flera grundläggande begrepp och formler.

För alla ämnen olika massa, densitet och volym. En metallbit från ett element kan väga många gånger mer än en exakt lika stor bit av en annan metall.

Mol(antal mol)

beteckning: mol, internationellt: mol- en måttenhet för mängden av ett ämne. Motsvarar mängden ämne som innehåller N.A. partiklar (molekyler, atomer, joner) Därför introducerades en universell kvantitet - antal mol. En ofta förekommande fras i uppgifter är "mottagen... mol av substans"

N.A.= 6,02 1023

N.A.- Avogadros nummer. Även "ett nummer enligt överenskommelse." Hur många atomer finns det i spetsen av en penna? Ungefär tusen. Det är inte bekvämt att arbeta med sådana kvantiteter. Därför kom kemister och fysiker runt om i världen överens - låt oss beteckna 6,02 × 1023 partiklar (atomer, molekyler, joner) som 1 mol ämnen.

1 mol = 6,02 1023 partiklar

Detta var den första av de grundläggande formlerna för att lösa problem.

Molar massaämnen

Molar massaämne är massan av en mol substans.

Betecknad som Mr. Det finns enligt det periodiska systemet - det är helt enkelt summan av atommassorna för ett ämne.

Till exempel får vi svavelsyra - H2SO4. Låt oss beräkna molmassan för ett ämne: atommassa H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=12+32+16 4=98 g\mol.

Den andra nödvändiga formeln för att lösa problem är

ämnesmassaformel:

Det vill säga, för att hitta massan av ett ämne behöver du veta antalet mol (n), och vi hittar molmassan från det periodiska systemet.

Lagen om bevarande av massa - Massan av ämnen som går in i en kemisk reaktion är alltid lika med massan av de resulterande ämnena.

Om vi ​​vet massan/massan av de ämnen som reagerade kan vi hitta massan/massan av produkterna från den reaktionen. Och vice versa.

Den tredje formeln för att lösa kemiproblem är

volym av ämne:

Tyvärr, den här bilden uppfyller inte våra riktlinjer. För att fortsätta publicera, vänligen radera bilden eller ladda upp en annan.

Var kom siffran 22,4 ifrån? Från Avogadros lag:

lika volymer av olika gaser tagna vid samma temperatur och tryck innehåller samma antal molekyler.

Enligt Avogadros lag har 1 mol av en idealgas under normala förhållanden (n.s.) samma volym Vm= 22,413 996(39) l

Det vill säga, om vi i problemet får normala förhållanden, då vi känner till antalet mol (n), kan vi hitta ämnets volym.

Så, grundläggande formler för att lösa problem i kemi

Avogadros nummerN.A.

6,02 1023 partiklar

Mängd ämne n (mol)

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

Massa av substans m (g)

Volym av ämne V(l)

V=n 22,4 (l\mol)

Tyvärr, den här bilden uppfyller inte våra riktlinjer. För att fortsätta publicera, vänligen radera bilden eller ladda upp en annan.

Det här är formler. Ofta, för att lösa problem, måste du först skriva reaktionsekvationen och (obligatoriskt!) ordna koefficienterna - deras förhållande bestämmer förhållandet mellan mol i processen.

Kemi– vetenskapen om ämnens sammansättning, struktur, egenskaper och omvandlingar.

Atom-molekylär vetenskap.Ämnen består av kemiska partiklar (molekyler, atomer, joner) som har komplex struktur och består av elementarpartiklar(protoner, neutroner, elektroner).

Atom– en neutral partikel som består av en positiv kärna och elektroner.

Molekyl– en stabil grupp av atomer sammankopplade med kemiska bindningar.

Kemiskt element– en typ av atomer med samma kärnladdning. Element betecknar

där X är symbolen för elementet, Z– serienummer på elementet i Periodiska systemet element D.I. Mendeleev, A– massnummer. Serienummer Z lika med laddningen av atomkärnan, antalet protoner i atomkärnan och antalet elektroner i atomen. Massnummer A lika med summan av antalet protoner och neutroner i en atom. Antalet neutroner är lika med skillnaden A–Z.

Isotoper– atomer av samma grundämne har olika massatal.

Relativ atommassa(A r) är förhållandet mellan medelmassan av en atom i ett element med naturlig isotopsammansättning och 1/12 av massan av en atom i kolisotopen 12 C.

Relativ molekylvikt(M r) är förhållandet mellan medelmassan av en molekyl av ett ämne med naturlig isotopsammansättning och 1/12 av massan av en atom i 12 C-kolisotopen.

Atommassenhet(a.u.m) – 1/12 av massan av en atom i kolisotopen 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 år

Mol– mängden av ett ämne som innehåller lika många strukturella enheter (atomer, molekyler, joner) som det finns atomer i 0,012 kg av kolisotopen 12 C. Mol– mängden av ett ämne som innehåller 6,02 10 23 strukturella enheter (atomer, molekyler, joner).

n = N/N A, Var n– mängd ämne (mol), N– antal partiklar, a N A– Avogadros konstant. Mängden av ett ämne kan också betecknas med symbolen v.

Avogadros konstant N A = 6,02 10 23 partiklar/mol.

Molar massaM(g/mol) – förhållandet mellan ämnets massa m(d) till mängden ämne n(mol):

M = m/n, var: m = Mn Och n = m/M.

Molar volym gasV M(l/mol) – gasvolymförhållande V(l) till mängden ämne i denna gas n(mol). Under normala förhållanden VM = 22,4 l/mol.

Normala förhållanden: temperatur t = 0°C, eller T = 273 K, tryck p = 1 atm = 760 mm. rt. Konst. = 101,325 Pa = 101,325 kPa.

VM = V/n, var: V = V Mn Och n = V/VM.

Resultatet är en generell formel:

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

Likvärdig- en verklig eller fiktiv partikel som interagerar med en väteatom, eller ersätter den, eller är likvärdig med den på annat sätt.

Molekvivalenter M e– förhållandet mellan massan av ett ämne och antalet ekvivalenter av detta ämne: M e = m/n (ekv) .

Vid laddningsutbytesreaktioner är den molära massan av ämnesekvivalenter

med molär massa M lika med: M e = M/(n ? m).

I redoxreaktioner, molmassan av ekvivalenter av ett ämne med molmassa M lika med: M e = M/n(e), Var n(e)– antal överförda elektroner.

Ekvivalentlagen– Massorna av reaktanterna 1 och 2 är proportionella mot molmassorna för deras ekvivalenter. m 1 / m 2= M E1/M E2, eller m 1 / M E1 = m 2 / M E2, eller n 1 = n 2, Var m 1 Och m 2– massor av två ämnen, M E1 Och JAG 2– molära massor av ekvivalenter, n 1 Och n 2– Antalet ekvivalenter av dessa ämnen.

För lösningar kan lagen om ekvivalenter skrivas på följande sätt:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Var med E1, med E2, V 1 Och V 2– molära koncentrationer av ekvivalenter och volymer av lösningar av dessa två ämnen.

United gas law: pV = nRT, Var sid– tryck (Pa, kPa), V– volym (m 3, l), n– mängd gasämne (mol), T – temperatur (K), T(K) = t(°C) + 273, R– konstant, R= 8,314 J/(K^ mol), med J = Pam3 = kPal.

2. Atomstruktur och periodisk lag

Våg-partikeldualitet materia - tanken att varje föremål kan ha både våg- och korpuskulära egenskaper. Louis de Broglie föreslog en formel som kopplar samman våg- och korpuskulära egenskaper hos objekt: ? = h/(mV), Var h– Plancks konstant, ? – våglängd som motsvarar varje kropp med massa m och hastighet V. Fastän vågegenskaper existerar för alla objekt, men de kan endast observeras för mikroobjekt med massor av storleksordningen en atoms och en elektrons massa.

Heisenbergs osäkerhetsprincip: ?(mV x) ?х > h/2n eller ?V x ?x > h/(2?m), Var m– partikelmassa, x– dess koordinat, Vx– hastighet i riktning x, ?– osäkerhet, bedömningsfel. Osäkerhetsprincipen innebär att det är omöjligt att samtidigt ange position (koordinat) x) och hastighet (V x) partiklar.

Partiklar med små massor (atomer, kärnor, elektroner, molekyler) är inte partiklar i den newtonska mekanikens mening och kan inte studeras av klassisk fysik. De studeras kvantfysik.

Huvudkvantnummern tar värdena 1, 2, 3, 4, 5, 6 och 7, motsvarande de elektroniska nivåerna (skikten) K, L, M, N, O, P och Q.

Nivå– utrymmet där elektroner finns samma nummer n. Elektroner olika nivåer rumsligt och energiskt separerade från varandra, eftersom antalet n bestämmer elektronenergi E(ju mer n, ju mer E) och avstånd R mellan elektroner och kärna (desto fler n, ju mer R).

Orbital (sida, azimutal) kvantantall tar värden beroende på antalet n:l= 0, 1,…(n- 1). Till exempel om n= 2, då l = 0, 1; Om n= 3, då l = 0, 1, 2. Antal l kännetecknar undernivån (underskiktet).

Undernivå– utrymmet där elektroner med vissa n Och l. Undernivåer för en given nivå anges beroende på antalet l:s- Om l = 0, sid- Om l = 1, d- Om l = 2, f- Om l = 3. Undernivåerna för en given atom anges beroende på antalet n Och jag, till exempel: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), etc. Undernivåer av en given nivå har olika energier (desto fler jag, ju mer E): E s< E < Е А < … Och olika former orbitaler som utgör dessa undernivåer: s-orbitalen har formen av en boll, sid-orbitalen är formad som en hantel osv.

Magnetiskt kvantnummerm 1 kännetecknar orienteringen av det orbitala magnetiska momentet, lika med jag, i rymden i förhållande till utsidan magnetiskt fält och tar värden: – l,...-1, 0, 1,...l, dvs totalt (2l + 1) värde. Till exempel om l = 2, då m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbital(del av en undernivå) – det utrymme där elektroner (högst två) finns med vissa n, l, m 1. Undernivå innehåller 2l+1 orbital. Till exempel, d– undernivån innehåller fem d-orbitaler. Orbitaler av samma undernivå har olika nummer m 1, har samma energi.

MagnetsnurrnummerFröken karakteriserar orienteringen av elektronens eget magnetiska moment s, lika med?, i förhållande till det externa magnetfältet och har två värden: +? Och _ ?.

Elektroner i en atom upptar nivåer, undernivåer och orbitaler enligt följande regler.

Paulis regel: I en atom kan två elektroner inte ha fyra identiska kvanttal. De måste skilja sig åt i minst en kvantnummer.

Av Pauli-regeln följer att en orbital inte får innehålla mer än två elektroner, en undernivå får inte innehålla mer än 2(2l + 1) elektroner, en nivå får inte innehålla fler 2n 2 elektroner.

Klechkovskys regel: elektroniska undernivåer fylls i i ökande ordning (n + l), och vid samma belopp (n+l)– i stigande nummerordning n.

Grafisk form Klechkovskys regler.

Enligt Klechkovskys regel fylls undernivåer i i följande ordning: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Även om fyllningen av undernivåer sker enligt Klechkovsky-regeln, skrivs undernivåerna i den elektroniska formeln sekventiellt efter nivå: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f etc. Således skrivs den elektroniska formeln för bromatomen enligt följande: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Elektroniska konfigurationer av ett antal atomer skiljer sig från de som förutspås av Klechkovskys regel. Så, för Cr och Cu:

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

Rule of Hunda (Gunda): Fyllningen av orbitalerna för en given undernivå utförs så att det totala spinnet är maximalt. Orbitalerna för en given undernivå fylls först med en elektron åt gången.

Elektroniska konfigurationer av atomer kan skrivas av nivåer, undernivåer, orbitaler. Till exempel kan den elektroniska formeln P(15e) skrivas:

a) efter nivåer)2)8)5;

b) efter undernivåer 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) genom orbital

Exempel på elektroniska formler för vissa atomer och joner:

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. Kemisk bindning

3.1. Valensbindningsmetod

Enligt valensbindningsmetoden bildas en bindning mellan atomerna A och B genom att dela ett elektronpar.

Kovalent bindning. Donator-acceptor-anslutning.

Valens kännetecknar atomers förmåga att bilda kemiska bindningar och är lika med antalet kemiska bindningar, bildad av en atom. Enligt valensbindningsmetoden är valens lika med antalet delade elektronpar, och i fallet med en kovalent bindning är valens lika med antalet oparade elektroner i den yttre nivån av en atom i dess mark eller exciterade tillstånd .

Valens av atomer

Till exempel för kol och svavel:

Mättnadsförmåga kovalent bindning: atomer bildar ett begränsat antal bindningar lika med deras valens.

Hybridisering av atomära orbitaler– blandning av atomorbitaler (AO) av olika undernivåer av atomen, vars elektroner deltar i bildandet av ekvivalenta?-bindningar. Hybrid orbital (HO) ekvivalens förklarar ekvivalensen av de bildade kemiska bindningarna. Till exempel, i fallet med en fyrvärd kolatom finns det en 2s– och tre 2p-elektron. För att förklara ekvivalensen av de fyra?-bindningar som bildas av kol i molekylerna CH 4, CF 4, etc., atomär ett s- och tre R- orbitaler ersätts av fyra ekvivalenta hybrider sp 3-orbitaler:

Fokus kovalent bindning är att den bildas i riktning mot maximal överlappning av orbitaler som bildas gemensamt par elektroner.

Beroende på typen av hybridisering har hybridorbitaler en specifik plats i rymden:

sp– linjär, vinkeln mellan orbitalens axlar är 180°;

sp 2– triangulär, vinklarna mellan orbitalens axlar är 120°;

sp 3– tetraedrisk, vinklarna mellan orbitalernas axlar är 109°;

sp 3 d 1– trigonal-bipyramidal, vinklar 90° och 120°;

sp 2 d 1– kvadratisk, vinklarna mellan orbitalernas axlar är 90°;

sp 3 d 2– oktaedrisk, vinklarna mellan orbitalers axlar är 90°.

3.2. Molekylär omloppsteori

Enligt teorin om molekylära orbitaler består en molekyl av kärnor och elektroner. I molekyler finns elektroner i molekylära orbitaler (MO). MO:s för de yttre elektronerna har en komplex struktur och betraktas som en linjär kombination av de yttre orbitalerna hos atomerna som utgör molekylen. Antalet bildade MO är lika med antalet AO som är involverade i deras bildande. Energierna för MOs kan vara lägre (bindande MOs), lika (icke-bindande MOs) eller högre (antibindande MOs), än energierna för AOs som bildar dem.

Villkor för interaktion för JSC

1. AO interagerar om de har liknande energier.

2. AO:er interagerar om de överlappar varandra.

3. AO interagerar om de har lämplig symmetri.

För en diatomisk molekyl AB (eller någon linjär molekyl), kan symmetrin för MO vara:

Om en given MO har en symmetriaxel,

Om en given MO har ett symmetriplan,

Om MO har två vinkelräta symmetriplan.

Närvaron av elektroner på de bindande MO stabiliserar systemet, eftersom det minskar molekylens energi jämfört med atomernas energi. Molekylens stabilitet karakteriseras obligationsordning n, lika med: n = (n ljus – n storlek)/2, Var n ljus och n storlek - antal elektroner i bindande och antibindande orbitaler.

Fyllningen av MOs med elektroner sker enligt samma regler som fyllningen av AOs i en atom, nämligen: Paulis regel (det kan inte finnas mer än två elektroner på en MO), Hunds regel (det totala spinnet måste vara maximalt) osv. .

Interaktionen mellan 1s-AO-atomer från den första perioden (H och He) leder till bildandet av bindning?-MO och antibindning?*-MO:

Elektroniska formler för molekyler, bindningsordningar n, experimentella bindningsenergier E och intermolekylära avstånd R för diatomiska molekyler från atomer från den första perioden ges i följande tabell:

Andra atomer från den andra perioden innehåller, förutom 2s-AO, även 2p x -, 2p y – och 2p z -AO, som vid interaktion kan bilda?– och?-MO. För O-, F- och Ne-atomer är energierna för 2s- och 2p-AOs signifikant olika, och interaktionen mellan 2s-AO för en atom och 2p-AO för en annan atom kan försummas, med tanke på interaktionen mellan 2:orna -AO av två atomer separat från interaktionen av deras 2p-AO. MO-schemat för molekylerna O 2, F 2, Ne 2 har följande form:

För atomerna B, C, N är energierna för 2s– och 2p-AO nära i sina energier, och 2s-AO för en atom interagerar med 2p z-AO för en annan atom. Därför skiljer sig ordningen på MO i molekylerna B 2, C 2 och N 2 från ordningen på MO i molekylerna O 2, F 2 och Ne 2. Nedan är MO-schemat för molekylerna B 2, C 2 och N 2:

Baserat på de givna MO-schemana är det till exempel möjligt att skriva ned de elektroniska formlerna för molekylerna O 2 , O 2 + och O 2 ?:

O2+ (11e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)

n = 2 R = 0,121 nm;

O2 (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.

När det gäller O 2 -molekylen tillåter MO-teorin oss att förutse större styrka hos denna molekyl, eftersom n = 2, arten av förändringar i bindningsenergier och internukleära avstånd i serien O 2 + – O 2 – O 2 ?, såväl som paramagnetismen hos O ​​2-molekylen, vars övre MO har två oparade elektroner.

3.3. Vissa typer av anslutningar

Jonbindning– elektrostatisk bindning mellan joner med motsatt laddning. En jonbindning kan betraktas som ett extremfall av en polär kovalent bindning. En jonbindning bildas om skillnaden i elektronegativitet för atomerna X är större än 1,5–2,0.

En jonbindning är icke-riktad icke-mättbar kommunikation I en NaCl-kristall attraheras Na+-jonen av alla Cl-joner? och stöts bort av alla andra Na+-joner, oavsett växelverkansriktning och antalet joner. Detta bestämmer den större stabiliteten hos joniska kristaller jämfört med joniska molekyler.

Vätebindning– en bindning mellan en väteatom i en molekyl och en elektronegativ atom (F, CI, N) i en annan molekyl.

Förekomsten av en vätebindning förklarar vattnets anomala egenskaper: vattnets kokpunkt är mycket högre än för dess kemiska analoger: t kip (H 2 O) = 100 °C, och t kip (H 2 S) = - 61 °C. Inga vätebindningar bildas mellan H 2 S-molekyler.

4. Mönster för kemiska processer

4.1. Termokemi

Energi(E)- förmåga att producera arbete. Mekaniskt arbete(A) åstadkommes till exempel av en gas under dess expansion: A = p?V.

Reaktioner som uppstår med absorption av energi är: endotermisk.

Reaktioner som involverar frigöring av energi är: exotermisk.

Typer av energi: värme, ljus, elektrisk, kemisk, kärnkraft och så vidare.

Energityper: kinetik och potential.

Rörelseenergi– energin hos en rörlig kropp, detta är det arbete som en kropp kan göra innan den når vila.

Värme (Q)– en typ av kinetisk energi – associerad med atomers och molekylers rörelse. När du kommunicerar med en massa (m) Och specifik värmekapacitet(c) värme Q dess temperatur stiger med? t: ?Q = m med ?t, var? t = AQ/(ct).

Potentiell energi- energi som förvärvas av en kropp som ett resultat av förändringar i den eller dess komponenter position i rymden. Energin i kemiska bindningar är en typ av potentiell energi.

Termodynamikens första lag: energi kan passera från en typ till en annan, men kan inte försvinna eller uppstå.

Inre energi (U) – summan av kinetiska och potentiella energier hos partiklarna som utgör kroppen. Värmen som absorberas i reaktionen är lika med skillnaden inre energi reaktionsprodukter och reagens (Q = ?U = U 2 – U 1), förutsatt att systemet inte har gjort något arbete på miljö. Om reaktionen sker vid konstant tryck, så arbetar de frigjorda gaserna mot yttre tryckkrafter, och värmen som absorberas under reaktionen är lika med summan av förändringarna i inre energi ?U och jobba A = p?V. Denna värme som absorberas vid konstant tryck kallas entalpiförändringen: ? Н = ?U + p?V, definierande entalpi Hur H = U + pV. Reaktioner av flytande och fasta ämnen sker utan betydande volymförändringar (?V = 0), så hur är det med dessa reaktioner? N nära ?U (?Н = ?U). För reaktioner med volymförändring har vi ?Н > ?U, om utbyggnad pågår, och ?N< ?U , om det finns kompression.

Entalpiförändringen hänvisas vanligtvis till standardtillståndet för ett ämne: det vill säga för ett rent ämne i ett visst tillstånd (fast, flytande eller gasformigt), vid ett tryck av 1 atm = 101 325 Pa, en temperatur på 298 K och en koncentration av ämnen på 1 mol/l.

Standardentalpi för bildning?– värme som frigörs eller absorberas under bildandet av 1 mol av ett ämne från de enkla ämnen som utgör det, vid standardvillkor. Till exempel, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Det betyder att i reaktionen Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) när 1 mol NaCl bildas frigörs 411 kJ energi.

Standardentalpi för reaktion?H– förändring i entalpi under kemisk reaktion, bestäms av formeln: ?N = ?N arr.(Produkter) - ?N arr.(reagens).

Så för reaktionen NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), att veta? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ/mol och H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol har vi:

H = AHo6p (NH4Cl) – AHo6p (NH3) – AHo6p (HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 kJ.

Om? N< 0, då är reaktionen exoterm. Om? N> 0, då är reaktionen endoterm.

Lag Hess: Standardentalpin för en reaktion beror på standardentalpierna för reaktanterna och produkterna och beror inte på reaktionens väg.

Spontana processer kan inte bara vara exotermiska, det vill säga processer med en minskning av energi (?N< 0), men kan också vara endotermiska processer, dvs processer med ökande energi (?N> 0). I alla dessa processer ökar "störningen" i systemet.

EntropiS – en fysisk storhet som kännetecknar graden av störning i systemet. S – standardentropi, ?S – förändring i standardentropi. Om?S > 0, ökar störningen om AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. För processer där antalet partiklar minskar, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

CaCO3 (tv) = CaO (tv) + CO2 (g), ?S > 0.

Processer sker spontant med frigörande av energi, d.v.s. för vilket? N< 0, och med ökande entropi, d.v.s. för vilken?S > 0. Att ta hänsyn till båda faktorerna leder till uttrycket för Gibbs energi: G = H – TS eller? G = ?H – T?S. Reaktioner där Gibbs-energin minskar, dvs. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, gå inte spontant. Villkoret?G = 0 betyder att jämvikt har etablerats mellan produkterna och reaktanterna.

Vid låga temperaturer, när värdet Tär nära noll, endast exotermiska reaktioner inträffar, eftersom T?S– lite och?G = ? N< 0. Kl höga temperaturer värden T?S bra, och försummar storleken? N, vi har?G = – T?S, dvs processer med ökande entropi kommer att inträffa spontant, för vilka?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по absolutvärde värde?G, desto mer fullständigt sker denna process.

Värdet på AG för en viss reaktion kan bestämmas med formeln:

G = ?С arr (produkter) – ?G o b p (reagenser).

I det här fallet, värdena för ?G o br, såväl som? N arr. och?S o br för stort antalämnen anges i särskilda tabeller.

4.2. Kemisk kinetik

Kemisk reaktionshastighet(v) bestäms av förändringen i molkoncentrationen av reaktanter per tidsenhet:

Var v– reaktionshastighet, s – molär koncentration av reagenset, t- tid.

Hastigheten för en kemisk reaktion beror på reaktanternas natur och reaktionsförhållandena (temperatur, koncentration, närvaro av en katalysator, etc.)

Effekt av koncentration. I I fallet med enkla reaktioner är reaktionshastigheten proportionell mot produkten av koncentrationerna av reaktanterna, taget i potenser lika med deras stökiometriska koefficienter.

För reaktion

där 1 och 2 är riktningarna för reaktionerna framåt respektive bakåt:

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n och

v2 = k2? [C]p ? [D]q

Var v- snabb reaktion, k– hastighetskonstant, [A] – molär koncentration av ämne A.

Reaktionens molekylaritet– antalet molekyler som deltar i reaktionens elementära handling. För enkla reaktioner, till exempel: mA + nB> рС + qD, molekyläriteten är lika med summan av koefficienterna (m + n). Reaktioner kan vara enmolekyl, dubbelmolekyl och sällan trippelmolekyl. Reaktioner med högre molekylvikt förekommer inte.

Reaktionsordningär lika med summan av exponenterna för koncentrationsgraderna i det experimentella uttrycket av hastigheten för en kemisk reaktion. Ja, för komplex reaktion

mA + nB > рС + qD det experimentella uttrycket för reaktionshastigheten är

v 1 = k 1 ? [A] ? ? [I] ? och reaktionsordningen är (? + ?). Vart i? Och? hittas experimentellt och kanske inte sammanfaller med m Och n följaktligen, eftersom ekvationen för en komplex reaktion är resultatet av flera enkla reaktioner.

Effekt av temperatur. Reaktionshastigheten beror på antalet effektiva kollisioner mellan molekyler. En ökning av temperaturen ökar antalet aktiva molekyler, vilket ger dem den nödvändiga energin för att reaktionen ska inträffa. aktiverings energi E agerar och ökar hastigheten på en kemisk reaktion.

Van't Hoffs regel. När temperaturen ökar med 10° ökar reaktionshastigheten 2–4 gånger. Matematiskt skrivs detta som:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

där v 1 och v 2 är reaktionshastigheterna vid de initiala (t 1) och slutliga (t 2) temperaturerna, ? – temperaturkoefficient för reaktionshastighet, som visar hur många gånger reaktionshastigheten ökar med en temperaturökning med 10°.

Mer exakt uttrycks reaktionshastighetens beroende av temperatur Arrhenius ekvation:

k = A? e - E/(RT)

Var k– hastighetskonstant, A– konstant oberoende av temperatur, e = 2,71828, E- aktiverings energi, R= 8,314 J/(K? mol) – gaskonstant; T– temperatur (K). Det kan ses att hastighetskonstanten ökar med ökande temperatur och minskande aktiveringsenergi.

4.3. Kemisk jämvikt

Ett system är i jämvikt om dess tillstånd inte förändras över tiden. Lika frekvenser av framåt- och bakåtreaktioner är ett villkor för att upprätthålla systemets jämvikt.

Ett exempel på en reversibel reaktion är reaktionen

N2 + 3H2 - 2NH3.

Massaktionens lag: förhållandet mellan produkten av koncentrationer av reaktionsprodukter och produkten av koncentrationer av utgångsämnen (alla koncentrationer anges i potenser lika med deras stökiometriska koefficienter) är en konstant som kallas jämviktskonstant.

Jämviktskonstanten är ett mått på hur en framåtreaktion fortskrider.

K = O – direkt reaktion sker inte;

K =? – den direkta reaktionen går till fullbordan;

K > 1 – balansen flyttad till höger;

TILL< 1 – balansen flyttas åt vänster.

Reaktionsjämviktskonstant TILLär relaterad till storleken på förändringen i standard Gibbs energi?G för samma reaktion:

G= – RT ln K, eller?G = -2,3RT lg K, eller K=10 -0,435?G/RT

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

Om TILL< 1, sedan lg K < 0 и?G >0, d.v.s. om jämvikten förskjuts åt vänster, så går reaktionen inte spontant åt höger.

Jämviktsförskjutningens lag: om ett yttre inflytande utövas på ett system som är i jämvikt uppstår en process i systemet som motverkar yttre påverkan.

5. Redoxreaktioner

Redoxreaktioner– reaktioner som uppstår med en förändring i grundämnenas oxidationstillstånd.

Oxidation– processen för elektrondonation.

Återhämtning– processen att lägga till elektroner.

Oxidationsmedel– en atom, molekyl eller jon som tar emot elektroner.

Reduktionsmedel– en atom, molekyl eller jon som donerar elektroner.

Oxidationsmedel, som tar emot elektroner, går in i en reducerad form:

F 2 [ca. ] + 2e > 2F? [återställd].

Reduktanter, som avger elektroner, går in i den oxiderade formen:

Na 0 [återhämtning ] – 1e > Na + [ungefär].

Jämvikten mellan de oxiderade och reducerade formerna kännetecknas av Nernsts ekvationer för redoxpotential:

Var E 0– Standardvärde för redoxpotential. n– Antal överförda elektroner; [återställd ] och [ca. ] är de molära koncentrationerna av föreningen i reducerad respektive oxiderad form.

Värden för standardelektrodpotentialer E 0 ges i tabeller och karakteriserar föreningars oxidativa och reduktionsegenskaper: ju mer positivt värde E 0, ju starkare de oxiderande egenskaperna, och desto mer mer negativt värde E 0, desto starkare restaurerande egenskaper.

Till exempel, för F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volt och för Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volt (processen registreras alltid för reduktionsreaktioner).

En redoxreaktion är en kombination av två halvreaktioner, oxidation och reduktion, och kännetecknas av en elektromotorisk kraft (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 okej – ?E 0 återställa, Var E 0 okej Och? E 0 återställa– standardpotentialer för oxidation och reduktionsmedel för en given reaktion.

E.m.f. reaktioner? E 0är relaterad till förändringen i Gibbs fria energi?G och jämviktskonstanten för reaktionen TILL:

?G = – nF?E 0 eller? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reaktioner vid icke-standardiserade koncentrationer? E lika med: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K eller? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

I fallet med jämvikt?G = 0 och?E = 0, var kommer det ifrån? E =(0,059/n)lg K Och K = 10 n?E/0,059.

För att reaktionen ska fortgå spontant måste följande relationer vara uppfyllda: ?G< 0 или K >> 1, vilket villkoret motsvarar? E 0> 0. För att bestämma möjligheten för en given redoxreaktion är det därför nödvändigt att beräkna värdet? E 0. Om? E 0 > 0, reaktionen pågår. Om? E 0< 0, inget svar.

Kemiska strömkällor

Galvaniska celler– anordningar som omvandlar energin från en kemisk reaktion till elektrisk energi.

Daniels galvaniska cell består av zink- och kopparelektroder nedsänkta i lösningar av ZnSO 4 respektive CuSO 4. Elektrolytlösningar kommunicerar genom en porös skiljevägg. I detta fall sker oxidation på zinkelektroden: Zn > Zn 2+ + 2e, och reduktion sker på kopparelektroden: Cu 2+ + 2e > Cu. I allmänhet går reaktionen: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anod– elektrod på vilken oxidation sker. Katod– elektroden på vilken reduktionen sker. I galvaniska celler är anoden negativt laddad och katoden positivt laddad. På elementdiagram är metall och murbruk separerade av en vertikal linje och två murbruk separerade av en dubbel vertikal linje.

Så, för reaktionen Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, skrivs kopplingsschemat för den galvaniska cellen: (-)Zn | ZnSO4 || CuSO 4 | Cu(+).

Reaktionens elektromotoriska kraft (emk) är? E 0 = E 0 ok – E 0 återställning= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. På grund av förluster kommer spänningen som skapas av elementet att vara något mindre än? E 0. Om koncentrationerna av lösningar skiljer sig från standardlösningarna, lika med 1 mol/l, då E 0 okej Och E 0 återställa beräknas med hjälp av Nernst-ekvationen, och sedan beräknas emk. motsvarande galvanisk cell.

Torrt element består av en zinkkropp, NH 4 Cl-pasta med stärkelse eller mjöl, en blandning av MnO 2 med grafit och en grafitelektrod. Under dess drift inträffar följande reaktion: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elementdiagram: (-)Zn | NH4Cl | Mn02, C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

Batterier. Ett blybatteri består av två blyplattor nedsänkta i en 30 % svavelsyralösning och belagda med ett skikt av olösligt PbSO 4 . Vid laddning av ett batteri sker följande processer på elektroderna:

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

PbSO4 (tv) + 2H2O > PbO2 (tv) + 4H + + SO42- + 2e

När batteriet är urladdat sker följande processer på elektroderna:

Pb(tv) + SO4 2- > PbSO4 (tv) + 2e

PbO2 (tv) + 4H + + SO4 2- + 2e > PbSO4 (tv) + 2H2O

Den totala reaktionen kan skrivas som:

För att fungera kräver batteriet regelbunden laddning och övervakning av koncentrationen av svavelsyra, som kan minska något under batteridrift.

6. Lösningar

6.1. Koncentration av lösningar

Massfraktionämnen i lösning w lika med förhållandet mellan massan av det lösta ämnet och lösningens massa: w = m vatten/m lösning eller w = m in-va /(V ??), därför att m lösning = V p-pa ? ?r-ra.

Molar koncentration Med lika med förhållandet mellan antalet mol löst ämne och lösningens volym: c = n(mol)/ V(l) eller c = m/(M? V( l )).

Molär koncentration av ekvivalenter (normal eller ekvivalent koncentration) med t.exär lika med förhållandet mellan antalet ekvivalenter av ett löst ämne och volymen lösning: med e = n(mol ekv.)/ V(l) eller med e = m/(Me? V(l)).

6.2. Elektrolytisk dissociation

Elektrolytisk dissociation– nedbrytning av elektrolyten till katjoner och anjoner under påverkan av polära lösningsmedelsmolekyler.

Grad av dissociation?– förhållandet mellan koncentrationen av dissocierade molekyler (med diss) och den totala koncentrationen av lösta molekyler (med volym): ? = med diss / med ob.

Elektrolyter kan delas in i stark(? ~ 1) och svag.

Starka elektrolyter(för dem? ~ 1) – salter och baser lösliga i vatten, samt vissa syror: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 och andra.

Svaga elektrolyter(för dem?<< 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.

Joniska reaktionsekvationer. I I joniska reaktionsekvationer skrivs starka elektrolyter som joner, och svaga elektrolyter, dåligt lösliga ämnen och gaser - i form av molekyler. Till exempel:

CaCO3 v + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 ^

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? = Ca 2+ + 2Cl? + H2O + CO2 ^

CaCO3 v + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2 ^

Reaktioner mellan joner gå mot bildningen av ett ämne som producerar färre joner, dvs mot en svagare elektrolyt eller ett mindre lösligt ämne.

6.3. Dissociation av svaga elektrolyter

Låt oss tillämpa lagen om massverkan på jämvikten mellan joner och molekyler i en lösning av en svag elektrolyt, till exempel ättiksyra:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Jämviktskonstanterna för dissociationsreaktioner kallas dissociationskonstanter. Dissociationskonstanter kännetecknar dissociationen av svaga elektrolyter: ju lägre konstant, desto mindre dissocierar den svaga elektrolyten, desto svagare är den.

Flerbasiska syror dissocierar stegvis:

H3PO4 - H+ + H2PO4?

Jämviktskonstanten för den totala dissociationsreaktionen är lika med produkten av konstanterna för de individuella dissociationsstadierna:

N 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-

Ostwalds utspädningslag: graden av dissociation av en svag elektrolyt (a) ökar med minskad koncentration, dvs med utspädning:

Effekt av en vanlig jon på dissociationen av en svag elektrolyt: tillsatsen av en vanlig jon minskar dissociationen av den svaga elektrolyten. Så när CH 3 COOH tillsätts till en lösning av en svag elektrolyt

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+?<< 1

en stark elektrolyt som innehåller en jon som är gemensam för CH 3COOH, dvs en acetatjon, till exempel CH 3 COONa

CH 3 COOna - CH 3 COO? + Na + ? = 1

koncentrationen av acetatjon ökar, och CH3COOH-dissociationsjämvikten skiftar åt vänster, d.v.s. syradissociationen minskar.

6.4. Dissociation av starka elektrolyter

Jonaktivitet A – koncentration av en jon, manifesterad i dess egenskaper.

Aktivitetsfaktorf– jonaktivitetsförhållande A till koncentration med: f= a/c eller A = fc.

Om f = 1 är jonerna fria och interagerar inte med varandra. Detta sker i mycket utspädda lösningar, i lösningar av svaga elektrolyter, etc.

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

Aktivitetskoefficienten beror på jonstyrkan hos lösning I: ju högre jonstyrka desto lägre aktivitetskoefficient.

Lösningens jonstyrka jag beror på avgifter z och koncentrationer från joner:

jag = 0,52?s z2.

Aktivitetskoefficienten beror på jonens laddning: ju större jonens laddning, desto lägre aktivitetskoefficient. Matematiskt, beroendet av aktivitetskoefficienten f på jonstyrka jag och jonladdning z skrivet med Debye-Hückel-formeln:

Jonaktivitetskoefficienter kan bestämmas med hjälp av följande tabell:

6.5 Jonisk produkt av vatten. PH värde

Vatten, en svag elektrolyt, dissocierar och bildar H+- och OH^-joner. Dessa joner är hydratiserade, det vill säga kopplade till flera vattenmolekyler, men för enkelhetens skull skrivs de i icke-hydratiserad form

H2O - H+ + OH?.

Baserat på lagen om massaktion, för denna jämvikt:

Koncentrationen av vattenmolekyler [H 2 O], det vill säga antalet mol i 1 liter vatten, kan anses vara konstant och lika med [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Härifrån:

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

Jonisk produkt av vatten– produkten av koncentrationerna [H + ] och – är ett konstant värde vid en konstant temperatur och lika med 10 -14 vid 22°C.

Den joniska produkten av vatten ökar med ökande temperatur.

PH värde– negativ logaritm för koncentrationen av vätejoner: pH = – log. På samma sätt: pOH = – log.

Att ta logaritmen för den joniska produkten av vatten ger: pH + pHOH = 14.

pH-värdet kännetecknar mediets reaktion.

Om pH = 7 är [H + ] = ett neutralt medium.

Om pH< 7, то [Н + ] >– sur miljö.

Om pH > 7, då [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Buffertlösningar

Buffertlösningar är lösningar som har en viss koncentration av vätejoner. Dessa lösningars pH ändras inte när de späds ut och ändras lite när små mängder syror och alkalier tillsätts.

I. En lösning av den svaga syran HA, koncentration – från syran, och dess salt med den starka basen BA, koncentration – från saltet. Till exempel är en acetatbuffert en lösning av ättiksyra och natriumacetat: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK surt + log(salt/s surt).

II. En lösning av den svaga basen BOH, koncentration - från basisk, och dess salt med en stark syra BA, koncentration - från salt. Till exempel är en ammoniakbuffert en lösning av ammoniumhydroxid och ammoniumklorid NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК basisk – log(med salt/med basiskt).

6.7. Hydrolys av salter

Hydrolys av salter– interaktion av saltjoner med vatten för att bilda en svag elektrolyt.

Exempel på hydrolysreaktionsekvationer.

I. Ett salt bildas av en stark bas och en svag syra:

Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH

2Na + + CO3 2- + H2O - 2Na + + HCO3? +ÅH?

CO32- + H2O - HCO3? + OH?, pH > 7, alkalisk miljö.

I det andra steget inträffar praktiskt taget inte hydrolys.

II. Ett salt bildas av en svag bas och en stark syra:

AICI3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

Al 3+ + 3Cl? + H2O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?

Al3+ + H2O - AlOH 2+ + H+, pH< 7.

I det andra steget sker hydrolys mindre, och i det tredje steget finns det praktiskt taget ingen hydrolys.

III. Ett salt bildas av en stark bas och en stark syra:

K + + NO 3 ? + H2O? ingen hydrolys, pH? 7.

IV. Ett salt bildas av en svag bas och en svag syra:

CH3COONH4 + H2O - CH3COOH + NH4OH

CH 3 COO? + NH4 + + H2O - CH3COOH + NH4OH, pH = 7.

I vissa fall, när saltet bildas av mycket svaga baser och syror, sker fullständig hydrolys. I löslighetstabellen för sådana salter är symbolen "nedbruten av vatten":

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3v + 3H2S^

Möjligheten till fullständig hydrolys bör beaktas i utbytesreaktioner:

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

Grad av hydrolysh – förhållandet mellan koncentrationen av hydrolyserade molekyler och den totala koncentrationen av lösta molekyler.

För salter som bildas av en stark bas och en svag syra:

= kap ROH = – log, рН = 14 – ROH.

Av uttrycket följer att graden av hydrolys h(dvs hydrolys) ökar:

a) med ökande temperatur, när K(H 2 O) ökar;

b) med en minskning av dissociationen av syran som bildar saltet: ju svagare syran är, desto större hydrolys;

c) med utspädning: ju mindre c, desto större hydrolys.

För salter som bildas av en svag bas och en stark syra

[H+] = kap pH = – log.

För salter som bildas av en svag bas och en svag syra

6.8. Protolytisk teori om syror och baser

Protolys– protonöverföringsprocess.

Protoliter– syror och baser som donerar och tar emot protoner.

Syra– en molekyl eller jon som kan donera en proton. Varje syra har en motsvarande konjugatbas. Styrkan hos syror kännetecknas av syrakonstanten K k.

H2CO3 + H2O - H3O + + HCO3?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O - 2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Bas– en molekyl eller jon som kan ta emot en proton. Varje bas har en motsvarande konjugerad syra. Styrkan hos baser kännetecknas av baskonstanten K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolyter– protoliter som kan frigöra och ta emot en proton.

HCO3? + H2O - H3O + + CO3 2-

HCO3? - syra.

HCO3? + H2O - H2CO3 + OH?

HCO3? - fundament.

För vatten: H2O+ H2O - H3O + + OH?

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

Konstanter K k Och K 0 för konjugerade syror och baser är kopplade.

HA + H2O - H3O + + A?,

A? + H2O - HA + OH?,

7. Löslighetskonstant. Löslighet

I ett system bestående av en lösning och en fällning sker två processer - upplösning av fällningen och fällning. Likheten mellan hastigheterna för dessa två processer är ett villkor för jämvikt.

Mättad lösning– en lösning som är i jämvikt med fällningen.

Massverkans lag tillämpad på jämvikten mellan fällning och lösning ger:

Sedan = konst,

TILL = Ks (AgCl) = .

I allmän syn vi har:

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

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

LöslighetskonstantK s(eller löslighetsprodukt PR) - produkten av jonkoncentrationer i en mättad lösning av en lätt löslig elektrolyt - är ett konstant värde och beror endast på temperaturen.

Löslighet av ett svårlösligt ämne s kan uttryckas i mol per liter. Beroende på storlek sämnen kan delas in i svårlösliga – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l och mycket löslig s>10-2 mol/l.

Lösligheten av föreningar är relaterad till deras löslighetsprodukt.

Förutsättning för utfällning och upplösning av sediment

I fallet med AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) jämviktstillstånd mellan fällning och lösning: = Ks.

b) deponeringsvillkor: > Ks; under utfällning minskar jonkoncentrationerna tills jämvikt är etablerat;

c) Villkoret för upplösning av fällningen eller förekomsten av en mättad lösning:< Ks; När fällningen löses upp ökar jonkoncentrationen tills jämvikt är etablerat.

8. Koordinationsföreningar

Koordinationsföreningar (komplexa) är föreningar med en donator-acceptorbindning.

För K 3:

joner i den yttre sfären – 3K +,

inre sfärjon – 3-,

komplexbildare – Fe 3+,

ligander – 6CN?, deras dentation – 1,

koordinationsnummer – 6.

Exempel på komplexbildare: Ag+, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+, etc.

Exempel på ligander: polära molekyler H 2 O, NH 3, CO och anjoner CN?, Cl?, OH? och så vidare.

Koordinationsnummer: vanligtvis 4 eller 6, mer sällan 2, 3 osv.

Nomenklatur. Anjonen namnges först (i nominativfallet), sedan katjonen (i genitiv). Namn på några ligander: NH3 - ammin, H2O - aquo, CN? – cyano, Cl? – klor, OH? – hydroxo. Namn på koordinationsnummer: 2 – di, 3 – tre, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Oxidationstillståndet för det komplexbildande medlet anges:

Cl—diamminsilver(I)klorid;

SO 4 – tetrammin koppar(II)sulfat;

K 3 – kaliumhexacyanoferrat(III).

Kemisk förbindelse.

Valensbindningsteorin antar hybridisering av den centrala atomens orbitaler. Placeringen av de resulterande hybridorbitalerna bestämmer komplexens geometri.

Diamagnetisk komplexjon Fe(CN) 6 4-.

Cyanidjon – donator

Järnjonen Fe 2+ – acceptor – har formeln 3d 6 4s 0 4p 0. Med hänsyn till komplexets diamagnetiska natur (alla elektroner är parade) och koordinationsnumret (6 fria orbitaler behövs), har vi d 2 sp 3-hybridisering:

Komplexet är diamagnetiskt, lågspinnande, intraorbitalt, stabilt (inga externa elektroner används), oktaedriskt ( d 2 sp 3-hybridisering).

Paramagnetisk komplexjon FeF 6 3-.

Fluorjon är en donator.

Järnjonen Fe 3+ – acceptor – har formeln 3d 5 4s 0 4p 0 . Med hänsyn till komplexets paramagneticitet (elektroner är kopplade) och koordinationsnumret (6 fria orbitaler behövs), har vi sp 3 d 2-hybridisering:

Komplexet är paramagnetiskt, högspinn, yttre orbitalt, instabilt (yttre 4d orbitaler används), oktaedriskt ( sp 3 d 2-hybridisering).

Dissociation av koordinationsföreningar.

Koordinationsföreningar i lösning dissocierar fullständigt till joner i de inre och yttre sfärerna.

NO3 > Ag(NH3)2+ + NO3 ?, ? = 1.

Joner i den inre sfären, dvs. komplexa joner, dissocierar till metalljoner och ligander, som svaga elektrolyter, i steg.

Var K 1 , TILL 2 , TO 1 _ 2 kallas instabilitetskonstanter och karakterisera dissociationen av komplex: ju lägre instabilitetskonstanten är, desto mindre dissocierar komplexet, desto stabilare är det.

Nyckelord: Kemi årskurs 8. Alla formler och definitioner, symboler för fysiska storheter, måttenheter, prefix för beteckning av måttenheter, samband mellan enheter, kemiska formler, grundläggande definitioner, kortfattat, tabeller, diagram.

1. Symboler, namn och måttenheter
vissa fysikaliska storheter som används inom kemin

Fysisk kvantitet	Beteckning	Enhet
Tid	t	Med
Tryck	sid	Pa, kPa
Mängd ämne	ν	mol
Massa av substans	m	kg, g
Massfraktion	ω	Dimensionslös
Molar massa	M	kg/mol, g/mol
Molar volym	Vn	m 3 /mol, l/mol
Volym av ämne	V	m 3, l
Volymfraktion		Dimensionslös
Relativ atommassa	A r	Dimensionslös
	Herr	Dimensionslös
Relativ densitet av gas A till gas B	D B (A)	Dimensionslös
Densitet av materia	R	kg/m 3, g/cm 3, g/ml
Avogadros konstant	N A	1/mol
Absolut temperatur	T	K (Kelvin)
Temperatur i Celsius	t	°C (grader Celsius)
Termisk effekt av en kemisk reaktion	F	kJ/mol

2. Samband mellan enheter av fysiska storheter

3. Kemiska formler i årskurs 8

4. Grundläggande definitioner i årskurs 8

• Atom- den minsta kemiskt odelbara partikeln av ett ämne.
• Kemiskt element- en viss typ av atom.
• Molekyl- den minsta partikeln av ett ämne som behåller sin sammansättning och Kemiska egenskaper och består av atomer.
• Enkla ämnen- ämnen vars molekyler består av atomer av samma typ.
• Komplexa ämnen- ämnen vars molekyler består av atomer av olika slag.
• Kvalitativ sammansättning av ämnet visar vilka atomer av grundämnen den består av.
• Kvantitativ sammansättning av ämnet visar antalet atomer av varje grundämne i dess sammansättning.
• Kemisk formel- Villkorlig registrering av den kvalitativa och kvantitativa sammansättningen av ett ämne som använder kemiska symboler och index.
• Atommassenhet(amu) - måttenhet för atommassa, lika massa 1/12 kolatom 12 C.
• Mol- mängden ämne som innehåller antalet partiklar, lika med antalet atomer i 0,012 kg kol 12 C.
• Avogadros konstant (Na = 6*10 23 mol -1) - antalet partiklar som finns i en mol.
• Molar massa av ett ämne (M ) är massan av ett ämne som tas i en mängd av 1 mol.
• Relativ atommassa element A r - atommassaförhållande av detta element m 0 till 1/12 massan av en kolatom 12 C.
• Relativ molekylviktämnen M r - förhållandet mellan massan av en molekyl av ett givet ämne och 1/12 av massan av en kolatom 12 C. Den relativa molekylmassan är lika med summan av de relativa atommassorna för de kemiska grundämnen som bildar föreningen, med ta hänsyn till antalet atomer i ett givet grundämne.
• Massfraktion kemiskt element ω(X) visar vilken del av släktingen molekylviktämne X faller på ett givet grundämne.

ATOMMOLEKYLÄR UNDERVISNING
1. Det finns ämnen med molekylär och icke-molekylär struktur.
2. Det finns luckor mellan molekylerna, vars storlekar beror på ämnets aggregationstillstånd och temperatur.
3. Molekyler är i kontinuerlig rörelse.
4. Molekyler är uppbyggda av atomer.
6. Atomer kännetecknas av en viss massa och storlek.
På fysiska fenomen molekyler bevaras, men förstörs vanligtvis av kemiska reaktioner. Atomer omarrangeras under kemiska fenomen och bildar molekyler av nya ämnen.

LAG OM KONSTANT SAMMANSÄTTNING AV MATERIEN
Varje kemiskt rent ämne molekylär struktur Oavsett produktionsmetod har den en konstant kvalitativ och kvantitativ sammansättning.

VALENS
Valens är egenskapen hos en atom i ett kemiskt element att fästa eller ersätta ett visst antal atomer av ett annat element.

KEMISK REAKTION
En kemisk reaktion är ett fenomen som gör att andra ämnen bildas av ett ämne. Reaktanter är ämnen som går in i en kemisk reaktion. Reaktionsprodukter är ämnen som bildas som ett resultat av en reaktion.
Tecken på kemiska reaktioner:
1. Utsläpp av värme (ljus).
2. Ändring i färg.
3. Lukt uppstår.
4. Bildning av sediment.
5. Gasutsläpp.

Storlek och dess dimension	Förhållande
Atommassa för grundämnet X (relativ)
Elementets serienummer	Z= N(e –) = N(R +)
Massfraktion av grundämne E i ämne X, i bråkdelar av en enhet, i %)
Mängd av ämne X, mol
Mängd gasämne, mol	V m= 22,4 l/mol (n.s.) Väl. – R= 101 325 Pa, T= 273 K
Molar massa av ämne X, g/mol, kg/mol
Massa av ämne X, g, kg	m(X) = n(X) M(X)
Molvolym gas, l/mol, m 3 /mol	V m= 22,4 l/mol vid N.S.
Gasvolym, m 3	V = V m × n
Produktutbyte
Densitet av ämne X, g/l, g/ml, kg/m3
Densitet gasformigt ämne X på väte
Densitet av gasformigt ämne X i luft	M(luft) = 29 g/mol
United Gas Law
Mendeleev-Clapeyron ekvation	PV = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Volymfraktion av ett gasformigt ämne i en blandning av gaser, i fraktioner av en enhet eller i %
Molar massa av en blandning av gaser
Molfraktion av ett ämne (X) i en blandning
Värmemängd, J, kJ	F = n(X) F(X)
Termisk effekt av reaktion	Q =–H
Bildningsvärme av ämne X, J/mol, kJ/mol
Kemisk reaktionshastighet (mol/lsek)
Masshandlingens lag (för en enkel reaktion)	a A+ V B= Med C+ d D u = k Med a(A) Med V(B)
Van't Hoffs regel
Ämnets löslighet (X) (g/100 g lösningsmedel)
Massfraktion av ämne X i blandning A + X, i fraktioner av en enhet, i %
Lösningens vikt, g, kg	m(rr) = m(X)+ m(H2O) m(rr) = V(rr)  (rr)
Massfraktion av löst ämne i lösning, i fraktioner av en enhet, i %
Lösningstäthet
Lösningsvolym, cm 3, l, m 3
Molar koncentration, mol/l
Grad av elektrolytdissociation (X), i bråkdelar av en enhet eller %
Jonisk produkt av vatten	K(H2O) =
PH värde	pH = –lg

Huvudsakliga:

Kuznetsova N.E. och så vidare. Kemi. Klass 8-10. – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Kemi.11:e klass i 2 delar, 2005-2007.

Egorov A.S. Kemi. En ny lärobok för att förbereda sig för högre utbildning. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 sid.

Egorov A.S. Kemi: en modern kurs för att förbereda sig för Unified State Exam. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 sid.

Egorov A.S. Självinstruktionsmanual för att lösa kemikalieproblem. – Rostov-on-Don: Phoenix, 2000. – 352 s.

Kemi/handledning för sökande till universitet. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 sid.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problem i kemi för sökande till universitet. M.: Högre skola. 2007.–302s.

Ytterligare:

Vrublevsky A.I.. Utbildnings- och träningsmaterial för att förbereda för centraliserade tester i kemi / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 sid.

Vrublevsky A.I.. 1000 problem i kemi med kedjor av transformationer och kontrolltester för skolbarn och sökande – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 sid.

Egorov A.S.. Alla typer av beräkningsproblem i kemi för förberedelser för Unified State Exam – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 sid.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Typiska uppgifter och övningar för att förbereda sig inför kemiprovet. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 sid.

Unified State Exam 2007. Kemi. Utbildnings- och träningsmaterial för att förbereda elever / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 sid.

Unified State Exam 2011. Kemi. Utbildnings- och träningspaket utg. A.A. Kaverina. – M.: Nationell utbildning, 2011.

De enda verkliga alternativen för uppgifter för att förbereda sig för Unified State Exam. Unified State Examination 2007. Kemi/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Federal Center testning, 2007.–151s.

Kaverina A.A. Den optimala banken av uppgifter för att förbereda elever. Unified State Exam 2012. Kemi. Handledning./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina. – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 sid.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Testuppgifter utöver prov för studenter av 10-månaders korrespondensförberedande kurser (metodikanvisningar). Krasnodar, 2004. – S. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Kemi. Unified State Exam 2011. Träningsprov. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 sid.

Litvinova T.N.. Kemi. Tester för Unified State Exam. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 sid.

Litvinova T.N.. Kemi. Lagar, egenskaper hos grundämnen och deras föreningar. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 sid.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Kemi i uppgifter för sökande till universitet – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 sid.

Utbildnings- och metodkomplex i kemi för studenter i medicinska och biologiska klasser, red. T.N. Litvinova. – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Kemi. Unified State Exam 2008. Inträdesprov, läromedel/red. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Legion, 2008.– 271 sid.

Lista över webbplatser om kemi:

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

2. Kemi för alla. Elektronisk katalog Bakom full kurs kemi.

http:// www. informika. ru/ text/ databas/ kemi/ START. html

3. Skolkemi - uppslagsbok. http:// www. skolkemi. förbi. ru

4. Kemihandledare. http://www. chemistry.nm.ru

Internetresurser

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Kemi för alla. Elektronisk uppslagsbok för en komplett kemikurs.

http:// www. informika. ru/ text/ databas/ kemi/ START. html

Skolkemi - uppslagsbok. http:// www. skolkemi. förbi. ru

http://www.classchem.narod.ru

Kemi handledare. http://www. chemistry.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- pedagogiska internetresurser om kemi

http://schoolchemistry.by.ru/- skolkemi. Den här webbplatsen har möjlighet att ta onlinetestning om olika ämnen, samt demoalternativ Unified State Exam

Kemi och liv - XXI århundradet: populärvetenskaplig tidskrift. http:// www. hij. ru

Kontrollera information. Det är nödvändigt att kontrollera riktigheten av fakta och tillförlitligheten av informationen som presenteras i den här artikeln. På diskussionssidan finns en diskussion om ämnet: Tvivlar angående terminologi. Kemisk formel ... Wikipedia

En kemisk formel återspeglar information om ämnens sammansättning och struktur med hjälp av kemiska symboler, siffror och delningssymboler för parenteser. För närvarande finns det en skillnad följande typer kemiska formler: Den enklaste formeln. Kan erhållas av erfarna... ... Wikipedia

En kemisk formel återspeglar information om ämnens sammansättning och struktur med hjälp av kemiska symboler, siffror och delningssymboler för parenteser. För närvarande särskiljs följande typer av kemiska formler: Den enklaste formeln. Kan erhållas av erfarna... ... Wikipedia

En kemisk formel återspeglar information om ämnens sammansättning och struktur med hjälp av kemiska symboler, siffror och delningssymboler för parenteser. För närvarande särskiljs följande typer av kemiska formler: Den enklaste formeln. Kan erhållas av erfarna... ... Wikipedia

En kemisk formel återspeglar information om ämnens sammansättning och struktur med hjälp av kemiska symboler, siffror och delningssymboler för parenteser. För närvarande särskiljs följande typer av kemiska formler: Den enklaste formeln. Kan erhållas av erfarna... ... Wikipedia

Huvudartikel: Lista över oorganiska föreningar oorganiska föreningar efter element informationslista oorganiska föreningar, presenterade i alfabetisk ordning (efter formel) för varje ämne, vätesyror av grundämnen (med deras ... ... Wikipedia

Denna artikel eller avsnitt behöver revideras. Vänligen förbättra artikeln i enlighet med reglerna för att skriva artiklar... Wikipedia

En kemisk ekvation (ekvation för en kemisk reaktion) är en konventionell representation av en kemisk reaktion med kemiska formler, numeriska koefficienter och matematiska symboler. Ekvationen för en kemisk reaktion ger kvalitativ och kvantitativ... ... Wikipedia

Kemisk programvara datorprogram, som används inom kemiområdet. Innehåll 1 Kemiska redaktörer 2 Plattformar 3 Litteratur ... Wikipedia

Böcker

• Japansk-engelsk-rysk ordbok för installation av industriell utrustning. Cirka 8 000 termer, Popova I.S. Ordboken är avsedd för ett brett spektrum av användare och i första hand för översättare och tekniska specialister involverade i leverans och implementering av industriell utrustning från Japan eller...
• En kort ordbok över biokemiska termer, Kunizhev S.M.. Ordboken är avsedd för studenter av kemiska och biologiska specialiteter vid universitet som studerar kursen allmän biokemi, ekologi och bioteknikens grunder, och kan också användas i...