uždavinių sprendimo formulė yra

medžiagos tūris:

Atsiprašome, šis vaizdas neatitinka mūsų gairių. Jei norite tęsti paskelbimą, pašalinkite vaizdą arba įkelkite kitą.

Iš kur kilęs skaičius 22,4? Iš Avogadro dėsnis:

vienoduose tūriuose skirtingų dujų, paimtų esant tokiai pačiai temperatūrai ir slėgiui, yra tiek pat molekulių.

Pagal Avogadro dėsnį, 1 molis idealių dujų normaliomis sąlygomis (n.v.) turi tokį patį tūrį Vm= 22.413 996 (39) l

Tai yra, jei uždavinyje mums pateikiamos normalios sąlygos, tada, žinodami molių skaičių (n), galime rasti medžiagos tūrį.

Taigi, pagrindinės uždavinių sprendimo formulės chemijoje

Avogadro numerisNA

6,02 1023 dalelės

Medžiagos kiekis n (mol)

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

Medžiagos masė m (g)

Medžiagos tūris V(l)

V = n 22,4 (l \ mol)

Atsiprašome, šis vaizdas neatitinka mūsų gairių. Jei norite tęsti paskelbimą, pašalinkite vaizdą arba įkelkite kitą.

Tai yra formulės. Dažnai norint išspręsti uždavinius, pirmiausia reikia parašyti reakcijos lygtį ir (būtinai!) Išdėlioti koeficientus – jų santykis lemia molių santykį procese.

Chemija- mokslas apie medžiagų sudėtį, struktūrą, savybes ir virsmą.

Atominis-molekulinis mokymas. Medžiagos susideda iš cheminių dalelių (molekulių, atomų, jonų), kurios turi sudėtingą struktūrą ir susideda iš elementariųjų dalelių (protonų, neutronų, elektronų).

Atom- neutrali dalelė, susidedanti iš teigiamo branduolio ir elektronų.

Molekulė- stabili atomų grupė, sujungta cheminiais ryšiais.

Cheminis elementas- atomai, turintys tą patį branduolinį krūvį. Elementas žymi

kur X yra elemento simbolis, Z- elemento eilės numeris periodinėje D.I elementų lentelėje. Mendelejevas, A- masės skaičius. Serijos numeris Z yra lygus atomo branduolio krūviui, protonų skaičiui atomo branduolyje ir elektronų skaičiui atome. Masinis skaičius A yra lygi protonų ir neutronų skaičiaus atome sumai. Neutronų skaičius lygus skirtumui A-Z.

Izotopai- vieno elemento atomai su skirtingu masės skaičiumi.

Santykinė atominė masė(A r) - natūralios izotopinės sudėties elemento atomo vidutinės masės ir 1/12 anglies izotopo 12 C atomo masės santykis.

Santykinė molekulinė masė(M r) yra natūralios izotopinės sudėties medžiagos molekulės vidutinės masės ir 1/12 anglies izotopo 12 C atomo masės santykis.

Atominės masės vienetas(amu) – 1/12 anglies izotopo 12 C atomo masės. 1 amu m = 1,66? 10-24 g.

Drugys- medžiagos kiekis, turintis tiek struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų), kiek atomų yra 0,012 kg anglies izotopo 12 C. Drugys- 6,02 10 23 struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų) turinčios medžiagos kiekis.

n = N / N A, kur n- medžiagos kiekis (mol), N Ar dalelių skaičius, a N A Ar Avogadro konstanta. Medžiagos kiekis taip pat gali būti pažymėtas simboliu v.

Avogadro konstanta N A = 6,02 10 23 dalelės / mol.

Molinė masėM(g / mol) - medžiagos masės santykis m d) medžiagos kiekiui n(mol):

M = m / n, kur: m = M n ir n = m/M.

Molinis dujų tūrisV M(l / mol) - dujų tūrio santykis V l) šių dujų medžiagos kiekiui n(mol). Įprastomis sąlygomis V M = 22,4 l / mol.

Įprastos sąlygos: temperatūros t = 0 ° C arba T = 273 K, slėgis p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V / n, kur: V = V M n ir n = V / V M.

Rezultatas yra bendra formulė:

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

Lygiavertis- tikroji ar įprastinė dalelė, sąveikaujanti su vienu vandenilio atomu, pakeičianti jį arba lygiavertė jam kitu būdu.

Molinės masės ekvivalentai M e- medžiagos masės ir šios medžiagos ekvivalentų skaičiaus santykis: M e = m / n (ekv) .

Krūvių mainų reakcijose medžiagos molinė masė yra lygi

su moline mase M yra lygus: M e = M/(n? M).

Redokso reakcijose – molinę masę turinčios medžiagos ekvivalentų molinė masė M yra lygus: M e = M/n (e), kur n (e) Ar perduotų elektronų skaičius.

Ekvivalentų dėsnis- 1 ir 2 reagentų masės yra proporcingos jų ekvivalentų molinėms masėms. m 1 / m 2= M E1 / M E2, arba m 1 / M E1 = m 2 / M E2, arba n 1 = n 2, kur m 1 ir m 2- dviejų medžiagų masės, M E1 ir M E2- ekvivalentų molinės masės, n 1 ir n 2- šių medžiagų ekvivalentų skaičius.

Sprendimams ekvivalentų dėsnį galima parašyti taip:

c E1 V 1 = c E2 V 2, kur su E1, su E2, V 1 ir V 2- šių dviejų medžiagų ekvivalentų molinės koncentracijos ir tirpalų tūriai.

Suvestinis dujų įstatymas: pV = nRT, kur p- slėgis (Pa, kPa), V- tūris (m 3, l), n- dujų medžiagos kiekis (mol), T - temperatūra (K), T(K) = t(° C) + 273, R- pastovus, R = 8,314 J / (K? Mol), o J = Pa m 3 = kPa l.

2. Atomo sandara ir periodinis dėsnis

Bangos-kūnelio dualizmas materija – idėja, kad kiekvienas objektas gali turėti tiek banginių, tiek korpuskulinių savybių. Louis de Broglie pasiūlė formulę, susiejančią objektų bangines ir korpuskulines savybes: ? = h / (mV), kur h- Plancko konstanta, ? Ar bangos ilgis, atitinkantis kiekvieną kūną, turintį masę m ir greitis V. Nors bangų savybės egzistuoja visiems objektams, jas galima pastebėti tik mikroobjektams, kurių masės lygiagrečiai atomo ir elektrono masėms.

Heisenbergo neapibrėžtumo principas: ? (mV x)? x> h / 2n arba ? V x ? X> h / (2? M), kur m- dalelių masė, x- jos koordinatės, V x- greitis kryptimi x,?- neapibrėžtumas, nustatymo klaida. Neapibrėžtumo principas reiškia, kad negalima vienu metu nurodyti padėties (koordinatės x) ir greitis (V x) dalelės.

Mažos masės dalelės (atomai, branduoliai, elektronai, molekulės) nėra dalelės, kaip supranta Niutono mechanika, ir jų negalima tirti klasikine fizika. Juos tiria kvantinė fizika.

Pagrindinis kvantinis skaičiusnįgyja reikšmes 1, 2, 3, 4, 5, 6 ir 7, atitinkančias elektroninius lygius (sluoksnius) K, L, M, N, O, P ir Q.

Lygis- erdvė, kurioje yra vienodo skaičiaus elektronai n. Skirtingų lygių elektronai yra erdviškai ir energetiškai atskirti vienas nuo kito, nes skaičius n nustato elektronų energiją E(daugiau n, daugiau E) ir atstumas R tarp elektronų ir branduolio (tuo daugiau n, daugiau R).

Orbitinis (šoninis, azimutinis) kvantinis skaičiusl ima vertes, priklausomai nuo skaičiaus n: l = 0, 1,…(n– 1). Pavyzdžiui, jei n = 2, tada l = 0, 1; jeigu n = 3, tada l = 0, 1, 2. Skaičius l apibūdina polygį (posluoksnį).

Polygis- erdvė, kurioje yra elektronai su tam tikrais n ir l.Šio lygio polygiai skiriami priklausomai nuo skaičiaus l: s- jei l = 0, p- jei l = 1, d- jei l = 2, f- jei l = 3. Tam tikro atomo polygiai žymimi priklausomai nuo skaičių n ir l, pavyzdžiui: 2s (n = 2, l = 0), 3d (n = 3, l = 2) ir tt Tam tikro lygio sublygiai turi skirtingą energiją (tuo daugiau l, daugiau E): E s< E < Е А < … ir skirtingų formų orbitalių, sudarančių šiuos polygius: s-orbitalė turi rutulio formą, p- orbitalė turi hantelio formą ir kt.

Magnetinis kvantinis skaičiusm 1 charakterizuoja orbitos magnetinio momento orientaciją, lygią l, erdvėje išorinio magnetinio lauko atžvilgiu ir įgyja reikšmes: - l, ... -1, 0, 1, ... l, t.y. iš viso (2 l + 1) vertė. Pavyzdžiui, jei l = 2, tada m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitinė(polygio dalis) - erdvė, kurioje yra elektronų (ne daugiau kaip du) su tam tikrais n, l, m 1. Polygyje yra 2l + 1 orbita. Pavyzdžiui, d- polygyje yra penkios d-orbitalės. To paties polygio orbitos su skirtingais skaičiais m 1, turi tą pačią energiją.

Magnetinis sukimosi skaičiusm s apibūdina vidinio elektrono magnetinio momento s, lygaus?, orientaciją išorinio magnetinio lauko atžvilgiu ir įgauna dvi reikšmes: +? ir _ ?.

Elektronai atome užima lygius, polygius ir orbitales pagal šias taisykles.

Pauliaus taisyklė: du elektronai viename atome negali turėti keturių vienodų kvantinių skaičių. Jie turi skirtis bent vienu kvantiniu skaičiumi.

Iš Pauli taisyklės išplaukia, kad orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai, polygyje gali būti ne daugiau kaip 2 (2l + 1) elektronai ir ne daugiau kaip 2n2 elektronų.

Klečkovskio taisyklė: elektroninių polygių pildymas vykdomas sumos didėjimo tvarka (n + l), o esant tokiai pat sumai (n + l)- skaičiaus didėjimo tvarka n.

Grafinė Klečkovskio taisyklės forma.

Pagal Klečkovskio taisyklę po lygių užpildymas atliekamas tokia tvarka: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, ...

Nors polygiai pildomi pagal Klečkovskio taisyklę, elektroninėje formulėje polygiai rašomi nuosekliai pagal lygius: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f tt Taigi bromo atomo elektroninė formulė užrašoma taip: Br (35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5.

Daugelio atomų elektroninės konfigūracijos skiriasi nuo Klečkovskio taisyklės numatytų. Taigi, Cr ir Cu:

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

Hundo taisyklė (Gunda):šio polygio orbitalių užpildymas atliekamas taip, kad bendras sukimasis būtų maksimalus. Šio polygio orbitalės pirmiausia užpildomos vienu elektronu.

Elektronines atomų konfigūracijas galima užrašyti pagal lygius, polygius, orbitales. Pavyzdžiui, elektroninę formulę P (15e) galima parašyti:

a) pagal lygius) 2) 8) 5;

b) pagal polygį 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) pagal orbitas

Kai kurių atomų ir jonų elektroninių formulių pavyzdžiai:

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. Cheminis ryšys

3.1. Valentinės jungties metodas

Pagal valentinių ryšių metodą ryšys tarp atomų A ir B susidaro naudojant bendrą elektronų porą.

Kovalentinis ryšys. Donoro-akceptoriaus bendravimas.

Valentas apibūdina atomų gebėjimą sudaryti cheminius ryšius ir yra lygus atomo sudarytų cheminių ryšių skaičiui. Pagal valentinių ryšių metodą valentingumas lygus bendrų elektronų porų skaičiui, o kovalentinio ryšio atveju valentingumas lygus nesuporuotų elektronų skaičiui išoriniame atomo lygyje jo žemėje. arba susijaudinusios būsenos.

Atomų valentingumas

Pavyzdžiui, anglies ir sieros atveju:

Sotumas kovalentinis ryšys: atomai sudaro ribotą skaičių jungčių, lygių jų valentiškumui.

Atominių orbitų hibridizacija- skirtingų atominių polygių atominių orbitalių (AO) maišymasis, kurių elektronai dalyvauja formuojant ekvivalentus? -Ryšiai. Hibridinių orbitalių (GO) lygiavertiškumas paaiškina susidariusių cheminių ryšių lygiavertiškumą. Pavyzdžiui, keturiavalenčio anglies atomo atveju yra vienas 2s – ir trys 2p- elektronas. Paaiškinti keturių?-ryšių, sudarytų iš anglies molekulėse CH 4, CF 4 ir kt., ekvivalentiškumą, atominė. s- ir trys R- orbitalės pakeičiamos keturiais lygiaverčiais hibridais sp 3-orbitalės:

Fokusas kovalentinis ryšys yra tai, kad jis susidaro didžiausio orbitalių, sudarančių bendrą elektronų porą, persidengimo kryptimi.

Priklausomai nuo hibridizacijos tipo, hibridinės orbitos turi tam tikrą vietą erdvėje:

sp- linijinis, kampas tarp orbitalių ašių yra 180 °;

sp 2- trikampis, kampai tarp orbitos ašių yra 120 °;

sp 3- tetraedrinis, kampai tarp orbitos ašių yra 109 °;

sp 3 d 1- trigonalinis-bipiramidinis, kampai 90 ° ir 120 °;

sp 2 d 1- kvadratas, kampai tarp orbitos ašių yra 90 °;

sp 3 d 2- aštuonkampis, kampai tarp orbitos ašių yra 90 °.

3.2. Molekulinių orbitų teorija

Pagal molekulinių orbitų teoriją molekulė susideda iš branduolių ir elektronų. Molekulėse elektronai yra molekulinėse orbitose (MO). Išorinių elektronų MO turi sudėtingą struktūrą ir yra laikomi linijiniu atomų, sudarančių molekulę, išorinių orbitų deriniu. Susiformavusių MO skaičius lygus jų formavime dalyvaujančių AO skaičiui. MO energijos gali būti mažesnės (surišančios MO), lygios (nesusirišančios MO) arba didesnės (atsipalaiduojančios, antirišančios MO) nei jas formuojančių AO energijos.

UAB sąveikos sąlygos

1. AO sąveikauja, jei turi artimą energiją.

2. AO sąveikauja, jei jie sutampa.

3. AO sąveikauja, jei turi atitinkamą simetriją.

Dviatominės molekulės AB (arba bet kurios tiesinės molekulės) MO simetrija gali būti:

Jei tam tikras MO turi simetrijos ašį,

Jei tam tikra MO turi simetrijos plokštumą,

Jeigu MO turi dvi statmenas simetrijos plokštumas.

Elektronų buvimas jungiamajame MO stabilizuoja sistemą, nes sumažina molekulės energiją, palyginti su atomų energija. Molekulės stabilumui būdingas bendravimo tvarka n, lygus: n = (n sv – n skaitmenų) / 2, kur n sv ir n bitų - elektronų skaičius surišimo ir antijungimo orbitose.

MO užpildymas elektronais atitinka tas pačias taisykles, kaip ir AO užpildymas atome, būtent Pauli taisyklė (MO gali būti ne daugiau kaip du elektronai), Hundo taisyklė (bendras sukinys turi būti maksimalus) ir kt.

Pirmojo periodo 1s-AO atomų (H ir He) sąveika lemia jungiamojo α-MO ir antijungimo β * -MO susidarymą:

Elektroninės molekulių formulės, jungčių eilės n, eksperimentinės ryšių energijos E ir tarpmolekuliniai atstumai R Dviatominės molekulės iš pirmojo periodo atomų pateiktos šioje lentelėje:

Kituose antrojo periodo atomuose, be 2s-AO, taip pat yra 2p x -, 2p y - ir 2p z-AO, kurie sąveikaujant gali susidaryti?- ir ?-MO. O, F ir Ne atomų 2s- ir 2p-AO energijos labai skiriasi, o vieno atomo 2s-AO ir kito atomo 2p-AO sąveika gali būti nepaisoma, atsižvelgiant į dviejų atomų 2s-AO sąveiką. atomai atskirai nuo jų 2p-AO sąveikos. O 2, F 2, Ne 2 molekulių MO schema yra tokia:

B, C, N atomų 2s- ir 2p-AO energijos yra artimos, o vieno atomo 2s-AO sąveikauja su kito atomo 2p z-AO. Todėl MO tvarka B2, C 2 ir N 2 molekulėse skiriasi nuo MO eilės O 2, F 2 ir Ne 2 molekulėse. Žemiau yra B2, C 2 ir N 2 molekulių MO diagrama:

Remiantis aukščiau pateiktomis MO schemomis, galima, pavyzdžiui, užrašyti elektronines O 2, O 2 + ir O 2? molekulių formules:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

O 2 molekulės atveju MO teorija leidžia numatyti didesnį šios molekulės stiprumą, nes n = 2, O2 + - O2 - O2? serijos surišimo energijų ir tarpbranduolinių atstumų kitimo pobūdis, taip pat O2 molekulės, kurios viršutiniuose MO yra du nesuporuoti elektronai, paramagnetizmas.

3.3. Kai kurios jungčių rūšys

Joninis ryšys- elektrostatinis ryšys tarp priešingų krūvių jonų. Joninė jungtis gali būti laikoma ribiniu kovalentinio polinio ryšio atveju. Joninis ryšys susidaro, jei atomų elektronegatyvumo skirtumas X yra didesnis nei 1,5–2,0.

Joninė jungtis yra nekryptiniai nesotieji bendravimas. NaCl kristale Na + joną traukia visi Cl jonai? ir jį atstumia visi kiti Na + jonai, nepriklausomai nuo sąveikos krypties ir jonų skaičiaus. Tai iš anksto nulemia didesnį joninių kristalų stabilumą, palyginti su joninėmis molekulėmis.

Vandenilinė jungtis- ryšys tarp vienos molekulės vandenilio atomo ir kitos molekulės elektronneigiamo atomo (F, CI, N).

Vandenilio jungties egzistavimas paaiškina anomaalias vandens savybes: vandens virimo temperatūra yra daug aukštesnė nei jo cheminių analogų: t virimo temperatūra (H 2 O) = 100 ° C, o virimo temperatūra (H 2 S) = - 61°C. Tarp H 2 S molekulių nesusidaro vandeniliniai ryšiai.

4. Cheminių procesų eigos dėsningumai

4.1. Termochemija

Energija(E)- gebėjimas atlikti darbą. Mechaninis darbas (A) atliekamas, pavyzdžiui, dujomis jas plečiant: A = p? V.

Reakcijos, kurios vyksta su energijos įsisavinimu - endoterminė.

Reakcijos, kurios vyksta su energijos išsiskyrimu, yra egzoterminis.

Energijos rūšys:šilumos, šviesos, elektros, cheminės, branduolinės energijos ir kt.

Energijos rūšys: kinetika ir potencialas.

Kinetinė energija- judančio kūno energija, tai darbas, kurį kūnas gali atlikti dar nepasiekęs ramybės.

Šiluma (Q)- kinetinės energijos tipas - susijęs su atomų ir molekulių judėjimu. Bendraujant su kūnu su mase (m) ir šilumos savitoji šiluma (c) Q jos temperatūra padidėja? t: Q = m su t, kur? t = Q/(c t).

Potencinė energija- energija, kurią kūnas įgyja pasikeitus jo arba jo sudedamųjų dalių padėties erdvėje. Cheminių ryšių energija yra tam tikra potenciali energija.

Pirmasis termodinamikos dėsnis: energija gali pereiti iš vienos rūšies į kitą, bet negali išnykti ar atsirasti.

Vidinė energija (U) – kūną sudarančių dalelių kinetinės ir potencialios energijos suma. Reakcijoje sugerta šiluma lygi skirtumui tarp reakcijos produktų ir reagentų vidinės energijos (Q =? U = U 2 - U 1), su sąlyga, kad sistema neatliko aplinkosaugos darbų. Jei reakcija vyksta esant pastoviam slėgiui, tada išsiskiriančios dujos veikia prieš išorinio slėgio jėgas, o reakcijos metu sugerta šiluma lygi vidinės energijos pokyčių sumai. ? U ir dirbti A = p? V.Ši šiluma, sugerta esant pastoviam slėgiui, vadinama entalpijos pokyčiu: H =? U + p? V, apibrėžiantis entalpija kaip H = U + pV. Skystų ir kietų medžiagų reakcijos vyksta be reikšmingų tūrio pokyčių (? V = 0), taigi kaip su šiomis reakcijomis? N arti ? U (? Н =? U). Reakcijoms su tūrio pasikeitimu turime ? H>? U jei vyksta plėtra, ir ? N< ?U jei vyksta suspaudimas.

Entalpijos pokytis paprastai nurodomas į standartinę medžiagos būseną: tai yra, kai gryna medžiaga yra tam tikros (kietos, skystos arba dujinės) būsenos, esant 1 atm = 101 325 Pa slėgiui, 298 K temperatūrai ir medžiagų koncentracija 1 mol/l.

Standartinė formavimosi entalpija Н arr- šiluma, išsiskirianti arba sugerta standartinėmis sąlygomis susidarant 1 molui medžiagos iš paprastų ją sudarančių medžiagų. Pavyzdžiui, N arr(NaCl) = -411 kJ / mol. Tai reiškia, kad reakcijoje Na (s) +? Cl2 (g) = NaCl (s), susidarant 1 mol NaCl išsiskiria 411 kJ energijos.

Standartinė reakcijos entalpija? Н- entalpijos pokytis cheminės reakcijos metu nustatomas pagal formulę: ? N = N arr(Produktai) - N arr(reagentai).

Taigi reakcijai NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (s), žinant ΔH o 6 p (NH 3) = - 46 kJ / mol, ΔH o 6 p (HCl) = -92 kJ / mol ir ΔH o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol turime:

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

Jei? N< 0, tada reakcija egzoterminė. Jei? H> 0, tada reakcija yra endoterminė.

Teisė Hess: standartinė reakcijos entalpija priklauso nuo standartinių reagentų ir produktų entalpijų ir nepriklauso nuo reakcijos kelio.

Spontaniškai vykstantys procesai gali būti ne tik egzoterminiai, tai yra procesai su energijos sumažėjimu (?N< 0), bet tai gali būti ir endoterminiai procesai, ty procesai, kurių energija didėja (?H> 0). Visuose šiuose procesuose sistemos „sutrikimas“ didėja.

EntropijaS - fizinis dydis, apibūdinantis sistemos sutrikimo laipsnį. S – standartinė entropija, S – standartinės entropijos pokytis. Jei S> 0, sutrikimas didėja, jei AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Procesams, kuriuose dalelių skaičius mažėja, ΔS< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO (s) + H2O (l) = Ca (OH) 2 (s),? S< 0;

CaCO 3 (s) = CaO (s) + CO 2 (g), δS> 0.

Procesai su energijos išsiskyrimu vyksta spontaniškai, tai yra, kam? N< 0 ir padidėjus entropijai, t.y. kuriai? S> 0. Atsižvelgus į abu veiksnius gaunama išraiška Gibso energija: G = H – TS arba? G =? H - T? S. Reakcijos, kurių metu Gibso energija mažėja, ty ΔG< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, neikite spontaniškai. Sąlyga G = 0 reiškia, kad buvo nustatyta pusiausvyra tarp produktų ir reagentų.

Esant žemai temperatūrai, kai reikšmė T yra artimas nuliui, vyksta tik egzoterminės reakcijos, nes T? S- mažas ir? G =? N< 0. Esant aukštai temperatūrai, reikšmės T? S puiku ir nepaisydami masto? H, mes turime? G = - T? S, y., procesai su didėjančia entropija vyks savaime, kuriems? S> 0, a? G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Konkrečios reakcijos AG reikšmę galima nustatyti pagal formulę:

G = C arr (produktai) - G o b p (reagentai).

Šiuo atveju vertybės?G o br, taip pat? N arr ir?S o br dideliam skaičiui medžiagų pateikiami specialiose lentelėse.

4.2. Cheminė kinetika

Cheminės reakcijos greitis(v) nustatomas pagal reaguojančių medžiagų molinės koncentracijos pokytį per laiko vienetą:

kur v Ar reakcijos greitis, s yra reagento molinė koncentracija, t- laikas.

Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo reagentų pobūdžio ir reakcijos sąlygų (temperatūros, koncentracijos, katalizatoriaus buvimo ir kt.)

Koncentracijos poveikis. V paprastų reakcijų atveju reakcijos greitis yra proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai, paimtai galiomis, lygiomis jų stechiometriniams koeficientams.

Dėl reakcijos

kur 1 ir 2 atitinkamai yra tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos kryptys:

v 1 = k 1? [Esu? [B] n ir

v 2 = k 2? [C] p? [D] q

kur v- greita reakcija, k Ar greičio konstanta, [A] yra medžiagos A molinė koncentracija.

Reakcijos molekuliškumas- elementariame reakcijos veiksme dalyvaujančių molekulių skaičius. Paprastoms reakcijoms, tokioms kaip: mA + nB> PC + qD, molekuliškumas lygus koeficientų sumai (m + n). Reakcijos gali būti vienos molekulinės, dviejų molekulių ir retai trijų molekulių. Didesnės molekulinės masės reakcijos nevyksta.

Reakcijos tvarka yra lygi koncentracijos laipsnių rodiklių sumai eksperimentinėje cheminės reakcijos greičio išraiškoje. Taigi, sudėtingai reakcijai

mA + nB> pC + qD eksperimentinė reakcijos greičio išraiška turi formą

v 1 = k 1? [A]? ? [V]? o reakcijos tvarka yra (? +?). Kur? ir? yra eksperimentiniai ir gali nesutapti su m ir n atitinkamai, kadangi sudėtingos reakcijos lygtis yra kelių paprastų reakcijų rezultatas.

Temperatūros įtaka. Reakcijos greitis priklauso nuo efektyvių molekulių susidūrimų skaičiaus. Temperatūros padidėjimas padidina aktyvių molekulių skaičių, suteikdamas joms reikalingą reakcijai vykti. aktyvacijos energija E veikia ir padidina cheminės reakcijos greitį.

Van't Hoffo taisyklė. Temperatūrai padidėjus 10 °, reakcijos greitis padidėja 2–4 ​​kartus. Matematiškai tai parašyta taip:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1) / 10

kur v 1 ir v 2 yra reakcijos greitis pradinėje (t 1) ir galutinėje (t 2) temperatūroje? - reakcijos greičio temperatūros koeficientas, rodantis, kiek kartų reakcijos greitis padidėja, kai temperatūra padidėja 10 °.

Tiksliau išreiškiama reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros Arrhenijaus lygtis:

k = A? e - E / (RT),

kur k- greičio konstanta, A- pastovi, nepriklausoma nuo temperatūros, e = 2,71828, E- aktyvinimo energija, R = 8,314 J / (K mol) - dujų konstanta; T- temperatūra (K). Matoma, kad greičio konstanta didėja didėjant temperatūrai ir mažėjant aktyvavimo energijai.

4.3. Cheminė pusiausvyra

Sistema yra pusiausvyroje, jei jos būsena laikui bėgant nekinta. Tiesioginės ir atvirkštinės reakcijų greičių lygybė yra sistemos pusiausvyros palaikymo sąlyga.

Grįžtamos reakcijos pavyzdys yra reakcija

N2 + 3H2-2NH3.

Masinių veiksmų įstatymas: reakcijos produktų koncentracijų sandaugos ir pradinių medžiagų koncentracijų sandaugos santykis (visos koncentracijos nurodomos laipsniais, lygiais jų stechiometriniams koeficientams) yra konstanta, vadinama pusiausvyros konstanta.

Pusiausvyros konstanta yra tiesioginės reakcijos eigos matas.

K =О - nėra tiesioginės reakcijos;

K =? - tiesioginė reakcija eina iki galo;

K> 1 - pusiausvyra perkelta į dešinę;

KAM< 1 – balansas pasislinkęs į kairę.

Reakcijos pusiausvyros konstanta KAM yra susijęs su standartinės Gibso energijos ΔG pokyčio dydžiu tai pačiai reakcijai:

G = - RT ln K, arba? G = -2.3RT lg K, arba K = 10 -0,435? G / RT

Jeigu K> 1, tada lg K> 0 ir? G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Jeigu KAM< 1, tada lg K < 0 и?G >0, tai yra, jei balansas pasislenka į kairę, tada reakcija savaime nevyksta į dešinę.

Pusiausvyros poslinkio dėsnis: jei pusiausvyros sistemai daromas išorinis poveikis, sistemoje atsiranda procesas, kuris neutralizuoja išorinį poveikį.

5. Redokso reakcijos

Redokso reakcijos- reakcijos, kurios vyksta keičiantis elementų oksidacijos būsenoms.

Oksidacija- elektronų atsisakymo procesas.

Atsigavimas- elektronų prijungimo procesas.

Oksidatorius- atomas, molekulė ar jonas, kuris priima elektronus.

Reduktorius- atomas, molekulė ar jonas, kuris dovanoja elektronus.

Oksidatoriai, paimdami elektronus, pereina į redukuotą formą:

F 2 [apytiksliai ] + 2e> 2F? [atkurti].

Reduktoriai, dovanojantys elektronus, pereina į oksiduotą formą:

Na 0 [poilsis. ] - 1e> Na + [apytiksliai].

Oksiduotų ir redukuotų formų pusiausvyra pasižymi Nernsto lygtys redokso potencialui:

kur E 0- redokso potencialo standartinė vertė; n- perduotų elektronų skaičius; [atkurti ] ir [apytiksliai ] - atitinkamai redukuotų ir oksiduotų formų junginio molinės koncentracijos.

Standartinių elektrodų potencialų reikšmės E 0 yra pateiktos lentelėse ir apibūdina junginių oksidacines ir redukcines savybes: tuo vertė yra teigiama E 0, tuo stipresnės oksidacinės savybės ir tuo neigiama reikšmė E 0, tuo stipresnės atkuriamosios savybės.

Pavyzdžiui, F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 voltai, o Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volto (procesas visada registruojamas atkūrimo reakcijoms).

Redokso reakcija yra dviejų pusinių reakcijų, oksidacijos ir redukcijos, derinys ir jai būdinga elektrovaros jėga (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 gerai – ?E 0 poilsis, kur E 0 gerai ir? E 0 poilsis Ar tam tikros reakcijos oksidatoriaus ir redukcijos agento standartiniai potencialai.

E.m.s. reakcijos? E 0 yra susijęs su Gibso laisvosios energijos ΔG ir reakcijos pusiausvyros konstantos pasikeitimu KAM:

G = - nF?E 0 arba? E = (RT / nF) ln K.

E.m.s. reakcijos esant nestandartinėms koncentracijoms? E yra lygus:? E =?E 0 – (RT / nF)? Ig K arba? E =?E 0 -(0,059/n) lg K.

Pusiausvyros atveju G = 0 ir E = 0, iš kur? E =(0,059 / n) lg K ir K = 10 n? E / 0,059.

Spontaniškai reakcijos eigai turi būti laikomasi šių santykių: G< 0 или Į >> 1, kuri atitinka sąlygą? E 0> 0. Todėl, norint nustatyti tam tikros redokso reakcijos galimybę, reikia apskaičiuoti reikšmę? E 0. Jei? E 0> 0, reakcija vyksta. Jei? E 0< 0, reakcijos nėra.

Cheminiai energijos šaltiniai

Galvaninės ląstelės- prietaisai, paverčiantys cheminės reakcijos energiją į elektros energiją.

Danielio galvaninė ląstelė susideda iš cinko ir vario elektrodų, panardintų atitinkamai į ZnSO 4 ir CuSO 4 tirpalus. Elektrolitų tirpalai bendrauja per porėtą pertvarą. Šiuo atveju ant cinko elektrodo vyksta oksidacija: Zn> Zn 2+ + 2e, o ant vario elektrodo - redukcija: Cu 2+ + 2e> Cu. Apskritai vyksta reakcija: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anodas- elektrodas, ant kurio vyksta oksidacija. Katodas- elektrodas, ant kurio vyksta atkūrimas. Galvaniniuose elementuose anodas yra neigiamai įkrautas, o katodas – teigiamas. Elementų diagramose metalas ir tirpalas atskirti vertikalia juosta, o du sprendiniai – dviguba vertikalia juosta.

Taigi reakcijai Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu galvaninio elemento grandinė yra tokia: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu (+).

Reakcijos elektrovaros jėga (emf) yra? E 0 = E 0 gerai – E 0 atkūrimas= E 0(Cu 2+ / Cu) – E 0(Zn 2+ / Zn) = 0,34 - (-0,76) = 1,10 V. Dėl nuostolių elemento generuojama įtampa bus šiek tiek mažesnė už? E 0. Jei tirpalų koncentracija skiriasi nuo standartinės, lygi 1 mol / L, tada E 0 gerai ir E 0 poilsis apskaičiuojami pagal Nernsto lygtį, tada apskaičiuojamas emf. atitinkamą galvaninį elementą.

Sausas elementas susideda iš cinko korpuso, NH 4 Cl pastos su krakmolu arba miltais, MnO 2 mišinio su grafitu ir grafito elektrodo. Jo veikimo metu vyksta reakcija: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elemento schema: (-) Zn | NH 4 Cl | MnO 2, C (+). E.m.s. elementas - 1,5 V.

Baterijos.Švino akumuliatorių sudaro dvi švino plokštės, panardintos į 30% sieros rūgšties tirpalą ir padengtos netirpaus PbSO 4 sluoksniu. Kai akumuliatorius įkraunamas, ant elektrodų vyksta šie procesai:

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

PbSO 4 (TV) + 2H 2 O> PbO 2 (TV) + 4H + + SO 4 2- + 2e

Kai baterija išsikrauna, ant elektrodų vyksta šie procesai:

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

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

Bendra reakcija gali būti parašyta taip:

Kad akumuliatorius veiktų, jį reikia reguliariai įkrauti ir kontroliuoti sieros rūgšties koncentraciją, kuri gali šiek tiek sumažėti akumuliatoriaus veikimo metu.

6. Sprendimai

6.1. Tirpalų koncentracija

Medžiagos masės dalis tirpale w yra lygus ištirpusios medžiagos masės ir tirpalo masės santykiui: w = m in-va / m tirpalas arba w = m в-вa / (V??), nes m tirpalas = V p-pa? ?sprendimas.

Molinė koncentracija Su yra lygus tirpios medžiagos molių skaičiaus ir tirpalo tūrio santykiui: c = n(mol) / V(l) arba c = m / (M? V ( l )).

Molinė ekvivalentų koncentracija (normali arba lygiavertė koncentracija) su e yra lygus ištirpusios medžiagos ekvivalentų skaičiaus ir tirpalo tūrio santykiui: su e = n(mol ekv.) / V(l) arba kai e = m / (M e? V (l)).

6.2. Elektrolitinė disociacija

Elektrolitinė disociacija- elektrolito skilimas į katijonus ir anijonus, veikiant polinių tirpiklių molekulėms.

Disociacijos laipsnis?- disocijuotų molekulių koncentracijos (s diss) ir visos ištirpusių molekulių koncentracijos (s apie) santykis:? = s diss / s apie.

Elektrolitus galima suskirstyti į stiprus(? ~ 1) ir silpnas.

Stiprūs elektrolitai(jiems? ~ 1) - druskos ir bazės, tirpios vandenyje, taip pat kai kurios rūgštys: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 ir kt.

Silpni elektrolitai(jiems?<< 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.

Joninių reakcijų lygtys. V joninės reakcijų lygtys stiprūs elektrolitai rašomi jonų, o silpni elektrolitai, blogai tirpios medžiagos ir dujos – molekulių pavidalu. Pavyzdžiui:

CaCO 3 v + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ^

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

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

Reakcijos tarp jonų eiti mažiau jonų duodančios medžiagos susidarymo kryptimi, t.y., silpnesnio elektrolito arba mažiau tirpios medžiagos kryptimi.

6.3. Silpnų elektrolitų disociacija

Masės veikimo dėsnį taikome pusiausvyrai tarp jonų ir molekulių silpno elektrolito, pavyzdžiui, acto rūgšties, tirpale:

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +

Disociacijos reakcijų pusiausvyros konstantos vadinamos disociacijos konstantos. Disociacijos konstantos apibūdina silpnų elektrolitų disociaciją: kuo konstanta mažesnė, tuo silpnas elektrolitas mažiau disocijuoja, tuo jis silpnesnis.

Polibazinės rūgštys disocijuoja etapais:

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

Visos disociacijos reakcijos pusiausvyros konstanta yra lygi atskirų disociacijos stadijų konstantų sandaugai:

Н 3 PO 4 - ЗН + + PO 4 3-

Ostvaldo praskiedimo dėsnis: silpno elektrolito (a) disociacijos laipsnis didėja mažėjant jo koncentracijai, tai yra, praskiedus:

Bendrojo jono poveikis silpno elektrolito disociacijai: bendro jono pridėjimas sumažina silpno elektrolito disociaciją. Taigi, į tirpalą įpilant silpno elektrolito CH 3 COOH

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +?<< 1

stiprus elektrolitas, kuriame yra jonas, bendras su CH 3 COOH, t. y. acetato jonas, pvz., CH 3 COONa

CH 3 COОNa - CH 3 COО? + Na +? = 1

acetato jono koncentracija didėja, o CH 3 COOH disociacijos pusiausvyra pasislenka į kairę, tai yra, mažėja rūgšties disociacija.

6.4. Stiprių elektrolitų disociacija

Jonų aktyvumas a - jonų koncentracija, pasireiškianti jo savybėmis.

Aktyvumo koeficientasf Ar jonų aktyvumo santykis a susikoncentruoti su: f= a / s arba a = fc.

Jei f = 1, tai jonai yra laisvi ir vienas su kitu nesąveikauja. Tai atsitinka labai atskiestuose tirpaluose, silpnų elektrolitų tirpaluose ir kt.

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

Aktyvumo koeficientas priklauso nuo I tirpalo joninės stiprios: kuo didesnė jonų stipris, tuo mažesnis aktyvumo koeficientas.

Tirpalo jonų stiprumas aš priklauso nuo mokesčių z ir jonų koncentracijos:

aš = 0,52 S z 2.

Aktyvumo koeficientas priklauso nuo jono krūvio: kuo didesnis jono krūvis, tuo mažesnis aktyvumo koeficientas. Matematiškai aktyvumo koeficiento priklausomybė f dėl jonų stiprumo aš ir jonų krūvis z parašyta naudojant Debye-Hückel formulę:

Jonų aktyvumo faktorius galima nustatyti pagal šią lentelę:

6.5 Joninis vandens produktas. Vandenilio eksponentas

Vanduo - silpnas elektrolitas - disocijuoja, sudarydamas H + ir OH? jonus. Šie jonai yra hidratuoti, tai yra, jie yra sujungti su keliomis vandens molekulėmis, tačiau dėl paprastumo jie parašyti nehidratuota forma

H 2 O - H + + OH?.

Remiantis masės veikimo dėsniu, šiai pusiausvyrai:

Vandens molekulių koncentracija [Н 2 O], ty molių skaičius 1 litre vandens, gali būti laikoma pastovia ir lygi [Н 2 O] = 1000 g / l: 18 g / mol = 55,6 mol / l. Taigi:

KAM[H2O] = KAM(H2O ) = [H+] = 10-14 (22 °C).

Joninis vandens produktas- koncentracijų [Н +] ir - sandauga yra pastovi vertė esant pastoviai temperatūrai ir lygi 10 -14 22 ° C temperatūroje.

Vandens joninis produktas didėja didėjant temperatūrai.

PH vertė- neigiamas vandenilio jonų koncentracijos logaritmas: pH = - lg. Panašiai: pOH = - lg.

Paėmus joninio vandens produkto logaritmą, gaunama: pH + pOH = 14.

PH reikšmė apibūdina terpės reakciją.

Jei pH = 7, tai [H +] = - neutrali terpė.

Jei pH< 7, то [Н + ] >- rūgštinė aplinka.

Jei pH > 7, tada [H +]< – щелочная среда.

6.6. Buferiniai tirpalai

Buferiniai tirpalai – tirpalai su tam tikra vandenilio jonų koncentracija. Šių tirpalų pH nesikeičia skiedžiant ir mažai kinta, kai pridedama nedideli rūgščių ir šarmų kiekiai.

I. Silpnos rūgšties HA tirpalas, koncentracija - su rūgštimi, o jos druskos su stipria baze, BA, koncentracija - su druska. Pavyzdžiui, acetatinis buferis yra acto rūgšties ir natrio acetato tirpalas: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK rūgštis + lg (c druska / c rūgštis).

II. Silpnos bazės BOH tirpalas, koncentracija – su bazine, o jos druskos – su stipria rūgštimi BA, koncentracija – su druska. Pavyzdžiui, amoniako buferis yra amonio hidroksido ir amonio chlorido NH 4 OH + NH 4 Cl tirpalas.

pH = 14 - pK bazinis - lg (su druska / su bazine).

6.7. Druskų hidrolizė

Druskų hidrolizė- druskos jonų sąveika su vandeniu, susidarant silpnam elektrolitui.

Hidrolizės reakcijų lygčių pavyzdžiai.

I. Druską sudaro stipri bazė ir silpna rūgštis:

Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHCO 3 + NaOH

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

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

Antrame etape hidrolizės praktiškai nėra.

II. Druską sudaro silpna bazė ir stipri rūgštis:

AlCl 3 + H 2 O - (AlOH) Cl 2 + HCl

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

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

Antrame etape hidrolizė yra mažesnė, o trečiajame etape praktiškai nevyksta.

III. Druską sudaro stipri bazė ir stipri rūgštis:

K + + NO 3? + H 2 O? nėra hidrolizės, pH? 7.

IV. Druską sudaro silpna bazė ir silpna rūgštis:

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.

Kai kuriais atvejais, kai druską sudaro labai silpnos bazės ir rūgštys, vyksta visiška hidrolizė. Tirpumo lentelėje tokios druskos turi simbolį - "skilti vandeniu":

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

Keitimosi reakcijose reikia atsižvelgti į visiškos hidrolizės galimybę:

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

Hidrolizės laipsnish - hidrolizuotų molekulių koncentracijos ir visos ištirpusių molekulių koncentracijos santykis.

Druskoms su stipriomis bazėmis ir silpnomis rūgštimis:

= ch,рOH = - log, pH = 14 - рOH.

Iš posakio išplaukia, kad hidrolizės laipsnis h(ty hidrolizė) padidėja:

a) kylant temperatūrai, nes K (H 2 O) didėja;

b) sumažėjus druskos formuojančios rūgšties disociacijai: kuo silpnesnė rūgštis, tuo didesnė hidrolizė;

c) praskiedus: kuo mažiau c, tuo daugiau hidrolizės.

Druskoms su silpnomis bazėmis ir stipriomis rūgštimis

[H +] = ch, pH = - lg.

Druskoms, susidariusioms su silpna baze ir silpna rūgštimi

6.8. Protolitinė rūgščių ir bazių teorija

Protolizė- protonų perdavimo procesas.

Protolitai- rūgštys ir bazės, kurios dovanoja ir gauna protonus.

Rūgštis- molekulė arba jonas, galintis dovanoti protoną. Kiekviena rūgštis turi atitinkamą bazę, konjuguotą su ja. Rūgščių stiprumas apibūdinamas rūgšties konstanta Pas K.

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

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O - 2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Bazė- molekulė arba jonas, galintis priimti protoną. Kiekviena bazė atitinka jos konjuguotą rūgštį. Pagrindų stiprumas apibūdinamas bazine konstanta K 0.

NH3? H 2 O (H 2 O) - NH 4 + + OH?

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolitai- protolitai, galintys atšokti ir pritvirtinti protoną.

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

HCO 3? - rūgštis.

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

HCO 3? - bazė.

Vandeniui: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?

K (H 2 O) = [H 3 O +] = 10 -14 ir pH = - log.

Konstantos K k ir K 0 konjuguotos rūgštys ir bazės yra sujungtos.

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

A? + H 2 O - HA + OH ?,

7. Tirpumo konstanta. Tirpumas

Sistemoje, susidedančioje iš tirpalo ir nuosėdų, vyksta du procesai – nuosėdų ištirpimas ir nuosėdų susidarymas. Šių dviejų procesų greičių lygybė yra pusiausvyros sąlyga.

Sotus tirpalas- tirpalas, kuris yra pusiausvyroje su nuosėdomis.

Masių veikimo dėsnis, taikomas pusiausvyrai tarp nuosėdų ir tirpalo, suteikia:

Nuo = const,

KAM = K s (AgCl) = .

Apskritai mes turime:

A m B n(televizorius) - m A + n + n B -m

K s ( A m B n)= [A + n ] m[V -m ] n .

Tirpumo konstantaK s(arba tirpumo sandauga PR) – jonų koncentracijų sandauga prisotintame blogai tirpaus elektrolito tirpale – yra pastovi reikšmė ir priklauso tik nuo temperatūros.

Mažai tirpios medžiagos tirpumas s gali būti išreikštas moliais litre. Priklausomai nuo vertės s medžiagas galima skirstyti į mažai tirpstančias – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l ir labai tirpus s> 10 -2 mol/l.

Junginių tirpumas yra susijęs su jų tirpumo produktu.

Nusodinimo ir nuosėdų tirpimo sąlygos

AgCl atveju: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) nuosėdų ir tirpalo pusiausvyros sąlyga: = K s.

b) nusodinimo sąlyga:> K s; nusėdimo metu jonų koncentracijos mažėja, kol nusistovi pusiausvyra;

c) nuosėdų ištirpimo arba sočiojo tirpalo buvimo sąlyga:< K s; tirpstant nuosėdoms, jonų koncentracija didėja, kol nusistovi pusiausvyra.

8. Koordinacinės jungtys

Koordinaciniai (sudėtingi) junginiai yra junginiai, turintys donoro-akceptoriaus ryšį.

K 3:

išorinės sferos jonai - 3K +,

vidinės sferos jonas - 3-,

komplekso sudarytojas - Fe 3+,

ligandai - 6CN ?, jų krumpliai - 1,

koordinacinis numeris - 6.

Kompleksą sudarančių medžiagų pavyzdžiai: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ ir kt.

Ligandų pavyzdžiai: polinės molekulės H 2 O, NH 3, CO ir anijonai CN ?, Cl ?, OH? ir kt.

Koordinavimo skaičiai: dažniausiai 4 arba 6, rečiau 2, 3 ir kt.

Nomenklatūra. Pirmiausia jie vadina anijonu (vardiniu atveju), tada katijonu (genityvo atveju). Kai kurių ligandų pavadinimai: NH 3 - aminas, H 2 O - aquo, CN? - ciano, Cl? - chloras, OH? - hidrokso. Koordinavimo skaičių pavadinimai: 2 – di, 3 – trys, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – šešioliktainis. Kompleksą sudarončio agento oksidacijos būsena nurodyta:

Cl yra diamino sidabro (I) chloridas;

SO 4 - tetramino vario (II) sulfatas;

K 3 – kalio heksacianoferatas (III).

Cheminis ryšį.

Valentinių ryšių teorija numato centrinio atomo orbitų hibridizaciją. Gautų hibridinių orbitalių išsidėstymas lemia kompleksų geometriją.

Diamagnetinis kompleksinis jonas Fe (CN) 6 4-.

Cianido jonas – donoras

Geležies jonas Fe 2+ – akceptorius – turi formulę 3d 6 4s 0 4p 0... Atsižvelgdami į komplekso diamagnetizmą (visi elektronai yra suporuoti) ir koordinacinį skaičių (reikia 6 laisvų orbitalių), turime d 2 sp 3- hibridizacija:

Kompleksas yra diamagnetinis, žemo sukimosi, intraorbitinis, stabilus (išoriniai elektronai nenaudojami), oktaedrinis ( d 2 sp 3- hibridizacija).

Paramagnetinis kompleksinis jonas FeF 6 3-.

Fluoro jonas – donoras.

Geležies jonas Fe 3+ – akceptorius – turi formulę 3d 5 4s 0 4p 0. Atsižvelgdami į komplekso paramagnetizmą (elektronai nesuporuoti) ir koordinacinį skaičių (reikia 6 laisvų orbitalių), turime sp 3 d 2- hibridizacija:

Kompleksas yra paramagnetinis, didelio sukimosi, išorinės orbitos, nestabilus (naudojamos išorinės 4d orbitalės), oktaedrinis ( sp 3 d 2- hibridizacija).

Koordinacinių junginių disociacija.

Koordinaciniai junginiai tirpale visiškai disocijuoja į vidinės ir išorinės sferos jonus.

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

Vidinės sferos jonai, t. y. kompleksiniai jonai, kaip ir silpni elektrolitai, palaipsniui disocijuoja į metalų jonus ir ligandus.

kur K 1 , KAM 2 , Į 1 _ 2 vadinamos nestabilumo konstantomis ir apibūdinti kompleksų disociaciją: kuo mažesnė nestabilumo konstanta, tuo mažiau kompleksas disocijuoja, tuo jis stabilesnis.

Raktažodžiai: chemijos 8 klasė. Visos formulės ir apibrėžimai, fizikinių dydžių simboliai, matavimo vienetai, priešdėliai matavimo vienetams žymėti, ryšiai tarp vienetų, cheminės formulės, pagrindiniai apibrėžimai, trumpai, lentelės, diagramos.

1. Simboliai, pavadinimai ir matavimo vienetai
kai kurie fizikiniai dydžiai, naudojami chemijoje

Fizinis kiekis	Paskyrimas	Matavimo vienetas
Laikas	t	Su
Slėgis	p	Pa, kPa
Medžiagos kiekis	ν	apgamas
Medžiagos masė	m	kg, g
Masės dalis	ω	Be matmenų
Molinė masė	M	kg / mol, g / mol
Molinis tūris	V n	m 3 / mol, l / mol
Medžiagos tūris	V	m 3, l
Tūrio dalis		Be matmenų
Santykinė atominė masė	A r	Be matmenų
	Ponas	Be matmenų
Santykinis dujų tankis A lyginant su dujomis B	D B (A)	Be matmenų
Medžiagos tankis	R	kg / m 3, g / cm 3, g / ml
Avogadro konstanta	N A	1 / mol
Absoliuti temperatūra	T	K (Kelvinas)
Celsijaus temperatūra	t	°C (Celsijaus laipsniai)
Cheminės reakcijos šiluminis poveikis	K	kJ / mol

2. Fizinių dydžių vienetų ryšiai

3. Cheminės formulės 8 klasėje

4. Pagrindiniai apibrėžimai 8 klasėje

• Atom- mažiausia chemiškai nedaloma medžiagos dalelė.
• Cheminis elementas- tam tikros rūšies atomai.
• Molekulė- mažiausia medžiagos dalelė, kuri išlaiko savo sudėtį ir chemines savybes ir susideda iš atomų.
• Paprastos medžiagos- medžiagos, kurių molekulės susideda iš to paties tipo atomų.
• Sudėtingos medžiagos- medžiagos, kurių molekulės susideda iš skirtingų tipų atomų.
• Kokybinė medžiagos sudėtis parodo, iš kokių atomų jis susideda.
• Kiekybinė medžiagos sudėtis rodo kiekvieno elemento atomų skaičių jo sudėtyje.
• Cheminė formulė- sąlyginis kokybinės ir kiekybinės medžiagos sudėties registravimas naudojant cheminius simbolius ir indeksus.
• Atominės masės vienetas(amu) - atomo masės matavimo vienetas, lygus 1/12 anglies atomo 12 C masei.
• Drugys- medžiagos kiekis, kurio dalelių skaičius lygus atomų skaičiui 0,012 kg anglies 12 C.
• Avogadro konstanta (Na = 6 * 10 23 mol -1) - dalelių, esančių viename molyje, skaičius.
• Medžiagos molinė masė (M ) – medžiagos, paimtos 1 mol kiekiu, masė.
• Santykinė atominė masė elementas A r - tam tikro elemento atomo masės m 0 santykis su 1/12 anglies atomo masės 12 C.
• Santykinė molekulinė masė medžiagų M r - tam tikros medžiagos molekulės masės ir 1/12 12 C anglies atomo masės santykis. Santykinė molekulinė masė yra lygi cheminių elementų, sudarančių junginį, santykinių atominių masių sumai. , atsižvelgiant į šio elemento atomų skaičių.
• Masės dalis cheminis elementas ω (X) parodo, kokia X medžiagos santykinės molekulinės masės dalis tenka tam tikram elementui.

ATOMINIS-MOLEKULINIS MOKYMAS
1. Yra molekulinės ir nemolekulinės struktūros medžiagų.
2. Tarp molekulių yra tarpai, kurių dydžiai priklauso nuo medžiagos agregacijos būsenos ir temperatūros.
3. Molekulės nuolat juda.
4. Molekulės sudarytos iš atomų.
6. Atomams būdinga tam tikra masė ir dydis.
Fiziniuose reiškiniuose molekulės išsaugomos, o cheminiuose – paprastai sunaikinamos. Vykstant cheminiams reiškiniams atomai persitvarko, sudarydami naujų medžiagų molekules.

PASTOVIOS SUDĖTIES DĖSNIS
Kiekviena chemiškai gryna molekulinės struktūros medžiaga, nepriklausomai nuo gamybos būdo, turi pastovią kokybinę ir kiekybinę sudėtį.

VALENCIJA
Valencija yra cheminio elemento atomo savybė prijungti arba pakeisti tam tikrą kito elemento atomų skaičių.

CHEMINĖ REAKCIJA
Cheminė reakcija yra reiškinys, kurio metu iš kai kurių medžiagų susidaro kitos. Reagentai yra medžiagos, kurios patenka į cheminę reakciją. Reakcijos produktai yra medžiagos, susidarančios reakcijos metu.
Cheminių reakcijų požymiai:
1. Šilumos (šviesos) išsiskyrimas.
2. Spalvos keitimas.
3. Kvapo atsiradimas.
4. Nuosėdų susidarymas.
5. Dujų išsiskyrimas.

Kiekis ir jo matmenys	Santykis
X elemento atominė masė (santykinė)
Elementas eilinis	Z = N(e –) = N(R +)
E elemento masės dalis X medžiagoje, vieneto dalimis, procentais
X medžiagos kiekis, mol
Dujinės medžiagos kiekis, mol	V m= 22,4 l / mol (n.u.) Na. - R= 101 325 Pa, T= 273 tūkst
X medžiagos molinė masė, g / mol, kg / mol
X medžiagos masė, g, kg	m(X) = n(X)  M(X)
Molinis dujų tūris, l / mol, m 3 / mol	V m= 22,4 l / mol standartinėmis sąlygomis
Dujų tūris, m 3	V = V m × n
Produkto išeiga
X medžiagos tankis, g/l, g/ml, kg/m3
Dujinės medžiagos X tankis, išreikštas vandeniliu
Dujinės medžiagos X tankis ore	M(oras) = ​​29 g / mol
Vieningas dujų įstatymas
Mendelejevo-Klapeirono lygtis	PV = nRT, R= 8,314 J / mol × K
Dujinės medžiagos tūrio dalis dujų mišinyje, vieneto dalimis arba procentais
Dujų mišinio molinė masė
Medžiagos (X) molinė dalis mišinyje
Šilumos kiekis, J, kJ	K = n(X)  K(X)
Reakcijos šiluminis poveikis	Q = -H
Medžiagos X susidarymo šiluma, J / mol, kJ / mol
Cheminės reakcijos greitis (mol / lsek.)
Masinių veiksmų įstatymas (dėl paprastos reakcijos)	a A + v B = Su C + d D u = k Su a(A)  Su v(B)
Van't Hoffo taisyklė
Medžiagos tirpumas (X) (g / 100 g tirpiklio)
X medžiagos masės dalis mišinyje A + X, vieneto dalimis, proc.
Tirpalo svoris, g, kg	m(rr) = m(X) + m(H 2 O) m(rr) = V(rr)   (rr)
Tirpalo masės dalis tirpale, vieneto dalimis, %
Tirpalo tankis
Tirpalo tūris, cm 3, l, m 3
Molinė koncentracija, mol / l
Elektrolito disociacijos laipsnis (X), vieneto dalimis arba %
Joninis vandens produktas	K(H2O) =
Vandenilio eksponentas	pH = -lg

Pagrindinis:

Kuznecova N.E. ir kt... Chemija. 8 ląstelės-10 ląstelių .. - M .: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznecova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Chemija.11 klasė iš 2 dalių, 2005-2007 m.

Egorovas A.S. Chemija. Naujas pasirengimo universitetui vadovėlis. Rostovas n / a: Feniksas, 2004. - 640 p.

Egorovas A.S. Chemija: modernus kursas pasiruošti egzaminui. Rostovas n / a: Phoenix, 2011. (2012) - 699 p.

Egorovas A.S. Savarankiško darbo vadovas cheminėms problemoms spręsti. - Rostovas prie Dono: Finiksas, 2000.- 352 p.

Chemija / vadovėlis studentams į universitetus. Rostovas / D, Finiksas, 2005– 536 p.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.... Chemijos užduotys stojantiesiems į universitetą. M .: Aukštoji mokykla. 2007. – 302s.

Papildomas:

Vrublevskis A.I... Mokomoji medžiaga, skirta pasirengti centralizuotam chemijos testavimui / A.I. Vrublevskis –Mn .: UAB „Unipress“, 2004.– 368 p.

Vrublevskis A.I... 1000 chemijos uždavinių su transformacijų grandinėmis ir kontroliniais testais moksleiviams ir pretendentams - Minskas: OOO "Unipress", 2003. - 400 p.

Egorovas A.S... Visų tipų skaičiavimo užduotys chemijoje, skirtos pasiruošti egzaminui – Rostovas n / a: Phoenix, 2003. – 320s.

Egorovas A.S., Aminova G.Kh... Pavyzdinės užduotys ir pratimai ruošiantis chemijos egzaminui. - Rostovas n / a: Feniksas, 2005.- 448 p.

Vieningas valstybinis egzaminas 2007. Chemija. Mokomoji ir mokomoji medžiaga studentų rengimui / FIPI - M .: Intellect-Center, 2007. - 272 p.

Vieningas valstybinis egzaminas-2011 m. Chemija. Mokymo rinkinys, red. A.A. Kaverina. - M .: Tautinis švietimas, 2011 m.

Vienintelės realios užduočių galimybės pasiruošti vieningam valstybiniam egzaminui. Vieningas valstybinis egzaminas 2007 m. Chemija / V.Yu. Mišina, E.N. Strelnikovas. M .: Federalinis bandymų centras, 2007. – 151s.

Kaverina A.A.... Optimalus mokinių paruošimo užduočių bankas. Vieningas valstybinis egzaminas 2012. Chemija. Vadovėlis / A.A. Kaverina, D. Yu. Dobrotinas, Yu.N. Medvedevas, M.G. Snastina. - M .: Intelekto centras, 2012. - 256 p.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovieva M.V.... Testinės užduotys be testų 10 mėnesių neakivaizdinių parengiamųjų kursų studentams (gairės). Krasnodaras, 2004 .-- S. 18-70.

Litvinova T.N... Chemija. Vieningas valstybinis egzaminas-2011 m. Praktiniai testai. Rostovas n / a: Feniksas, 2011.- 349 p.

Litvinova T.N... Chemija. Testai egzaminui. Rostovas n / D .: Feniksas, 2012 .-- 284 p.

Litvinova T.N... Chemija. Dėsniai, elementų ir jų junginių savybės. Rostovas n / D .: Feniksas, 2012 .-- 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovieva M.V., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chemija uždaviniuose stojantiesiems į universitetus - M .: Onyx Publishing House: Mir and Education Publishing Company, 2009. - 832 p.

Mokomasis-metodinis chemijos kompleksas biomedicinos klasių mokiniams, red. T.N. Litvinova. - Krasnodaras .: KSMU, - 2008 m.

Chemija. Vieningas valstybinis egzaminas – 2008 m. Stojamieji testai, mokymo priemonė / red. V.N. Doronkinas. - Rostovas n / a: Legionas, 2008. - 271 p.

Chemijos svetainių sąrašas:

1. Alhimik. http:// www. alhimik. ru

2. Chemija visiems. Elektroninis žinynas visam chemijos kursui.

http:// www. informika. ru/ tekstą/ duomenų bazėje/ chemija/ PRADĖTI. html

3. Mokyklinė chemija – žinynas. http:// www. mokyklinė chemija. pateikė. ru

4. Chemijos dėstytojas. http://www. chemija.nm.ru

Interneto ištekliai

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chemija visiems. Elektroninis žinynas visam chemijos kursui.

http:// www. informika. ru/ tekstą/ duomenų bazėje/ chemija/ PRADĖTI. html

Mokyklinė chemija – žinynas. http:// www. mokyklinė chemija. pateikė. ru

http://www.classchem.narod.ru

Chemijos dėstytojas. http://www. chemija.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- mokomieji interneto ištekliai chemijos srityje

http://schoolchemistry.by.ru/- mokyklos chemija. Šioje svetainėje yra galimybė išlaikyti internetinius testus įvairiomis temomis, taip pat vieningo valstybinio egzamino demonstracines versijas.

Chemija ir gyvenimas – XXI amžius: Populiarus mokslo žurnalas. http:// www. hij. ru

Patikrinkite informaciją. Būtina patikrinti šiame straipsnyje pateiktų faktų ir informacijos teisingumą. Pokalbių puslapyje vyksta diskusija tema: Abejonės dėl terminijos. Cheminė formulė ... Vikipedija

Cheminė formulė yra informacijos apie medžiagų sudėtį ir struktūrą atspindys naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skiriamuosius skliaustus. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Gali gauti patyręs ... ... Vikipedija

Cheminė formulė yra informacijos apie medžiagų sudėtį ir struktūrą atspindys naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skiriamuosius skliaustus. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Gali gauti patyręs ... ... Vikipedija

Cheminė formulė yra informacijos apie medžiagų sudėtį ir struktūrą atspindys naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skiriamuosius skliaustus. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Gali gauti patyręs ... ... Vikipedija

Cheminė formulė yra informacijos apie medžiagų sudėtį ir struktūrą atspindys naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skiriamuosius skliaustus. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Gali gauti patyręs ... ... Vikipedija

Pagrindinis straipsnis: Neorganiniai junginiai Neorganinių junginių sąrašas pagal elementus Informacinis neorganinių junginių sąrašas, pateiktas abėcėlės tvarka (pagal formulę) kiekvienai medžiagai, elementų vandenilio rūgštys (jei jie ... ... Vikipedija

Šį straipsnį ar skyrių reikia peržiūrėti. Prašome patobulinti straipsnį pagal straipsnių rašymo taisykles ... Vikipedija

Cheminė lygtis (cheminės reakcijos lygtis) yra sąlyginis cheminės reakcijos žymėjimas naudojant chemines formules, skaitinius koeficientus ir matematinius simbolius. Cheminės reakcijos lygtis pateikia kokybinę ir kiekybinę ... ... Vikipediją

Cheminė programinė įranga yra kompiuterių programos, naudojamos chemijos srityje. Turinys 1 Chemijos redaktoriai 2 Platformos 3 Literatūra ... Vikipedija

Knygos

• Pramoninės įrangos montavimo japonų-anglų-rusų žodynas. Apie 8000 terminų, Popova I.S .. Žodynas skirtas plačiam vartotojų ratui ir pirmiausia vertėjams bei techniniams specialistams, dalyvaujantiems tiekiant ir diegiant pramoninę įrangą iš Japonijos ar ...
• Trumpas biocheminių terminų žodynas, Kunizhevas S.M.