Όλες οι φόρμουλες για την ανόργανη χημεία. Συλλογή βασικών τύπων για σχολικό μάθημα χημείας. Εύρος pH για αραιά υδατικά διαλύματα

Σπίτι

Συλλογή βασικών τύπων για σχολικό μάθημα χημείας

Συλλογή βασικών τύπων για σχολικό μάθημα χημείας

G. P. Loginova

Έλενα Σαβινκίνα

E. V. Savinkina G. P. Loginova

Συλλογή βασικών τύπων στη χημεία

Οδηγός τσέπης μαθητή

Γενική χημεία

Οι πιο σημαντικές χημικές έννοιες και νόμοιΧημικό στοιχείο

- αυτός είναι ένας συγκεκριμένος τύπος ατόμου με το ίδιο πυρηνικό φορτίο.Σχετική ατομική μάζα

Το (A r) δείχνει πόσες φορές η μάζα ενός ατόμου ενός δεδομένου χημικού στοιχείου είναι μεγαλύτερη από τη μάζα ενός ατόμου άνθρακα-12 (12 C).χημική ουσία

– συλλογή τυχόν χημικών σωματιδίων.

Χημικά σωματίδιαΜονάδα τύπου

– ένα συμβατικό σωματίδιο, η σύνθεση του οποίου αντιστοιχεί στον δεδομένο χημικό τύπο, για παράδειγμα:

Ar – ουσία αργό (αποτελείται από άτομα Ar),

H 2 O - η ουσία νερό (αποτελείται από μόρια H 2 O),

KNO 3 – ουσία νιτρικού καλίου (αποτελείται από κατιόντα K + και ανιόντα NO 3 ¯).

Σχέσεις μεταξύ φυσικών μεγεθώνΑτομική μάζα (σχετική) του στοιχείου

B, A r (B): Οπου*Τ

(άτομο Β) – μάζα ατόμου του στοιχείου Β.*t και

– μονάδα ατομικής μάζας· 1/12 *t και =Τ

(12 άτομο C) = 1,6610 24 γρ.Ποσότητα ουσίας

B, A r (B): B, n(B), mol: N(B)

– αριθμός σωματιδίων B;Ν Α – Η σταθερά του Avogadro(N A =

6,0210 23 mol -1).Μοριακή μάζα μιας ουσίας

B, A r (B): V, M(V), g/mol:τηλεόραση)

– μάζα Β.Μοριακός όγκος αερίου ΣΕ, V M

B, A r (B): l/mol: V M = 22,4 l/mol (συνέπεια του νόμου του Avogadro), υπό κανονικές συνθήκες (n.s. - ατμοσφαιρική πίεση p = 101,325 Pa (1 atm); θερμοδυναμική θερμοκρασίαΤ = Θερμοκρασία 273,15 Κ ή Κελσίου t =

0 °C). σιγια το υδρογόνο, Δ

(αέριο B από H 2):*Πυκνότητα αερίου ουσίας ΣΕαεροπορικώς, Δ (αέριο Β στον αέρα):Κλάσμα μάζας στοιχείου μιστην ύλη

V, w(E):

Όπου x είναι ο αριθμός των ατόμων Ε στον τύπο της ουσίας Β

Η δομή του ατόμου και ο περιοδικός νόμος D.I. Μεντελέεφ Μαζικός αριθμός (Α) –συνολικός αριθμός

πρωτόνια και νετρόνια στον ατομικό πυρήνα:

Α = Ν(ρ 0) + Ν(ρ +).Ατομικό πυρηνικό φορτίο (Z)

ίσο με τον αριθμό των πρωτονίων στον πυρήνα και τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο άτομο:

Ζ = Ν(ρ+) = Ν(ε¯).Ισότοπα – άτομα του ίδιου στοιχείου, που διαφέρουν ως προς τον αριθμό των νετρονίων στον πυρήνα, για παράδειγμα: κάλιο-39: 39 K (19 20p + , 19n 0,μι ) κάλιο-40: 40 K (19 21p + , p+,

19e¯).

*Ενεργειακά επίπεδα και υποεπίπεδαΤο (AO) χαρακτηρίζει την περιοχή του χώρου στην οποία είναι μεγαλύτερη η πιθανότητα να βρίσκεται ένα ηλεκτρόνιο με συγκεκριμένη ενέργεια.

*Σχήματα s- και p-τροχιακών

Περιοδικός νόμοςκαι Περιοδικός Πίνακας Δ.Ι. Μεντελέεφ

Οι ιδιότητες των στοιχείων και των ενώσεων τους επαναλαμβάνονται περιοδικά με αυξανόμενο ατομικό αριθμό, ο οποίος ισούται με το φορτίο του πυρήνα του ατόμου του στοιχείου.

Αριθμός περιόδουαντιστοιχεί αριθμός ενεργειακών επιπέδων γεμάτων με ηλεκτρόνια,και αντιπροσωπεύει το τελευταίο επίπεδο ενέργειας που πρέπει να πληρωθεί(ΕΕ).

Αριθμός ομάδας Αδείχνει Και Λεωφ.

Αριθμός ομάδας Βδείχνει αριθμός ηλεκτρονίων σθένους nsΚαι (n – 1)d.

Τμήμα στοιχείων S– το ενεργειακό υποεπίπεδο (ESL) είναι γεμάτο με ηλεκτρόνια ns-EPU– Ομάδες ΙΑ- και ΙΙΑ, H και He.

ενότητα p-στοιχείων– γεμάτο με ηλεκτρόνια np-EPU– IIIA-VIIIA-ομάδες.

Τμήμα στοιχείων D– γεμάτο με ηλεκτρόνια (σ- 1) d-EPU – IB-VIIIB2-ομάδες.

ενότητα f-στοιχείων– γεμάτο με ηλεκτρόνια (σελ-2) f-EPU – λανθανίδες και ακτινίδες.

Μεταβολές στη σύσταση και τις ιδιότητες των ενώσεων υδρογόνου στοιχείων της 3ης περιόδου του Περιοδικού Πίνακα

Μη πτητικό, αποσυντίθεται με νερό: NaH, MgH 2, AlH 3.

Πτητικό: SiH 4, PH 3, H 2 S, HCl.

Μεταβολές στη σύσταση και τις ιδιότητες των ανώτερων οξειδίων και υδροξειδίων στοιχείων της 3ης περιόδου του Περιοδικού Πίνακα

Βασικός: Na 2 O – NaOH, MgO – Mg(OH) 2.

Αμφοτερικός: Al 2 O 3 – Al(OH) 3.

Όξινο: SiO 2 – H 4 SiO 4, P 2 O 5 – H 3 PO 4, SO 3 – H 2 SO 4, Cl 2 O 7 – HClO 4.

Χημικός δεσμός

ΗλεκτραρνητικότηταΤο (χ) είναι μια ποσότητα που χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να αποκτά αρνητικό φορτίο.

Μηχανισμοί σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού

Μηχανισμός ανταλλαγής- η επικάλυψη δύο τροχιακών γειτονικών ατόμων, καθένα από τα οποία είχε ένα ηλεκτρόνιο.

Μηχανισμός δότη-δέκτη– επικάλυψη ενός ελεύθερου τροχιακού ενός ατόμου με ένα τροχιακό άλλου ατόμου που περιέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων.

Επικάλυψη τροχιακών κατά το σχηματισμό δεσμού

*Τύπος υβριδισμού – γεωμετρικό σχήμασωματίδια – γωνία μεταξύ των δεσμών

Υβριδισμός τροχιακών κεντρικών ατόμων– ευθυγράμμιση της ενέργειας και της μορφής τους.

sp– γραμμικό – 180°

sp 2– τριγωνικό – 120°

sp 3– τετραεδρικό – 109,5°

sp 3 d– τριγωνικό-διπυραμιδικό – 90°; 120°

sp 3 d 2– οκταεδρικό – 90°

Μείγματα και διαλύματα

Διάλυμα- ένα ομοιογενές σύστημα που αποτελείται από δύο ή περισσότερες ουσίες, η περιεκτικότητα των οποίων μπορεί να ποικίλλει εντός ορισμένων ορίων.

Διάλυμα:διαλύτης (π.χ. νερό) + διαλυμένη ουσία.

Αληθινές λύσειςπεριέχουν σωματίδια μικρότερα από 1 νανόμετρο.

Κολλοειδή διαλύματαπεριέχουν σωματίδια που κυμαίνονται σε μέγεθος από 1 έως 100 νανόμετρα.

Μηχανικά μείγματα(εναιωρήματα) περιέχουν σωματίδια μεγαλύτερα από 100 νανόμετρα.

Εναιώρημα=> στερεό + υγρό

Γαλάκτωμα=> υγρό + υγρό

Αφρός, ομίχλη=> αέριο + υγρό

Διαχωρίζονται ετερογενή μείγματακαθίζηση και φιλτράρισμα.

Διαχωρίζονται ομοιογενή μείγματαεξάτμιση, απόσταξη, χρωματογραφία.

Κορεσμένο διάλυμαείναι ή μπορεί να βρίσκεται σε ισορροπία με τη διαλυμένη ουσία (αν η διαλυμένη ουσία είναι στερεή, τότε η περίσσευσή της βρίσκεται στο ίζημα).

Διαλυτότητα– την περιεκτικότητα της διαλυμένης ουσίας σε κορεσμένο διάλυμα σε δεδομένη θερμοκρασία.

Ακόρεστο διάλυμα μείον,

Υπερκορεσμένο διάλυμαπεριέχει διαλυμένη ουσία περισσότερο,από τη διαλυτότητά του σε μια δεδομένη θερμοκρασία.

Σχέσεις μεταξύ φυσικοχημικών ποσοτήτων σε διάλυμα

Κλάσμα μάζας διαλυμένης ουσίαςΜοριακός όγκος αερίου w(B);κλάσμα μονάδας ή %:

B, A r (B): V, M(V), g/mol:- μάζα Β,

t(r)– μάζα διαλύματος.

Βάρος διαλύματος, m(p), g:

m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),

όπου F(p) είναι ο όγκος του διαλύματος.

ρ(p) – πυκνότητα διαλύματος.

Όγκος διαλύματος, V(p),μεγάλο:

Μοριακή συγκέντρωση, s(V), mol/l:

Όπου n(B) είναι η ποσότητα της ουσίας Β.

M(B) – μοριακή μάζα της ουσίας Β.

Αλλαγή της σύνθεσης του διαλύματος

Αραίωση του διαλύματος με νερό:

> τηλεόραση)= t(B);

> Η μάζα του διαλύματος αυξάνεται κατά τη μάζα του προστιθέμενου νερού: m"(p) = m(p) + m(H2O).

Εξάτμιση νερού από διάλυμα:

> η μάζα της διαλυμένης ουσίας δεν αλλάζει: t"(B) = t(B).

> η μάζα του διαλύματος μειώνεται κατά τη μάζα του εξατμισμένου νερού: m"(p) = m(p) – m(H 2 O).

Συγχώνευση δύο λύσεων:Οι μάζες των διαλυμάτων, καθώς και οι μάζες της διαλυμένης ουσίας, αθροίζονται:

t"(B) = t(B) + t"(B);

t"(p) = t(p) + t"(p).

Crystal Drop:η μάζα της διαλυμένης ουσίας και η μάζα του διαλύματος μειώνονται κατά τη μάζα των καταβυθισμένων κρυστάλλων:

m"(B) = m(B) – m(ίζημα); m"(p) = m(p) – m(ίζημα).

Η μάζα του νερού δεν αλλάζει.

Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης

*Ενθαλπία σχηματισμού ουσίας ΔΗ°(B), kJ/mol, είναι η ενθαλπία της αντίδρασης σχηματισμού 1 mol μιας ουσίας από απλές ουσίες στις τυπικές τους καταστάσεις, δηλαδή σε σταθερή πίεση (1 atm για κάθε αέριο στο σύστημα ή σε σύνολο πίεση 1 atm απουσία αέριων συμμετεχόντων στην αντίδραση) και σταθερή θερμοκρασία (συνήθως 298 K , ή 25 °C).

*Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης (νόμος του Hess)

Q = ΣQ(προϊόντα) - ΣQ(αντιδραστήρια).

ΔΝ° = ΣΔΝ°(προϊόντα) – Σ ΔΝ°(αντιδραστήρια).

Για αντίδραση aA + bB +… = dD + eE +…

ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),

Οπου α, β, δ, ε– στοιχειομετρικές ποσότητες ουσιών που αντιστοιχούν στους συντελεστές της εξίσωσης αντίδρασης.

Ρυθμός χημικής αντίδρασης

Αν κατά τη διάρκεια του χρόνου τ σε όγκο Vη ποσότητα του αντιδραστηρίου ή του προϊόντος που άλλαξε κατά Δ n,ταχύτητα αντίδρασης:

Για μια μονομοριακή αντίδραση A →…:

v = kγ(Α).

Για μια διμοριακή αντίδραση A + B → ...:

v = kγ(Α) γ(Β).

Για την τριμοριακή αντίδραση A + B + C → ...:

v = k c(A) c(B) c(C).

Αλλαγή ταχύτητας χημική αντίδραση

Ταχύτητα αντίδρασης αύξηση:

1) χημικά ενεργόςαντιδραστήρια?

2) προαγωγήσυγκεντρώσεις αντιδραστηρίου·

3) αύξηση

4) προαγωγήθερμοκρασία;

5) καταλύτες.Ταχύτητα αντίδρασης περιορίζω:

1) χημικά αδρανήςαντιδραστήρια?

2) υποβιβασμόςσυγκεντρώσεις αντιδραστηρίου·

3) μείωσηεπιφάνειες στερεών και υγρών αντιδραστηρίων.

4) υποβιβασμόςθερμοκρασία;

5) αναστολείς.

*Συντελεστής ταχύτητας θερμοκρασίας(γ) ισούται με έναν αριθμό που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά δέκα βαθμούς:

Χημική ισορροπία

*Νόμος δράσης μάζας για χημική ισορροπία:σε κατάσταση ισορροπίας, ο λόγος του γινομένου των μοριακών συγκεντρώσεων των προϊόντων σε δυνάμεις ίσες με

Οι στοιχειομετρικοί συντελεστές τους, στο γινόμενο των μοριακών συγκεντρώσεων των αντιδρώντων σε ισχύ ίσες με τους στοιχειομετρικούς τους συντελεστές, σε σταθερή θερμοκρασία είναι μια σταθερή τιμή (σταθερά ισορροπίας συγκέντρωσης).

Σε κατάσταση χημικής ισορροπίας για αναστρέψιμη αντίδραση:

aA + bB + … ↔ dD + fF + …

K c = [D] d [F] f .../ [A] a [B] b ...

*Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς το σχηματισμό προϊόντων

1) Αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων.

2) μείωση της συγκέντρωσης των προϊόντων.

3) αύξηση της θερμοκρασίας (για ενδόθερμη αντίδραση).

4) μείωση της θερμοκρασίας (για εξώθερμη αντίδραση).

5) αύξηση της πίεσης (για μια αντίδραση που συμβαίνει με μείωση του όγκου).

6) μείωση της πίεσης (για μια αντίδραση που συμβαίνει με αύξηση του όγκου).

Αντιδράσεις ανταλλαγής σε διάλυμα

Ηλεκτρολυτική διάσταση– η διαδικασία σχηματισμού ιόντων (κατιόντων και ανιόντων) όταν ορισμένες ουσίες διαλύονται στο νερό.

οξέασχηματίζονται κατιόντα υδρογόνουΚαι όξινα ανιόντα,Για παράδειγμα:

HNO 3 = H + + NO 3 ¯

Κατά την ηλεκτρολυτική διάσταση αιτιολογικόσχηματίζονται μεταλλικά κατιόντακαι ιόντα υδροξειδίου, για παράδειγμα:

NaOH = Na + + OH¯

Κατά την ηλεκτρολυτική διάσταση άλατα(μεσαία, διπλά, μικτά) σχηματίζονται μεταλλικά κατιόντακαι όξινα ανιόντα, για παράδειγμα:

NaNO 3 = Na + + NO 3 ¯

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

Κατά την ηλεκτρολυτική διάσταση όξινα άλατασχηματίζονται μεταλλικά κατιόντακαι όξινα υδρανιόντα, για παράδειγμα:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Μερικά ισχυρά οξέα

HBr, HCl, HClO 4, H 2 Cr 2 O 7, HI, HMnO 4, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3, H 2 CrO 4

Μερικοί ισχυροί λόγοι

RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2

Βαθμός διάστασης α– η αναλογία του αριθμού των σωματιδίων που έχουν διαχωριστεί προς τον αριθμό των αρχικών σωματιδίων.

Σε σταθερή ένταση:

Ταξινόμηση ουσιών κατά βαθμό διάστασης

Ο κανόνας του Berthollet

Οι αντιδράσεις ανταλλαγής στο διάλυμα προχωρούν μη αναστρέψιμα εάν το αποτέλεσμα είναι ο σχηματισμός ιζήματος, αερίου ή ασθενούς ηλεκτρολύτη.

Παραδείγματα εξισώσεων μοριακής και ιοντικής αντίδρασης

1. Μοριακή εξίσωση: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

"Πλήρης" ιοντική εξίσωση: Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Сl¯

«Σύντομη» ιοντική εξίσωση: Cu 2+ + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓

2. Μοριακή εξίσωση: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

"Πλήρης" ιοντική εξίσωση: FeS + 2H + + 2Сl¯ = Fe 2+ + 2Сl¯ + H 2 S

"Σύντομη" ιοντική εξίσωση: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S

3. Μοριακή εξίσωση: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3

"Πλήρης" ιοντική εξίσωση: 3H + + 3NO 3 ¯ + 3K + + PO 4 3- = H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯

"Σύντομη" ιοντική εξίσωση: 3H + + PO 4 3- = H 3 PO 4

*Δείκτης υδρογόνου

(pH) pH = – log = 14 + λογ

*εύρος pH για αραιά υδατικά διαλύματα

pH 7 (ουδέτερο περιβάλλον)

Παραδείγματα αντιδράσεων ανταλλαγής

Αντίδραση εξουδετέρωσης- μια αντίδραση ανταλλαγής που συμβαίνει όταν ένα οξύ και μια βάση αλληλεπιδρούν.

1. Αλκάλιο + ισχυρό οξύ: Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

Ba 2+ + 2ON¯ + 2H + + 2Сl¯ = Ba 2+ + 2Сl¯ + 2Н 2 O

H + + OH¯ = H 2 O

2. Ελαφρώς διαλυτή βάση + ισχυρό οξύ: Cu(OH) 2(t) + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2H + + 2Cl¯ = Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

*Υδρόλυση– μια αντίδραση ανταλλαγής μεταξύ μιας ουσίας και του νερού χωρίς αλλαγή των καταστάσεων οξείδωσης των ατόμων.

1. Μη αναστρέψιμη υδρόλυση δυαδικών ενώσεων:

Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 3Mg (OH) 2 + 2NH 3

2. Αναστρέψιμη υδρόλυση αλάτων:

Α) Σχηματίζεται αλάτι ένα ισχυρό κατιόν βάσης και ένα ισχυρό όξινο ανιόν:

NaCl = Na + + Сl¯

Na + + H 2 O ≠ ;

Cl¯ + H 2 O ≠

Δεν υπάρχει υδρόλυση. ουδέτερο περιβάλλον, pH = 7.

Β) Σχηματίζεται αλάτι ένα ισχυρό κατιόν βάσης και ένα ανιόν ασθενούς οξέος:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Na + + H 2 O ≠

S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯

Υδρόλυση με ανιόν. αλκαλικό περιβάλλον, pH >7.

Β) Σχηματίζεται αλάτι κατιόν ασθενούς ή ελαφρώς διαλυτής βάσης και ανιόν ισχυρού οξέος:

Τέλος εισαγωγικού τμήματος.

Το κείμενο παρέχεται από την liters LLC.

Μπορείτε να πληρώσετε για το βιβλίο σας με ασφάλεια με τραπεζική κάρτα Visa, MasterCard, Maestro, από λογαριασμό κινητό τηλέφωνο, από τερματικό πληρωμών, σε σαλόνι MTS ή Svyaznoy, μέσω PayPal, WebMoney, Yandex.Money, Πορτοφολιού QIWI, καρτών μπόνους ή οποιασδήποτε άλλης μεθόδου κατάλληλης για εσάς.

Ελέγξτε τις πληροφορίες. Είναι απαραίτητο να ελέγξετε την ακρίβεια των γεγονότων και την αξιοπιστία των πληροφοριών που παρουσιάζονται σε αυτό το άρθρο. Στη σελίδα συζήτησης γίνεται συζήτηση με θέμα: Αμφιβολίες σχετικά με την ορολογία. Χημικός τύπος ... Wikipedia

Ένας χημικός τύπος αντικατοπτρίζει πληροφορίες σχετικά με τη σύνθεση και τη δομή των ουσιών χρησιμοποιώντας χημικά σύμβολα, αριθμούς και σύμβολα διαίρεσης παρενθέσεων. Επί του παρόντος, διακρίνονται οι ακόλουθοι τύποι χημικών τύπων: Ο απλούστερος τύπος. Μπορεί να ληφθεί από έμπειρο... ... Wikipedia

Ένας χημικός τύπος αντικατοπτρίζει πληροφορίες σχετικά με τη σύνθεση και τη δομή των ουσιών χρησιμοποιώντας χημικά σύμβολα, αριθμούς και σύμβολα διαίρεσης παρενθέσεων. Επί του παρόντος, διακρίνονται οι ακόλουθοι τύποι χημικών τύπων: Ο απλούστερος τύπος. Μπορεί να ληφθεί από έμπειρο... ... Wikipedia

Ένας χημικός τύπος αντικατοπτρίζει πληροφορίες σχετικά με τη σύνθεση και τη δομή των ουσιών χρησιμοποιώντας χημικά σύμβολα, αριθμούς και σύμβολα διαίρεσης παρενθέσεων. Επί του παρόντος, διακρίνονται οι ακόλουθοι τύποι χημικών τύπων: Ο απλούστερος τύπος. Μπορεί να ληφθεί από έμπειρο... ... Wikipedia

Ένας χημικός τύπος αντικατοπτρίζει πληροφορίες σχετικά με τη σύνθεση και τη δομή των ουσιών χρησιμοποιώντας χημικά σύμβολα, αριθμούς και σύμβολα διαίρεσης παρενθέσεων. Επί του παρόντος, διακρίνονται οι ακόλουθοι τύποι χημικών τύπων: Ο απλούστερος τύπος. Μπορεί να ληφθεί από έμπειρο... ... Wikipedia

Κύριο άρθρο: Ανόργανες ενώσεις Κατάλογος ανόργανων ενώσεων ανά στοιχείο λίστα πληροφοριώνανόργανες ενώσεις, που παρουσιάζονται με αλφαβητική σειρά (κατά τύπο) για κάθε ουσία, υδρογόνα οξέα των στοιχείων (με τους ... ... Wikipedia

Αυτό το άρθρο ή ενότητα χρειάζεται αναθεώρηση. Βελτιώστε το άρθρο σύμφωνα με τους κανόνες γραφής άρθρων... Wikipedia

Μια χημική εξίσωση (εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης) είναι μια συμβατική αναπαράσταση μιας χημικής αντίδρασης χρησιμοποιώντας χημικούς τύπους, αριθμητικούς συντελεστές και μαθηματικά σύμβολα. Η εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης δίνει ποιοτικές και ποσοτικές... ... Wikipedia

Χημικό λογισμικό προγράμματα υπολογιστών, που χρησιμοποιείται στον τομέα της χημείας. Περιεχόμενα 1 Χημικοί συντάκτες 2 Πλατφόρμες 3 Λογοτεχνία ... Wikipedia

Βιβλία

• Ιαπωνικό-αγγλο-ρωσικό λεξικό για εγκατάσταση βιομηχανικού εξοπλισμού. Περίπου 8.000 όροι, Popova I.S.. Το λεξικό προορίζεται για ένα ευρύ φάσμα χρηστών και κυρίως για μεταφραστές και τεχνικούς ειδικούς που ασχολούνται με την προμήθεια και την υλοποίηση βιομηχανικού εξοπλισμού από την Ιαπωνία ή...
• Ένα σύντομο λεξικό βιοχημικών όρων, Kunizhev S.M.. Το λεξικό προορίζεται για φοιτητές χημικών και βιολογικών ειδικοτήτων σε πανεπιστήμια που σπουδάζουν μάθημα γενικής βιοχημείας, οικολογίας και βασικών αρχών της βιοτεχνολογίας και μπορεί επίσης να χρησιμοποιηθεί σε ...

Χημεία– η επιστήμη της σύνθεσης, της δομής, των ιδιοτήτων και των μετασχηματισμών των ουσιών.

Ατομική-μοριακή επιστήμη.Οι ουσίες αποτελούνται από χημικά σωματίδια (μόρια, άτομα, ιόντα), τα οποία έχουν πολύπλοκη δομή και αποτελούνται από στοιχειώδη σωματίδια(πρωτόνια, νετρόνια, ηλεκτρόνια).

Ατομο– ένα ουδέτερο σωματίδιο που αποτελείται από θετικό πυρήνα και ηλεκτρόνια.

Μόριο– μια σταθερή ομάδα ατόμων που συνδέονται με χημικούς δεσμούς.

Οι πιο σημαντικές χημικές έννοιες και νόμοι– ένας τύπος ατόμων με το ίδιο πυρηνικό φορτίο. Στοιχείο δηλώνει

όπου Χ είναι το σύμβολο του στοιχείου, Ζ– σειριακός αριθμός του στοιχείου στο Περιοδικός πίνακαςστοιχεία Δ.Ι. Μεντελέεφ, ΕΝΑ– μαζικός αριθμός. Αύξων αριθμός Ζίσο με το φορτίο του ατομικού πυρήνα, τον αριθμό των πρωτονίων στον ατομικό πυρήνα και τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο άτομο. Μαζικός αριθμός ΕΝΑίσο με το άθροισμα των αριθμών των πρωτονίων και των νετρονίων σε ένα άτομο. Ο αριθμός των νετρονίων είναι ίσος με τη διαφορά Α–Ζ.

Ζ = Ν(ρ+) = Ν(ε¯).- άτομα του ίδιου στοιχείου που έχουν διαφορετικά μαζικοί αριθμοί.

- αυτός είναι ένας συγκεκριμένος τύπος ατόμου με το ίδιο πυρηνικό φορτίο.(A r) είναι ο λόγος της μέσης μάζας ενός ατόμου ενός στοιχείου φυσικής ισοτοπικής σύστασης προς το 1/12 της μάζας ενός ατόμου του ισοτόπου άνθρακα 12 C.

Σχετικό μοριακό βάρος(M r) είναι ο λόγος της μέσης μάζας ενός μορίου μιας ουσίας φυσικής ισοτοπικής σύστασης προς το 1/12 της μάζας ενός ατόμου του ισοτόπου άνθρακα 12 C.

Μονάδα ατομικής μάζας(a.u.m) – 1/12 της μάζας ενός ατόμου του ισοτόπου άνθρακα 12 C. 1 a.u. m = 1,66; 10-24 ετών

Τυφλοπόντικας– η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τόσες δομικές μονάδες (άτομα, μόρια, ιόντα) όσα άτομα υπάρχουν σε 0,012 kg του ισοτόπου άνθρακα 12 C. Τυφλοπόντικας– η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει 6,02 10 23 δομικές μονάδες (άτομα, μόρια, ιόντα).

n = N/N A, Οπου n– ποσότητα ουσίας (mol), Ν– αριθμός σωματιδίων, α – αριθμός σωματιδίων B;– Η σταθερά του Avogadro. Η ποσότητα μιας ουσίας μπορεί επίσης να υποδηλωθεί με το σύμβολο v.

Η σταθερά του Avogadro N A = 6,02 10 23 σωματίδια/mol.

Μοριακή μάζαΜ(g/mol) – αναλογία της μάζας της ουσίας m(δ) στην ποσότητα της ουσίας n(mol):

M = m/n,όπου: m = M nΚαι n = m/M.

– μάζα Β.V M(l/mol) – αναλογία όγκου αερίου V(ιβ) στην ποσότητα της ουσίας αυτού του αερίου n(mol). Υπό κανονικές συνθήκες l/mol: 22,4 l/mol.

Φυσιολογικές συνθήκες:θερμοκρασία Θερμοκρασία 273,15 Κ ή Κελσίου 0°C ή 101,325 Pa (1 atm); θερμοδυναμική θερμοκρασία 273 K, πίεση 22,4 l/mol (συνέπεια του νόμου του Avogadro), υπό κανονικές συνθήκες (n.s. - ατμοσφαιρική πίεση 1 atm = 760 mm. rt. Τέχνη. = 101.325 Pa = 101.325 kPa.

V M = V/n,όπου: V = V MnΚαι n = V/V M .

Το αποτέλεσμα είναι ένας γενικός τύπος:

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

Ισοδύναμος- ένα πραγματικό ή πλασματικό σωματίδιο που αλληλεπιδρά με ένα άτομο υδρογόνου, ή το αντικαθιστά ή είναι ισοδύναμο με αυτό με κάποιο άλλο τρόπο.

Ισοδύναμα μοριακής μάζας M e– ο λόγος της μάζας μιας ουσίας προς τον αριθμό των ισοδυνάμων αυτής της ουσίας: M e = m/n (εξ) .

Στις αντιδράσεις ανταλλαγής φορτίου, η μοριακή μάζα των ισοδυνάμων ουσίας είναι

με μοριακή μάζα Μίσο με: M e = M/(n ? m).

Στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, η μοριακή μάζα ισοδυνάμων μιας ουσίας με μοριακή μάζα Μίσο με: M e = M/n(e),Οπου n(e)– αριθμός μεταφερόμενων ηλεκτρονίων.

Νόμος των ισοδυνάμων– οι μάζες των αντιδρώντων 1 και 2 είναι ανάλογες με τις μοριακές μάζες των ισοδυνάμων τους. m 1 / m 2= M E1/M E2,ή m 1 /M E1 = m 2 /M E2,ή n 1 = n 2,Οπου m 1Και m 2– μάζες δύο ουσιών, Μ Ε1Και Μ Ε2– μοριακές μάζες ισοδυνάμων, ν 1Και ν 2– τον ​​αριθμό των ισοδυνάμων αυτών των ουσιών.

Για λύσεις, ο νόμος των ισοδυνάμων μπορεί να γραφτεί ως εξής:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Πού με Ε1, με Ε2, V 1Και V 2– μοριακές συγκεντρώσεις ισοδυνάμων και όγκων διαλυμάτων αυτών των δύο ουσιών.

Ενωμένη νομοθεσία για το φυσικό αέριο: pV = nRT, Οπου σελ– πίεση (Pa, kPa), V– όγκος (m 3, l), n– ποσότητα αερίου ουσίας (mol), Τ –θερμοκρασία (K), Τ(Κ) = t(°C) + 273, R- σταθερά, R= 8,314 J/(Κα mol), με J = Pa m 3 = kPa l.

2. Ατομική δομή και Περιοδικός Νόμος

Δυαδικότητα κύματος-σωματιδίουύλη - η ιδέα ότι κάθε αντικείμενο μπορεί να έχει και κυματικές και σωματικές ιδιότητες. Ο Louis de Broglie πρότεινε έναν τύπο που συνδέει τις κυματικές και σωματικές ιδιότητες των αντικειμένων: ? = h/(mV),Οπου η– Η σταθερά του Planck, ? – μήκος κύματος που αντιστοιχεί σε κάθε σώμα με μάζα mκαι ταχύτητα V.Αν και οι κυματικές ιδιότητες υπάρχουν για όλα τα αντικείμενα, μπορούν να παρατηρηθούν μόνο για μικροαντικείμενα με μάζες της τάξης της μάζας ενός ατόμου και ενός ηλεκτρονίου.

Αρχή αβεβαιότητας Heisenberg: ?(mV x) ?х > h/2nή ?V x ?x > h/(2?m),Οπου m- σωματιδιακή μάζα, x– η συντεταγμένη του, Vx– ταχύτητα προς την κατεύθυνση x, ?– αβεβαιότητα, σφάλμα προσδιορισμού. Η αρχή της αβεβαιότητας σημαίνει ότι είναι αδύνατο να υποδειχθεί ταυτόχρονα η θέση (συντεταγμένη) x)και ταχύτητα (V x)σωματίδια.

Τα σωματίδια με μικρές μάζες (άτομα, πυρήνες, ηλεκτρόνια, μόρια) δεν είναι σωματίδια με την έννοια της Νευτώνειας μηχανικής και δεν μπορούν να μελετηθούν από την κλασική φυσική. Τα μελετά η κβαντική φυσική.

Κύριος κβαντικός αριθμόςnπαίρνει τιμές 1, 2, 3, 4, 5, 6 και 7, που αντιστοιχούν στα ηλεκτρονικά επίπεδα (επίπεδα) K, L, M, N, O, P και Q.

Επίπεδο– ο χώρος όπου βρίσκονται τα ηλεκτρόνια με τον ίδιο αριθμό n.Τα ηλεκτρόνια διαφορετικών επιπέδων χωρίζονται χωρικά και ενεργειακά μεταξύ τους, αφού ο αριθμός nκαθορίζει την ενέργεια των ηλεκτρονίων μι(όσο περισσότερα n,τόσο περισσότερο ΜΙ)και απόσταση Rμεταξύ ηλεκτρονίων και πυρήνα (όσο περισσότερα n,τόσο περισσότερο R).

Τροχιακός (πλευρικός, αζιμουθιακός) κβαντικός αριθμόςμεγάλοπαίρνει τιμές ανάλογα με τον αριθμό n:l= 0, 1,…(n– 1). Για παράδειγμα, εάν n= 2, λοιπόν l = 0, 1; Αν n= 3, λοιπόν l = 0, 1, 2. Αριθμός μεγάλοχαρακτηρίζει το υποεπίπεδο (υποεπίπεδο).

Υποεπίπεδο– ο χώρος όπου τα ηλεκτρόνια με ορισμένες nΚαι μεγάλο.Τα υποεπίπεδα ενός δεδομένου επιπέδου ορίζονται ανάλογα με τον αριθμό λ:σ- Αν l = 0, σελ- Αν l = 1, ρε- Αν l = 2, φά- Αν l = 3.Τα υποεπίπεδα ενός δεδομένου ατόμου ορίζονται ανάλογα με τους αριθμούς nΚαι μεγάλο,για παράδειγμα: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), κλπ. Τα υποεπίπεδα ενός δεδομένου επιπέδου έχουν διαφορετικές ενέργειες (όσο περισσότερες μεγάλο,τόσο περισσότερο Ε): Ε σ< E < Е А < … Και διαφορετικά σχήματατροχιακά που αποτελούν αυτά τα υποεπίπεδα: το s-τροχιακό έχει σχήμα μπάλας, σελ-το τροχιακό έχει σχήμα αλτήρα κ.λπ.

Μαγνητικός κβαντικός αριθμόςm 1χαρακτηρίζει τον προσανατολισμό της τροχιακής μαγνητικής ροπής, ίσο με μεγάλο,στο χώρο σε σχέση με το εξωτερικό μαγνητικό πεδίοκαι παίρνει τιμές: – l,…-1, 0, 1,…l,δηλαδή συνολικά (2l + 1) αξία. Για παράδειγμα, εάν l = 2, λοιπόν m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Τροχιάς(μέρος ενός υποεπίπεδου) – ο χώρος όπου βρίσκονται τα ηλεκτρόνια (όχι περισσότερα από δύο) με ορισμένους n, l, m 1.Το υποεπίπεδο περιέχει 2l+1τροχιάς. Για παράδειγμα, ρε– το υποεπίπεδο περιέχει πέντε d-τροχιακά. Τροχιακά του ίδιου υποεπίπεδου με διαφορετικούς αριθμούς m 1,έχουν την ίδια ενέργεια.

Αριθμός μαγνητικού σπινm sχαρακτηρίζει τον προσανατολισμό της μαγνητικής ροπής s του ίδιου του ηλεκτρονίου, ίση με ?, σε σχέση με το εξωτερικό μαγνητικό πεδίο και παίρνει δύο τιμές: +? Και _ ?.

Τα ηλεκτρόνια σε ένα άτομο καταλαμβάνουν επίπεδα, υποεπίπεδα και τροχιακά σύμφωνα με τους ακόλουθους κανόνες.

Ο κανόνας του Pauli:Σε ένα άτομο, δύο ηλεκτρόνια δεν μπορούν να έχουν τέσσερις ίδιους κβαντικούς αριθμούς. Πρέπει να διαφέρουν σε τουλάχιστον έναν κβαντικό αριθμό.

Από τον κανόνα Pauli προκύπτει ότι ένα τροχιακό δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια, ένα υποεπίπεδο δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα από 2 (2l + 1) ηλεκτρόνια, ένα επίπεδο δεν μπορεί να περιέχει περισσότερα 2n 2ηλεκτρόνια.

Ο κανόνας του Κλετσκόφσκι:Τα ηλεκτρονικά υποεπίπεδα συμπληρώνονται κατά σειρά αυξανόμενου ποσού (n + l),και σε περίπτωση ίδιου ποσού (n+l)– κατά αύξουσα σειρά αριθμού n.

Γραφική μορφή του κανόνα του Κλετσκόφσκι.

Σύμφωνα με τον κανόνα του Klechkovsky, τα υποεπίπεδα συμπληρώνονται με την ακόλουθη σειρά: 1δ.

Αν και η πλήρωση των υποεπιπέδων γίνεται σύμφωνα με τον κανόνα Klechkovsky, στον ηλεκτρονικό τύπο τα υποεπίπεδα γράφονται διαδοχικά ανά επίπεδο: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4fκλπ. Έτσι, ο ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου του βρωμίου γράφεται ως εξής: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Οι ηλεκτρονικές διαμορφώσεις ενός αριθμού ατόμων διαφέρουν από αυτές που προβλέπονται από τον κανόνα του Klechkovsky. Έτσι, για το Cr και το Cu:

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

Κανόνας της Χούντα (Γούντα):Η πλήρωση των τροχιακών ενός δεδομένου υποεπίπεδου πραγματοποιείται έτσι ώστε το συνολικό σπιν να είναι μέγιστο. Τα τροχιακά ενός δεδομένου υποεπίπεδου γεμίζονται πρώτα με ένα ηλεκτρόνιο τη φορά.

Οι ηλεκτρονικές διαμορφώσεις των ατόμων μπορούν να γραφτούν από επίπεδα, υποεπίπεδα, τροχιακά. Για παράδειγμα, ο ηλεκτρονικός τύπος P(15e) μπορεί να γραφτεί:

α) κατά επίπεδα)2)8)5;

β) κατά υποεπίπεδα 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

γ) με τροχιακό

Παραδείγματα ηλεκτρονικών τύπων ορισμένων ατόμων και ιόντων:

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. Χημικός δεσμός

3.1. Μέθοδος δεσμού σθένους

Σύμφωνα με τη μέθοδο του δεσμού σθένους, ένας δεσμός μεταξύ των ατόμων Α και Β σχηματίζεται με την κοινή χρήση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων.

Ομοιοπολικός δεσμός. Σύνδεση δωρητή-δέκτη.

Το σθένος χαρακτηρίζει την ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν χημικούς δεσμούς και είναι ίσο με τον αριθμό χημικούς δεσμούς, που σχηματίζεται από ένα άτομο. Σύμφωνα με τη μέθοδο του δεσμού σθένους, το σθένος είναι ίσο με τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων και στην περίπτωση ενός ομοιοπολικού δεσμού, το σθένος είναι ίσο με τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στο εξωτερικό επίπεδο ενός ατόμου στη θεμελιώδη ή διεγερμένη του κατάσταση .

Σθένος ατόμων

Για παράδειγμα, για άνθρακα και θείο:

Διαβρεκτόομοιοπολικός δεσμός: τα άτομα σχηματίζουν περιορισμένο αριθμό δεσμών ίσο με το σθένος τους.

Παραγωγή μικτών γενών ατομικά τροχιακά – ανάμειξη ατομικών τροχιακών (ΑΟ) διαφορετικών υποεπιπέδων του ατόμου, τα ηλεκτρόνια των οποίων συμμετέχουν στο σχηματισμό ισοδύναμων δεσμών β. Η ισοδυναμία του υβριδικού τροχιακού (HO) εξηγεί την ισοδυναμία των χημικών δεσμών που σχηματίζονται. Για παράδειγμα, στην περίπτωση ενός τετρασθενούς ατόμου άνθρακα υπάρχει ένα 2s-και τρεις 2π-ηλεκτρόνιο. Για να εξηγήσετε την ισοδυναμία των τεσσάρων α-δεσμών που σχηματίζονται από τον άνθρακα στα μόρια CH 4, CF 4 κ.λπ., ατομικό μικρό-και τρεις p-τα τροχιακά αντικαθίστανται από τέσσερα ισοδύναμα υβριδικά sp 3- τροχιακά:

ΕστίαΟ ομοιοπολικός δεσμός είναι ότι σχηματίζεται προς την κατεύθυνση της μέγιστης επικάλυψης των τροχιακών που σχηματίζουν ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ανάλογα με τον τύπο του υβριδισμού, τα υβριδικά τροχιακά έχουν μια συγκεκριμένη θέση στο διάστημα:

sp– γραμμικό, η γωνία μεταξύ των αξόνων των τροχιακών είναι 180°.

sp 2– τριγωνικό, οι γωνίες μεταξύ των αξόνων των τροχιακών είναι 120°.

sp 3– τετραεδρικό, οι γωνίες μεταξύ των αξόνων των τροχιακών είναι 109°.

sp 3 d 1– τριγωνικό-διπυραμιδικό, γωνίες 90° και 120°.

sp 2 d 1– τετράγωνο, οι γωνίες μεταξύ των αξόνων των τροχιακών είναι 90°.

sp 3 d 2– οκταεδρικό, οι γωνίες μεταξύ των αξόνων των τροχιακών είναι 90°.

3.2. Μοριακή τροχιακή θεωρία

Σύμφωνα με τη θεωρία των μοριακών τροχιακών, ένα μόριο αποτελείται από πυρήνες και ηλεκτρόνια. Στα μόρια, τα ηλεκτρόνια βρίσκονται σε μοριακά τροχιακά (MO). Τα MO των εξωτερικών ηλεκτρονίων έχουν σύνθετη δομή και θεωρούνται ως ένας γραμμικός συνδυασμός των εξωτερικών τροχιακών των ατόμων που αποτελούν το μόριο. Ο αριθμός των σχηματισθέντων ΜΟ είναι ίσος με τον αριθμό των ΑΟ που συμμετέχουν στο σχηματισμό τους. Οι ενέργειες των MO μπορεί να είναι χαμηλότερες (bonding MOs), ίσες (non-bonding MOs) ή υψηλότερες (antibonding MOs), από τις ενέργειες των AOs που τις σχηματίζουν.

Όροι αλληλεπίδρασης της JSC

1. Οι ΑΟ αλληλεπιδρούν εάν έχουν παρόμοιες ενέργειες.

2. Τα AO αλληλεπιδρούν εάν αλληλοεπικαλύπτονται.

3. Οι ΑΟ αλληλεπιδρούν εάν έχουν την κατάλληλη συμμετρία.

Για ένα διατομικό μόριο ΑΒ (ή οποιοδήποτε γραμμικό μόριο), η συμμετρία του ΜΟ μπορεί να είναι:

Αν ένα δεδομένο MO έχει άξονα συμμετρίας,

Εάν ένα δεδομένο MO έχει ένα επίπεδο συμμετρίας,

Αν το ΜΟ έχει δύο κάθετα επίπεδα συμμετρίας.

Η παρουσία ηλεκτρονίων στα συνδετικά MO σταθεροποιεί το σύστημα, καθώς μειώνει την ενέργεια του μορίου σε σύγκριση με την ενέργεια των ατόμων. Χαρακτηρίζεται η σταθερότητα του μορίου ομολογιακή εντολή n,εφάμιλλος: n = (n φως – n μέγεθος)/2,Οπου n φως και n μέγεθος -αριθμός ηλεκτρονίων στα δεσμευτικά και αντιδεσμικά τροχιακά.

Η πλήρωση των MO με ηλεκτρόνια συμβαίνει σύμφωνα με τους ίδιους κανόνες με την πλήρωση των AOs σε ένα άτομο, δηλαδή: ο κανόνας του Pauli (δεν μπορούν να υπάρχουν περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια σε ένα MO), ο κανόνας του Hund (το συνολικό σπιν πρέπει να είναι το μέγιστο) κ.λπ. .

Η αλληλεπίδραση των ατόμων 1s-AO της πρώτης περιόδου (Η και He) οδηγεί στο σχηματισμό δεσμού α-ΜΟ και αντιδέσμευσης;*-ΜΟ:

Ηλεκτρονικοί τύποι μορίων, παραγγελίες δεσμών n,πειραματικές ενέργειες δεσμών μικαι διαμοριακές αποστάσεις Rγια τα διατομικά μόρια από άτομα της πρώτης περιόδου δίνονται στον ακόλουθο πίνακα:

Άλλα άτομα της δεύτερης περιόδου περιέχουν, εκτός από το 2s-AO, επίσης 2p x -, 2p y – και 2p z -AO, τα οποία κατά την αλληλεπίδραση μπορούν να σχηματίσουν;– και β-ΜΟ. Για τα άτομα O, F και Ne, οι ενέργειες των 2s– και 2p-AOs διαφέρουν σημαντικά και η αλληλεπίδραση μεταξύ του 2s-AO ενός ατόμου και του 2p-AO ενός άλλου ατόμου μπορεί να παραμεληθεί, λαμβάνοντας υπόψη την αλληλεπίδραση μεταξύ των 2s-AO δύο ατόμων χωριστά από την αλληλεπίδραση του 2p-AO τους. Το σχήμα MO για τα μόρια O 2, F 2, Ne 2 έχει την ακόλουθη μορφή:

Για τα άτομα B, C, N, οι ενέργειες των 2s– και 2p-AO είναι κοντινές ως προς τις ενέργειές τους και το 2s-AO ενός ατόμου αλληλεπιδρά με το 2p z-AO ενός άλλου ατόμου. Επομένως, η σειρά των MO στα μόρια B 2, C 2 και N 2 διαφέρει από τη σειρά των MOs στα μόρια O 2, F 2 και Ne 2. Παρακάτω είναι το σχήμα MO για τα μόρια B 2, C 2 και N 2:

Με βάση τα δεδομένα σχήματα MO, είναι δυνατόν, για παράδειγμα, να σημειωθούν οι ηλεκτρονικοί τύποι των μορίων O 2 , O 2 + και O 2 ?:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

Στην περίπτωση του μορίου O 2, η θεωρία MO μας επιτρέπει να προβλέψουμε μεγαλύτερη αντοχή αυτού του μορίου, αφού n = 2, τη φύση των αλλαγών στις ενέργειες δέσμευσης και τις διαπυρηνικές αποστάσεις στη σειρά O 2 + – O 2 – O 2 ?, καθώς και τον παραμαγνητισμό του μορίου O 2, τα ανώτερα MO του οποίου έχουν δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια.

3.3. Μερικοί τύποι συνδέσεων

Ιωνικός δεσμός– ηλεκτροστατικός δεσμός μεταξύ ιόντων αντίθετων φορτίων. Ένας ιονικός δεσμός μπορεί να θεωρηθεί ως ακραία περίπτωση πολικού ομοιοπολικού δεσμού. Ένας ιοντικός δεσμός σχηματίζεται εάν η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων Χ είναι μεγαλύτερη από 1,5–2,0.

Ένας ιονικός δεσμός είναι μη-κατευθυντικό μη κορεσμένοανακοίνωση Σε έναν κρύσταλλο NaCl, το ιόν Na+ έλκεται από όλα τα ιόντα Cl; και απωθείται από όλα τα άλλα ιόντα Na +, ανεξάρτητα από την κατεύθυνση της αλληλεπίδρασης και τον αριθμό των ιόντων. Αυτό καθορίζει τη μεγαλύτερη σταθερότητα των ιοντικών κρυστάλλων σε σύγκριση με τα ιοντικά μόρια.

Δεσμός υδρογόνου– ένας δεσμός μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου ενός μορίου και ενός ηλεκτραρνητικού ατόμου (F, CI, N) ενός άλλου μορίου.

Η ύπαρξη δεσμού υδρογόνου εξηγεί τις ανώμαλες ιδιότητες του νερού: το σημείο βρασμού του νερού είναι πολύ υψηλότερο από αυτό των χημικών αναλόγων του: t kip (H 2 O) = 100 °C, και t kip (H 2 S) = - 61°C. Δεν σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου μεταξύ των μορίων H 2 S.

4. Μοτίβα χημικών διεργασιών

4.1. Θερμοχημεία

Ενέργεια(ΜΙ)- ικανότητα παραγωγής έργου. Η μηχανική εργασία (Α) εκτελείται, για παράδειγμα, με αέριο κατά τη διαστολή του: A = p?V.

Αντιδράσεις που συμβαίνουν με την απορρόφηση ενέργειας - ενδόθερμος.

Οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν την απελευθέρωση ενέργειας είναι: εξώθερμος.

Τύποι ενέργειας:θερμότητα, φως, ηλεκτρική, χημική, πυρηνική ενέργεια κ.λπ.

Τύποι ενέργειας:κινητική και δυναμική.

Κινητική ενέργεια– η ενέργεια ενός κινούμενου σώματος, αυτό είναι το έργο που μπορεί να κάνει ένα σώμα πριν φτάσει σε ηρεμία.

Θερμότητα (Q)– ένας τύπος κινητικής ενέργειας – που σχετίζεται με την κίνηση των ατόμων και των μορίων. Κατά την επικοινωνία με ένα σώμα μάζας (m)και ειδική θερμοχωρητικότητα (γ) θερμότητας Q η θερμοκρασία του αυξάνεται κατά; t: ?Q = m με ?t,όπου; t = ?Q/(c t).

Δυνητική ενέργεια- ενέργεια που αποκτάται από ένα σώμα ως αποτέλεσμα αλλαγών σε αυτό ή σε αυτό εξαρτήματαθέση στο διάστημα. Η ενέργεια των χημικών δεσμών είναι ένα είδος δυναμικής ενέργειας.

Πρώτος νόμος της θερμοδυναμικής:Η ενέργεια μπορεί να περάσει από τον ένα τύπο στον άλλο, αλλά δεν μπορεί να εξαφανιστεί ή να προκύψει.

Εσωτερική ενέργεια (U) – το άθροισμα της κινητικής και της δυνητικής ενέργειας των σωματιδίων που αποτελούν το σώμα. Η θερμότητα που απορροφάται στην αντίδραση είναι ίση με τη διαφορά στην εσωτερική ενέργεια των προϊόντων και των αντιδραστηρίων αντίδρασης (Q = ?U = U 2 – U 1),υπό τον όρο ότι το σύστημα δεν έχει κάνει καμία εργασία για το περιβάλλον. Εάν η αντίδραση συμβαίνει σε σταθερή πίεση, τότε τα απελευθερωμένα αέρια λειτουργούν ενάντια στις εξωτερικές δυνάμεις πίεσης και η θερμότητα που απορροφάται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης είναι ίση με το άθροισμα των αλλαγών στην εσωτερική ενέργεια ?Uκαι δουλειά A = p?V.Αυτή η θερμότητα που απορροφάται σε σταθερή πίεση ονομάζεται μεταβολή της ενθαλπίας: ? Н = ?U + p?V,ορίζοντας ενθαλπίαΠως H = U + pV.Οι αντιδράσεις υγρών και στερεών ουσιών συμβαίνουν χωρίς σημαντικές αλλαγές στον όγκο (?V = 0), τι γίνεται λοιπόν με αυτές τις αντιδράσεις; Νπολύ κοντά ?U (?Н = ?U). Για αντιδράσεις με μεταβολή όγκου έχουμε ?Н > ?U, εάν η επέκταση είναι σε εξέλιξη και ?Ν< ?U , εάν υπάρχει συμπίεση.

Η αλλαγή στην ενθαλπία αναφέρεται συνήθως στην τυπική κατάσταση μιας ουσίας: δηλαδή για μια καθαρή ουσία σε μια ορισμένη κατάσταση (στερεή, υγρή ή αέρια), σε πίεση 1 atm = 101.325 Pa, θερμοκρασία 298 K και συγκέντρωση ουσιών 1 mol/l.

Τυπική ενθαλπία σχηματισμού;– η θερμότητα που εκλύεται ή απορροφάται κατά τον σχηματισμό 1 mol μιας ουσίας από τις απλές ουσίες που την αποτελούν, υπό τυπικές συνθήκες. Έτσι, για παράδειγμα, ?Ν αρ.(NaCl) = -411 kJ/mol. Αυτό σημαίνει ότι στην αντίδραση Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) όταν σχηματίζεται 1 mole NaCl, απελευθερώνονται 411 kJ ενέργειας.

Τυπική ενθαλπία αντίδρασης;Η– μεταβολή της ενθαλπίας κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, που καθορίζεται από τον τύπο: ?Ν = ?Ν αρ.(προϊόντα) - ?Ν αρ.(αντιδραστήρια).

Άρα για την αντίδραση NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), γνωρίζοντας H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol και;H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol έχουμε:

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

Αν; Ν< 0, τότε η αντίδραση είναι εξώθερμη. Αν; Ν> 0, τότε η αντίδραση είναι ενδόθερμη.

Νόμος Hess: Η τυπική ενθαλπία μιας αντίδρασης εξαρτάται από τις τυπικές ενθαλπίες των αντιδρώντων και προϊόντων και δεν εξαρτάται από τη διαδρομή της αντίδρασης.

Οι αυθόρμητες διεργασίες μπορεί να είναι όχι μόνο εξώθερμες, δηλαδή διαδικασίες με μείωση της ενέργειας (?Ν< 0), αλλά μπορεί επίσης να είναι ενδόθερμες διεργασίες, δηλαδή διεργασίες με αυξανόμενη ενέργεια (?Ν> 0). Σε όλες αυτές τις διεργασίες, η «αταξία» του συστήματος αυξάνεται.

Εντροπίαμικρό – ένα φυσικό μέγεθος που χαρακτηρίζει τον βαθμό αταξίας του συστήματος. S – τυπική εντροπία, ?S – αλλαγή στην τυπική εντροπία. Εάν;S > 0, η διαταραχή αυξάνεται εάν AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Για διεργασίες στις οποίες ο αριθμός των σωματιδίων μειώνεται, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(στερεό) + H 2 O(l) = Ca(OH) 2 (στερεό), ?S< 0;

CaCO 3 (tv) = CaO (tv) + CO 2 (g), ?S > 0.

Οι διεργασίες συμβαίνουν αυθόρμητα με την απελευθέρωση ενέργειας, δηλαδή για ποια; Ν< 0, και με αυξανόμενη εντροπία, δηλαδή για ποιον;S > 0. Λαμβάνοντας υπόψη και τους δύο παράγοντες οδηγεί στην έκφραση για Ενέργεια Gibbs: G = H – TSή; G = ?H – T?S.Αντιδράσεις στις οποίες η ενέργεια Gibbs μειώνεται, δηλ. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, μην πηγαίνετε αυθόρμητα. Η συνθήκη;G = 0 σημαίνει ότι έχει επιτευχθεί ισορροπία μεταξύ των προϊόντων και των αντιδρώντων.

Σε χαμηλές θερμοκρασίες, όταν η τιμή Τείναι κοντά στο μηδέν, συμβαίνουν μόνο εξώθερμες αντιδράσεις, αφού T?S– λίγο και;G = ? Ν< 0. Στο υψηλές θερμοκρασίεςαξίες T?Sυπέροχο, και, παραμελώντας το μέγεθος; Ν,έχουμε;G = – T?S,δηλ. διεργασίες με αυξανόμενη εντροπία θα συμβούν αυθόρμητα, για τις οποίες;S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Η τιμή του AG για μια συγκεκριμένη αντίδραση μπορεί να προσδιοριστεί από τον τύπο:

G = ?С arr (προϊόντα) – ?G o b p (αντιδραστήρια).

Σε αυτή την περίπτωση, οι τιμές του ?G o br, καθώς και? N arr.και;S o br για μεγάλο αριθμόοι ουσίες δίνονται σε ειδικούς πίνακες.

4.2. Χημική κινητική

Ρυθμός χημικής αντίδρασης(v) καθορίζεται από τη μεταβολή της μοριακής συγκέντρωσης των αντιδρώντων ανά μονάδα χρόνου:

Οπου v– ταχύτητα αντίδρασης, s – μοριακή συγκέντρωση του αντιδραστηρίου, t- χρόνος.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τις συνθήκες αντίδρασης (θερμοκρασία, συγκέντρωση, παρουσία καταλύτη κ.λπ.)

Επίδραση συγκέντρωσης. ΣΕΣτην περίπτωση απλών αντιδράσεων, ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων, λαμβανομένων σε ισχύ ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους.

Για αντίδραση

όπου 1 και 2 είναι οι κατευθύνσεις των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων, αντίστοιχα:

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n και

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

Οπου v– ταχύτητα αντίδρασης, κ– σταθερά ρυθμού, [A] – μοριακή συγκέντρωση της ουσίας Α.

Μοριακότητα της αντίδρασης– τον ​​αριθμό των μορίων που συμμετέχουν στη στοιχειώδη δράση της αντίδρασης. Για απλές αντιδράσεις, για παράδειγμα: mA + nB> рС + qD,μοριακότητα ισούται με το άθροισμα των συντελεστών (m + n).Οι αντιδράσεις μπορεί να είναι μονομορίων, διπλών μορίων και σπάνια τριμοριακών. Αντιδράσεις μεγαλύτερου μοριακού βάρους δεν συμβαίνουν.

Σειρά αντίδρασηςισούται με το άθροισμα των εκθετών των βαθμών συγκέντρωσης στην πειραματική έκφραση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης. Έτσι, για μια σύνθετη αντίδραση

mA + nB > рС + qDη πειραματική έκφραση για τον ρυθμό αντίδρασης είναι

v 1 = k 1 ? [Α] ? ? [ΜΕΣΑ] ? και η σειρά αντίδρασης είναι (? + ?). Συγχρόνως; Και; βρίσκονται πειραματικά και μπορεί να μην συμπίπτουν με mΚαι nκατά συνέπεια, αφού η εξίσωση μιας μιγαδικής αντίδρασης είναι το αποτέλεσμα πολλών απλών αντιδράσεων.

Επίδραση της θερμοκρασίας.Ο ρυθμός μιας αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των αποτελεσματικών συγκρούσεων μεταξύ των μορίων. Η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει τον αριθμό των ενεργών μορίων, δίνοντάς τους την απαραίτητη ενέργεια για να συμβεί η αντίδραση. ενέργεια ενεργοποίησηςΤο Ε ενεργεί και αυξάνει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης.

Ο κανόνας του Van't Hoff.Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10°, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές. Μαθηματικά αυτό γράφεται ως:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

όπου v 1 και v 2 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης στην αρχική (t 1) και την τελική (t 2) θερμοκρασίες, ; – συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, ο οποίος δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°.

Πιο συγκεκριμένα, εκφράζεται η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία Εξίσωση Arrhenius:

k = A; μι - E/(RT)

Οπου κ– σταθερά ρυθμού, ΕΝΑ– σταθερά ανεξάρτητη από τη θερμοκρασία, e = 2,71828, μι– ενέργεια ενεργοποίησης, R= 8,314 J/(K? mol) – σταθερά αερίου; Τ– θερμοκρασία (K). Μπορεί να φανεί ότι η σταθερά ρυθμού αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και τη μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης.

4.3. Χημική ισορροπία

Ένα σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία εάν η κατάστασή του δεν αλλάζει με την πάροδο του χρόνου. Η ισότητα των ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι προϋπόθεση για τη διατήρηση της ισορροπίας του συστήματος.

Ένα παράδειγμα αναστρέψιμης αντίδρασης είναι η αντίδραση

Ν2 + 3Η2 - 2ΝΗ3.

Νόμος της μαζικής δράσης:ο λόγος του γινομένου των συγκεντρώσεων των προϊόντων αντίδρασης προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών (όλες οι συγκεντρώσεις υποδεικνύονται σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους) είναι μια σταθερά που ονομάζεται σταθερά ισορροπίας.

Η σταθερά ισορροπίας είναι ένα μέτρο της προόδου μιας μπροστινής αντίδρασης.

Κ = O – δεν λαμβάνει χώρα άμεση αντίδραση.

Κ =? – η άμεση αντίδραση ολοκληρώνεται.

Κ > 1 – η ισορροπία μετατοπίστηκε προς τα δεξιά.

ΝΑ< 1 – η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.

Σταθερά ισορροπίας αντίδρασης ΝΑσχετίζεται με το μέγεθος της μεταβολής της τυπικής ενέργειας Gibbs?G για την ίδια αντίδραση:

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

Αν Κ > 1 και μετά lg Κ> 0 και;G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Αν ΝΑ< 1 και μετά lg Κ < 0 и?G >0, δηλαδή αν η ισορροπία μετατοπιστεί προς τα αριστερά, τότε η αντίδραση δεν πηγαίνει αυθόρμητα προς τα δεξιά.

Ο νόμος της μετατόπισης της ισορροπίας:Εάν μια εξωτερική επιρροή ασκείται σε ένα σύστημα σε ισορροπία, προκύπτει μια διαδικασία στο σύστημα που εξουδετερώνει την εξωτερική επιρροή.

5. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής– αντιδράσεις που συμβαίνουν με αλλαγή των καταστάσεων οξείδωσης των στοιχείων.

Οξείδωση– διαδικασία δωρεάς ηλεκτρονίων.

Ανάκτηση– η διαδικασία προσθήκης ηλεκτρονίων.

Οξειδωτικό– άτομο, μόριο ή ιόν που δέχεται ηλεκτρόνια.

Αναγωγικό μέσο– ένα άτομο, μόριο ή ιόν που δίνει ηλεκτρόνια.

Οι οξειδωτικοί παράγοντες, που δέχονται ηλεκτρόνια, μεταβαίνουν σε ανηγμένη μορφή:

F 2 [περ. ] + 2e > 2F; [αποκαταστάθηκε].

Τα αναγωγικά, δίνοντας ηλεκτρόνια, πηγαίνουν στην οξειδωμένη μορφή:

Na 0 [ανάκτηση ] – 1e > Na + [περ.].

Η ισορροπία μεταξύ της οξειδωμένης και της ανηγμένης μορφής χαρακτηρίζεται από Εξισώσεις Nernstγια το δυναμικό οξειδοαναγωγής:

Οπου Ε 0– τυπική τιμή του δυναμικού οξειδοαναγωγής. n– αριθμός μεταφερόμενων ηλεκτρονίων. [αποκαταστάθηκε ] και [περ. ] είναι οι μοριακές συγκεντρώσεις της ένωσης σε ανηγμένη και οξειδωμένη μορφή, αντίστοιχα.

Τιμές τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων Ε 0δίνονται σε πίνακες και χαρακτηρίζουν τις οξειδωτικές και αναγωγικές ιδιότητες των ενώσεων: τόσο πιο θετική είναι η τιμή Ε 0,τόσο ισχυρότερες είναι οι οξειδωτικές ιδιότητες και τόσο πιο αρνητική είναι η τιμή Ε 0,τόσο ισχυρότερες είναι οι ιδιότητες αποκατάστασης.

Για παράδειγμα, για F 2 + 2e - 2F; E 0 = 2,87 βολτ και για Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 βολτ (η διαδικασία καταγράφεται πάντα για αντιδράσεις αναγωγής).

Μια αντίδραση οξειδοαναγωγής είναι ένας συνδυασμός δύο ημι-αντιδράσεων, της οξείδωσης και της αναγωγής, και χαρακτηρίζεται από μια ηλεκτροκινητική δύναμη (emf) ? E 0:?Ε 0= ?Ε 0 εντάξει – ?E 0 επαναφορά, Πού Ε 0 εντάξειΚαι; E 0 επαναφορά– τυπικά δυναμικά οξειδωτικού και αναγωγικού παράγοντα για μια δεδομένη αντίδραση.

Ε.μ.φ. αντιδράσεις; Ε 0σχετίζεται με τη μεταβολή της ελεύθερης ενέργειας?G Gibbs και της σταθεράς ισορροπίας της αντίδρασης ΝΑ:

?G = –nF?Ε 0ή; E = (RT/nF) ln Κ.

Ε.μ.φ. αντιδράσεις σε μη τυπικές συγκεντρώσεις; μιίσο με: ? Ε =?E 0 – (RT/nF) ? Ig Κή; Ε =?E 0 -(0,059/n) lg Κ.

Στην περίπτωση ισορροπίας;G = 0 και;E = 0, από πού προέρχεται; Ε =(0,059/n)lg ΚΚαι Κ = 10 n?E/0,059.

Για να προχωρήσει η αντίδραση αυθόρμητα θα πρέπει να ικανοποιούνται οι εξής σχέσεις: ?Γ< 0 или Κ >> 1, στην οποία αντιστοιχεί η συνθήκη; Ε 0> 0. Επομένως, για να προσδιοριστεί η πιθανότητα μιας δεδομένης αντίδρασης οξειδοαναγωγής, είναι απαραίτητο να υπολογιστεί η τιμή; Ε 0.Αν; E 0 > 0, η αντίδραση είναι σε εξέλιξη. Αν; Ε 0< 0, καμία απάντηση.

Πηγές χημικού ρεύματος

Γαλβανικά κύτταρα– συσκευές που μετατρέπουν την ενέργεια μιας χημικής αντίδρασης σε ηλεκτρική ενέργεια.

Το γαλβανικό κύτταρο του Danielαποτελείται από ηλεκτρόδια ψευδαργύρου και χαλκού βυθισμένα σε διαλύματα ZnSO 4 και CuSO 4, αντίστοιχα. Τα διαλύματα ηλεκτρολυτών επικοινωνούν μέσω ενός πορώδους χωρίσματος. Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνει χώρα οξείδωση στο ηλεκτρόδιο ψευδαργύρου: Zn > Zn 2+ + 2e, και αναγωγή λαμβάνει χώρα στο ηλεκτρόδιο χαλκού: Cu 2+ + 2e > Cu. Γενικά, η αντίδραση πηγαίνει: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Ανοδος– ηλεκτρόδιο στο οποίο λαμβάνει χώρα οξείδωση. Κάθοδος– το ηλεκτρόδιο στο οποίο γίνεται η αναγωγή. Στα γαλβανικά κύτταρα η άνοδος είναι αρνητικά φορτισμένη και η κάθοδος θετικά. Στα διαγράμματα στοιχείων, το μέταλλο και το κονίαμα χωρίζονται με μια κάθετη γραμμή και δύο κονιάματα χωρίζονται με μια διπλή κάθετη γραμμή.

Άρα, για την αντίδραση Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, γράφεται το διάγραμμα κυκλώματος του γαλβανικού στοιχείου: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Η ηλεκτροκινητική δύναμη (emf) της αντίδρασης είναι; E 0 = E 0 ok – E 0 επαναφορά= Ε 0(Cu 2+ /Cu) – Ε 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Λόγω απωλειών, η τάση που δημιουργείται από το στοιχείο θα είναι ελαφρώς μικρότερη από; Ε 0.Αν οι συγκεντρώσεις των διαλυμάτων διαφέρουν από τις τυπικές, ίσες με 1 mol/l, τότε Ε 0 εντάξειΚαι E 0 επαναφοράυπολογίζονται χρησιμοποιώντας την εξίσωση Nernst και στη συνέχεια υπολογίζεται το emf. αντίστοιχο γαλβανικό στοιχείο.

Ξηρό στοιχείοαποτελείται από σώμα ψευδαργύρου, πάστα NH 4 Cl με άμυλο ή αλεύρι, μείγμα MnO 2 με γραφίτη και ένα ηλεκτρόδιο γραφίτη. Κατά τη διάρκεια του εργασίες σε εξέλιξηαντίδραση: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Διάγραμμα στοιχείων: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). Ε.μ.φ. στοιχείο - 1,5 V.

Μπαταρίες.Μια μπαταρία μολύβδου αποτελείται από δύο πλάκες μολύβδου βυθισμένες σε διάλυμα θειικού οξέος 30% και επικαλυμμένες με ένα στρώμα αδιάλυτου PbSO 4 . Κατά τη φόρτιση μιας μπαταρίας, συμβαίνουν οι ακόλουθες διεργασίες στα ηλεκτρόδια:

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

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

Όταν η μπαταρία αποφορτιστεί, συμβαίνουν οι ακόλουθες διεργασίες στα ηλεκτρόδια:

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

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

Η συνολική αντίδραση μπορεί να γραφτεί ως:

Για να λειτουργήσει, η μπαταρία απαιτεί τακτική φόρτιση και παρακολούθηση της συγκέντρωσης θειικού οξέος, η οποία μπορεί να μειωθεί ελαφρώς κατά τη λειτουργία της μπαταρίας.

6. Λύσεις

6.1. Συγκέντρωση διαλυμάτων

Κλάσμα μάζας ουσίας σε διάλυμα w ίση με την αναλογία της μάζας της διαλυμένης ουσίας προς τη μάζα του διαλύματος: w = m νερό / m διάλυμαή w = m in-va /(V ? ?), γιατί m διάλυμα = V p-pa ? ?r-ra.

Μοριακή συγκέντρωση Με ίση με την αναλογία του αριθμού των mol της διαλυμένης ουσίας προς τον όγκο του διαλύματος: c = n(mol)/ V(ιβ) ή c = m/(M? V(μεγάλο )).

Μοριακή συγκέντρωση ισοδυνάμων (κανονική ή ισοδύναμη συγκέντρωση) με eισούται με την αναλογία του αριθμού των ισοδυνάμων μιας διαλυμένης ουσίας προς τον όγκο του διαλύματος: με e = n(mol eq.)/ V(ιβ) ή με e = m/(M e? V(l)).

6.2. Ηλεκτρολυτική διάσταση

Ηλεκτρολυτική διάσταση– αποσύνθεση του ηλεκτρολύτη σε κατιόντα και ανιόντα υπό την επίδραση μορίων πολικών διαλυτών.

Βαθμός διάσπασης;– λόγος της συγκέντρωσης των διασπασμένων μορίων (με το diss) προς τη συνολική συγκέντρωση των διαλυμένων μορίων (με όγκο): ? = με diss / με ob.

Οι ηλεκτρολύτες μπορούν να χωριστούν σε ισχυρός(? ~ 1) και αδύναμος.

Ισχυροί ηλεκτρολύτες(για αυτούς; ~ 1) – άλατα και βάσεις διαλυτές στο νερό, καθώς και ορισμένα οξέα: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 και άλλα.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες(για αυτούς;<< 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.

Εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης. ΣΕΣτις εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης, οι ισχυροί ηλεκτρολύτες γράφονται με τη μορφή ιόντων και οι ασθενείς ηλεκτρολύτες, οι κακώς διαλυτές ουσίες και τα αέρια γράφονται με τη μορφή μορίων. Για παράδειγμα:

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 ^

Αντιδράσεις μεταξύ ιόντωνπηγαίνετε προς το σχηματισμό μιας ουσίας που παράγει λιγότερα ιόντα, δηλαδή προς έναν ασθενέστερο ηλεκτρολύτη ή μια λιγότερο διαλυτή ουσία.

6.3. Διάσταση αδύναμων ηλεκτρολυτών

Ας εφαρμόσουμε τον νόμο της δράσης της μάζας στην ισορροπία μεταξύ ιόντων και μορίων σε ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη, για παράδειγμα οξικού οξέος:

CH 3 COOH - CH 3 COO; +Η+

Οι σταθερές ισορροπίας για τις αντιδράσεις διάστασης ονομάζονται σταθερές διάστασης.Οι σταθερές διάστασης χαρακτηρίζουν τη διάσταση των ασθενών ηλεκτρολυτών: όσο χαμηλότερη είναι η σταθερά, τόσο λιγότερο διαχωρίζεται ο ασθενής ηλεκτρολύτης, τόσο πιο αδύναμος είναι.

Τα πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά:

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

Η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης ολικής διάστασης είναι ίση με το γινόμενο των σταθερών των επιμέρους σταδίων διάστασης:

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

Νόμος αραίωσης του Ostwald:ο βαθμός διάστασης ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη (α) αυξάνεται με τη μείωση της συγκέντρωσής του, δηλαδή με την αραίωση:

Επίδραση ενός κοινού ιόντος στη διάσταση ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη:η προσθήκη ενός κοινού ιόντος μειώνει τη διάσταση του ασθενούς ηλεκτρολύτη. Έτσι, όταν προσθέτουμε CH 3 COOH σε διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη

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

ένας ισχυρός ηλεκτρολύτης που περιέχει ένα ιόν κοινό με το CH 3 COOH, δηλ. ένα οξικό ιόν, για παράδειγμα CH 3 COONa

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

η συγκέντρωση του οξικού ιόντος αυξάνεται και η ισορροπία διάστασης CH 3 COOH μετατοπίζεται προς τα αριστερά, δηλ. μειώνεται η διάσταση οξέος.

6.4. Διάσταση ισχυρών ηλεκτρολυτών

Δραστηριότητα ιόντων ΕΝΑ – συγκέντρωση ενός ιόντος, που εκδηλώνεται στις ιδιότητές του.

Συντελεστής δραστηριότηταςφά– αναλογία δραστηριότητας ιόντων ΕΝΑσυγκέντρωση με: φά= a/cή ΕΝΑ = fc.

Αν f = 1, τότε τα ιόντα είναι ελεύθερα και δεν αλληλεπιδρούν μεταξύ τους. Αυτό συμβαίνει σε πολύ αραιά διαλύματα, σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών κ.λπ.

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

Ο συντελεστής δραστηριότητας εξαρτάται από την ιοντική ισχύ του διαλύματος Ι: όσο μεγαλύτερη είναι η ιοντική ισχύς, τόσο χαμηλότερος είναι ο συντελεστής δραστηριότητας.

Ιονική ισχύς διαλύματος εγώ εξαρτάται από τις χρεώσεις z και συγκεντρώσεις από ιόντα:

Ι = 0,52?s z2.

Ο συντελεστής δραστηριότητας εξαρτάται από το φορτίο του ιόντος: όσο μεγαλύτερο είναι το φορτίο του ιόντος, τόσο χαμηλότερος είναι ο συντελεστής δραστηριότητας. Μαθηματικά, η εξάρτηση του συντελεστή δραστηριότητας φάσε ιοντική ισχύ εγώκαι φορτίο ιόντων zγραμμένο χρησιμοποιώντας τον τύπο Debye-Hückel:

Οι συντελεστές δραστηριότητας ιόντων μπορούν να προσδιοριστούν χρησιμοποιώντας τον ακόλουθο πίνακα:

6.5 Ιονικό προϊόν νερού. τιμή pH

Το νερό, ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης, διασπάται, σχηματίζοντας ιόντα Η+ και ΟΗ. Αυτά τα ιόντα είναι ενυδατωμένα, δηλαδή συνδέονται με πολλά μόρια νερού, αλλά για λόγους απλότητας γράφονται σε μη ενυδατωμένη μορφή

Η 2 Ο - Η + + ΟΗ;.

Με βάση τον νόμο της μαζικής δράσης, για αυτήν την ισορροπία:

Η συγκέντρωση των μορίων του νερού [H 2 O], δηλαδή ο αριθμός των mol σε 1 λίτρο νερού, μπορεί να θεωρηθεί σταθερή και ίση με [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Από εδώ:

ΝΑ[Η2Ο] = ΝΑ(H 2 O ) = [Η+] = 10-14 (22°C).

Ιονικό προϊόν νερού– το γινόμενο των συγκεντρώσεων [H + ] και – είναι σταθερή τιμή σε σταθερή θερμοκρασία και ίση με 10 -14 στους 22°C.

Το ιοντικό προϊόν του νερού αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας.

τιμή pH– αρνητικός λογάριθμος συγκέντρωσης ιόντων υδρογόνου: pH = – λογ. Ομοίως: pOH = – log.

Λαμβάνοντας τον λογάριθμο του ιοντικού γινομένου του νερού προκύπτει: pH + pHOH = 14.

Η τιμή του pH χαρακτηρίζει την αντίδραση του μέσου.

Αν pH = 7, τότε το [H + ] = είναι ουδέτερο μέσο.

Εάν το pH< 7, то [Н + ] >– όξινο περιβάλλον.

Αν pH > 7, τότε [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Ρυθμιστικά διαλύματα

Τα ρυθμιστικά διαλύματα είναι διαλύματα που έχουν μια ορισμένη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου. Το pH αυτών των διαλυμάτων δεν αλλάζει όταν αραιώνονται και αλλάζει ελάχιστα όταν προστίθενται μικρές ποσότητες οξέων και αλκαλίων.

I. Διάλυμα του ασθενούς οξέος ΗΑ, συγκέντρωση – από το οξύ, και το άλας του με την ισχυρή βάση ΒΑ, συγκέντρωση – από το αλάτι. Για παράδειγμα, ένα ρυθμιστικό διάλυμα οξικού είναι ένα διάλυμα οξικού οξέος και οξικού νατρίου: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK όξινο + log (αλάτι/s ξινό).

II. Διάλυμα ασθενούς βάσης BOH, συγκέντρωση - από βασικό, και το άλας της με ισχυρό οξύ BA, συγκέντρωση - από αλάτι. Για παράδειγμα, ένα ρυθμιστικό διάλυμα αμμωνίας είναι ένα διάλυμα υδροξειδίου του αμμωνίου και χλωριούχου αμμωνίου NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК βασικό – log (με αλάτι/με βασικό).

6.7. Υδρόλυση αλάτων

Υδρόλυση αλάτων– αλληλεπίδραση ιόντων άλατος με νερό για σχηματισμό ασθενούς ηλεκτρολύτη.

Παραδείγματα εξισώσεων αντίδρασης υδρόλυσης.

I. Ένα άλας σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ:

Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHC0 3 + NaOH

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

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

Στο δεύτερο στάδιο, υδρόλυση πρακτικά δεν συμβαίνει.

II. Ένα άλας σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

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

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

Στο δεύτερο στάδιο, η υδρόλυση γίνεται λιγότερο και στο τρίτο στάδιο πρακτικά δεν υπάρχει υδρόλυση.

III. Ένα άλας σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ:

K + + NO 3 ? + H 2 O ? χωρίς υδρόλυση, pH; 7.

IV. Ένα άλας σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ:

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.

Σε ορισμένες περιπτώσεις, όταν το άλας σχηματίζεται από πολύ ασθενείς βάσεις και οξέα, λαμβάνει χώρα πλήρης υδρόλυση. Στον πίνακα διαλυτότητας για τέτοια άλατα το σύμβολο "αποσυντίθεται από το νερό":

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

Η πιθανότητα πλήρους υδρόλυσης θα πρέπει να λαμβάνεται υπόψη στις αντιδράσεις ανταλλαγής:

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

Βαθμός υδρόλυσηςη – η αναλογία της συγκέντρωσης των υδρολυμένων μορίων προς τη συνολική συγκέντρωση των διαλυμένων μορίων.

Για άλατα που σχηματίζονται από ισχυρή βάση και ασθενές οξύ:

= κεφрOH = – log, рН = 14 – ροΗ.

Από την έκφραση προκύπτει ότι ο βαθμός υδρόλυσης η(δηλαδή η υδρόλυση) αυξάνει:

α) με την αύξηση της θερμοκρασίας, καθώς αυξάνεται το K(H 2 O).

β) με μείωση της διάστασης του οξέος που σχηματίζει το άλας: όσο πιο ασθενές είναι το οξύ, τόσο μεγαλύτερη είναι η υδρόλυση.

γ) με αραίωση: όσο μικρότερο είναι το c, τόσο μεγαλύτερη είναι η υδρόλυση.

Για άλατα που σχηματίζονται από αδύναμη βάση και ισχυρό οξύ

[Η + ] = κεφ pH = – λογ.

Για άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ

6.8. Πρωτολυτική θεωρία οξέων και βάσεων

Πρωτόλυση– διαδικασία μεταφοράς πρωτονίων.

Πρωτόλιθοι– οξέα και βάσεις που δίνουν και δέχονται πρωτόνια.

Οξύ– ένα μόριο ή ιόν ικανό να δώσει ένα πρωτόνιο. Κάθε οξύ έχει μια αντίστοιχη συζυγή βάση. Η ισχύς των οξέων χαρακτηρίζεται από τη σταθερά του οξέος Κ κ.

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

K k = 4 ? 10 -7

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

K k = 9 ? 10 -6

Βάση– ένα μόριο ή ιόν που μπορεί να δεχθεί ένα πρωτόνιο. Κάθε βάση έχει ένα αντίστοιχο συζυγές οξύ. Η αντοχή των βάσεων χαρακτηρίζεται από τη σταθερά βάσης Κ 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Αμφολύτες– Πρωτόλιθοι ικανοί να απελευθερώσουν και να αποκτήσουν ένα πρωτόνιο.

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

HCO3; – οξύ.

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

HCO3; – θεμέλιο.

Για νερό: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH;

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

Σταθερές Κ κΚαι Κ 0για συζευγμένα οξέα και βάσεις συνδέονται.

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

ΕΝΑ; + H 2 O - HA + OH;,

7. Σταθερά διαλυτότητας. Διαλυτότητα

Σε ένα σύστημα που αποτελείται από ένα διάλυμα και ένα ίζημα, λαμβάνουν χώρα δύο διεργασίες - διάλυση του ιζήματος και καθίζηση. Η ισότητα των ρυθμών αυτών των δύο διαδικασιών είναι προϋπόθεση ισορροπίας.

Κορεσμένο διάλυμα– διάλυμα που βρίσκεται σε ισορροπία με το ίζημα.

Ο νόμος της δράσης μάζας που εφαρμόζεται στην ισορροπία μεταξύ ιζήματος και διαλύματος δίνει:

Δεδομένου ότι = const,

ΝΑ = Ks(AgCl) = .

*Πυκνότητα αερίου ουσίας γενική άποψηέχουμε:

ΕΝΑ mσι n(τηλεόραση) - mΕΝΑ +n+n 0 °C). -μ

K s (ΕΝΑ mσι ιδ)= [Α +n ] m[ΣΕ -μ ] n .

Σταθερά διαλυτότηταςK s(ή προϊόν διαλυτότητας PR) - το προϊόν των συγκεντρώσεων ιόντων σε ένα κορεσμένο διάλυμα ενός ελαφρώς διαλυτού ηλεκτρολύτη - είναι μια σταθερή τιμή και εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία.

Διαλυτότητα μιας ελάχιστα διαλυτής ουσίας μικρό μπορεί να εκφραστεί σε moles ανά λίτρο. Ανάλογα με το μέγεθος μικρόοι ουσίες μπορούν να χωριστούν σε κακώς διαλυτές – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? μικρό? 10 -2 mol/l και πολύ διαλυτό μικρό>10 -2 mol/l.

Η διαλυτότητα των ενώσεων σχετίζεται με το προϊόν διαλυτότητάς τους.

Συνθήκη για καθίζηση και διάλυση του ιζήματος

Στην περίπτωση του AgCl: AgCl - Ag + + Cl;

K s= :

α) συνθήκη ισορροπίας μεταξύ ιζήματος και διαλύματος: = Ks.

β) συνθήκη εναπόθεσης: > K s ;κατά την εναπόθεση, οι συγκεντρώσεις ιόντων μειώνονται μέχρι να επιτευχθεί ισορροπία.

γ) την προϋπόθεση για τη διάλυση του ιζήματος ή την ύπαρξη κορεσμένου διαλύματος:< K s ;Καθώς το ίζημα διαλύεται, η συγκέντρωση ιόντων αυξάνεται μέχρι να επιτευχθεί ισορροπία.

8. Ενώσεις συντονισμού

Οι ενώσεις συντονισμού (σύνθετες) είναι ενώσεις με δεσμό δότη-δέκτη.

Για το K 3:

ιόντα της εξωτερικής σφαίρας - 3K +,

ιόν εσωτερικής σφαίρας – 3-,

παράγοντας συμπλοκοποίησης – Fe 3+,

συνδέτες – 6CN?, η οδοντωτή τους – 1,

αριθμός συντονισμού – 6.

Παραδείγματα συμπλοκοποιητικών παραγόντων: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+, κ.λπ.

Παραδείγματα προσδεμάτων: πολικά μόρια Η2Ο, ΝΗ3, CO και ανιόντα CNa, Cla, ΟΗ; και τα λοιπά.

Αριθμοί συντονισμού: συνήθως 4 ή 6, λιγότερο συχνά 2, 3 κ.λπ.

Ονοματολογία.Το ανιόν ονομάζεται πρώτα (στην ονομαστική περίπτωση), μετά το κατιόν (σε γενετική περίπτωση). Ονόματα ορισμένων προσδεμάτων: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN; – κυανό, Κλ; – chloro, OH; – υδρόξο. Ονόματα αριθμών συντονισμού: 2 – di, 3 – three, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Η κατάσταση οξείδωσης του συμπλοκοποιητικού παράγοντα υποδεικνύεται:

Cl-χλωριούχο διαμινοάργυρο(Ι).

SO 4 – θειικός χαλκός (II) τετραμίνης.

K 3 – εξακυανοφερρικό κάλιο (III).

Χημική ουσίασύνδεση.

Η θεωρία του δεσμού σθένους προϋποθέτει τον υβριδισμό των τροχιακών του κεντρικού ατόμου. Η θέση των υβριδικών τροχιακών που προκύπτουν καθορίζει τη γεωμετρία των συμπλεγμάτων.

Διαμαγνητικό σύμπλοκο ιόν Fe(CN) 6 4-.

Κυανιούχο ιόν – δότης

Το ιόν σιδήρου Fe 2+ – δέκτης – έχει τον τύπο 3d 6 4s 0 4p 0. Λαμβάνοντας υπόψη τη διαμαγνητική φύση του συμπλέγματος (όλα τα ηλεκτρόνια είναι ζευγαρωμένα) και τον αριθμό συντονισμού (χρειάζονται 6 ελεύθερα τροχιακά), έχουμε d 2 sp 3-παραγωγή μικτών γενών:

Το σύμπλεγμα είναι διαμαγνητικό, χαμηλής περιστροφής, ενδοκογχικό, σταθερό (δεν χρησιμοποιούνται εξωτερικά ηλεκτρόνια), οκταεδρικό ( d 2 sp 3-παραγωγή μικτών γενών).

Παραμαγνητικό σύμπλοκο ιόν FeF 6 3-.

Το ιόν φθορίου είναι δότης.

Το ιόν σιδήρου Fe 3+ – δέκτης – έχει τον τύπο 3d 5 4s 0 4p 0 .Λαμβάνοντας υπόψη τον παραμαγνητισμό του συμπλέγματος (τα ηλεκτρόνια είναι συζευγμένα) και τον αριθμό συντονισμού (χρειάζονται 6 ελεύθερα τροχιακά), έχουμε sp 3 d 2-παραγωγή μικτών γενών:

Το σύμπλεγμα είναι παραμαγνητικό, υψηλής περιστροφής, εξωτερικό τροχιακό, ασταθές (χρησιμοποιούνται εξωτερικά τροχιακά 4d), οκταεδρικό ( sp 3 d 2-παραγωγή μικτών γενών).

Διάσπαση ενώσεων συντονισμού.

Οι ενώσεις συντονισμού στο διάλυμα διασπώνται πλήρως σε ιόντα της εσωτερικής και της εξωτερικής σφαίρας.

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

Τα ιόντα της εσωτερικής σφαίρας, δηλαδή τα σύμπλοκα ιόντα, διασπώνται σε μεταλλικά ιόντα και συνδέτες, όπως οι ασθενείς ηλεκτρολύτες, σε στάδια.

Οπου Κ 1 , ΝΑ 2 , ΠΡΟΣ 1 _ 2 ονομάζονται σταθερές αστάθειαςκαι να χαρακτηρίσετε τη διάσταση των συμπλεγμάτων: όσο χαμηλότερη είναι η σταθερά αστάθειας, όσο λιγότερο διαχωρίζεται το σύμπλοκο, τόσο πιο σταθερό είναι.

Το μέγεθος και η διάστασή του	Αναλογία
Ατομική μάζα του στοιχείου X (σχετική)
Αριθμός σειράς στοιχείου	Ζ= Ν(μι –) = Ν(r +)
Κλάσμα μάζας του στοιχείου Ε στην ουσία Χ, σε κλάσματα μονάδας, σε %)
Ποσότητα ουσίας Χ, mol
Ποσότητα αερίου ουσίας, mol	V m= 22,4 l/mol (n.s.) Λοιπόν. – r= 101 325 Pa, Τ= 273 Κ
Μοριακή μάζα ουσίας Χ, g/mol, kg/mol
Μάζα ουσίας X, g, kg	m(Χ) = n(Χ) Μ(X)
Μοριακός όγκος αερίου, l/mol, m 3 /mol	V m= 22,4 l/mol στο Ν.Σ.
Όγκος αερίου, m3	V = V m × n
Απόδοση προϊόντος
Πυκνότητα ουσίας X, g/l, g/ml, kg/m3
Πυκνότητα αέριας ουσίας Χ από υδρογόνο
Πυκνότητα της αέριας ουσίας Χ στον αέρα	Μ(αέρας) = 29 g/mol
Ενωμένος νόμος για το φυσικό αέριο
Εξίσωση Mendeleev-Clapeyron	Φ/Β = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Κλάσμα όγκου αερίου ουσίας σε μείγμα αερίων, σε κλάσματα μονάδας ή σε %
Μοριακή μάζα μείγματος αερίων
Μοριακό κλάσμα ουσίας (Χ) σε μείγμα
Ποσότητα θερμότητας, J, kJ	Q = n(Χ) Q(X)
Θερμική επίδραση της αντίδρασης	Q =–H
Θερμότητα σχηματισμού της ουσίας Χ, J/mol, kJ/mol
Ταχύτητα χημικής αντίδρασης (mol/lsec)
Νόμος της Μαζικής Δράσης (για μια απλή αντίδραση)	έναΑ+ VΒ= Με C + ρερε u = κ Με ένα(Α) Με V(ΣΙ)
Ο κανόνας του Van't Hoff
Διαλυτότητα της ουσίας (X) (g/100 g διαλύτη)
Κλάσμα μάζας της ουσίας Χ στο μείγμα Α + Χ, σε κλάσματα μονάδας, σε %
Βάρος διαλύματος, g, kg	m(rr) = m(Χ)+ m(H2O) m(rr) = V(rr)  (rr)
Κλάσμα μάζας διαλυμένης ουσίας σε διάλυμα, σε κλάσματα μονάδας, σε %
Πυκνότητα διαλύματος
Όγκος διαλύματος, cm 3, l, m 3
Μοριακή συγκέντρωση, mol/l
Βαθμός διάστασης ηλεκτρολυτών (Χ), σε κλάσματα μονάδας ή %
Ιονικό προϊόν νερού	Κ(H2O) =
τιμή pH	pH = –lg

Κύριος:

Kuznetsova N.E. και τα λοιπά.. Χημεία. 8η τάξη-10η τάξη – Μ.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N.Χημεία.11η τάξη σε 2 μέρη, 2005-2007.

Egorov A.S.Χημεία. Ένα νέο εγχειρίδιο για την προετοιμασία για την τριτοβάθμια εκπαίδευση. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 p.

Egorov A.S. Χημεία: ένα σύγχρονο μάθημα προετοιμασίας για την Ενιαία Κρατική Εξέταση. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 p.

Egorov A.S.Εγχειρίδιο αυτο-οδηγίας για την επίλυση χημικών προβλημάτων. – Rostov-on-Don: Phoenix, 2000. – 352 p.

Εγχειρίδιο χημείας/διδάσκοντα για υποψήφιους σε πανεπιστήμια. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 p.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Προβλήματα στη χημεία για τους υποψήφιους στα πανεπιστήμια. Μ.: μεταπτυχιακό σχολείο. 2007.–302σ.

Επιπλέον:

Vrublevsky A.I.. Εκπαιδευτικό και εκπαιδευτικό υλικό για προετοιμασία για κεντρικές δοκιμές στη χημεία / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 p.

Vrublevsky A.I.. 1000 προβλήματα στη χημεία με αλυσίδες μετασχηματισμών και ελέγχους για μαθητές και αιτούντες – Μν.: Unipress LLC, 2003. – 400 σελ.

Egorov A.S.. Όλοι οι τύποι υπολογιστικών προβλημάτων στη χημεία για την προετοιμασία για την Ενιαία Κρατική Εξέταση – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 p.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Τυπικές εργασίες και ασκήσεις για την προετοιμασία για τις εξετάσεις χημείας. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 p.

Ενιαία Κρατική Εξέταση 2007. Χημεία. Εκπαιδευτικό και εκπαιδευτικό υλικό για την προετοιμασία μαθητών / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 p.

Ενιαία Κρατική Εξέταση 2011. Χημεία. Εκπαιδευτικό και εκπαιδευτικό κιτ ed. Α.Α. Καβερίνα – Μ.: Εθνική Παιδεία, 2011.

Οι μόνες πραγματικές επιλογές για εργασίες προετοιμασίας για την Ενιαία Κρατική Εξέταση. Ενιαία Κρατική Εξέταση 2007. Χημεία/V.Yu. Μισίνα, Ε.Ν. Strelnikova. M.: Federal Testing Center, 2007.–151 p.

Kaverina A.A. Η βέλτιστη τράπεζα εργασιών για την προετοιμασία των μαθητών. Ενιαία Κρατική Εξέταση 2012. Χημεία. Φροντιστήριο./ Α.Α. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Μεντβέντεφ, Μ.Γ. Snastina – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 σελ.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Δοκιμαστικές εργασίες εκτός από τεστ για μαθητές προπαρασκευαστικών μαθημάτων αλληλογραφίας 10 μηνών (μεθοδολογικές οδηγίες). Krasnodar, 2004. – Σελ. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Χημεία. Ενιαία Κρατική Εξέταση 2011. Προπονητικά τεστ. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 p.

Litvinova T.N.. Χημεία. Δοκιμές για την Ενιαία Κρατική Εξέταση. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 p.

Litvinova T.N.. Χημεία. Νόμοι, ιδιότητες των στοιχείων και των ενώσεων τους. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K.Χημεία σε εργασίες για υποψήφιους στα πανεπιστήμια – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 p.

Εκπαιδευτικό και μεθοδολογικό συγκρότημα στη χημεία για μαθητές ιατρικών και βιολογικών τάξεων, εκδ. T.N. Litvinova – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Χημεία. Ενιαία Κρατική Εξέταση 2008. Εισαγωγικά τεστ, διδακτικό βοήθημα / επιμ. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Legion, 2008.– 271 p.

Λίστα ιστοσελίδων για τη χημεία:

1. Αλχίμικ. http:// www. αλχίμικ. ru

2. Χημεία για όλους. Ηλεκτρονικό βιβλίο αναφοράς για ένα πλήρες μάθημα χημείας.

http:// www. informika. ru/ κείμενο/ βάση δεδομένων/ χημεία/ ΑΡΧΗ. html

3. Σχολική χημεία - βιβλίο αναφοράς. http:// www. σχολική χημεία. με. ru

4. Καθηγητής Χημείας. http://www. chemistry.nm.ru

Πόροι του Διαδικτύου

Αλχίμικ. http:// www. αλχίμικ. ru

Χημεία για όλους. Ηλεκτρονικό βιβλίο αναφοράς για ένα πλήρες μάθημα χημείας.

http:// www. informika. ru/ κείμενο/ βάση δεδομένων/ χημεία/ ΑΡΧΗ. html

Σχολική χημεία - βιβλίο αναφοράς. http:// www. σχολική χημεία. με. ru

http://www.classchem.narod.ru

Καθηγητής Χημείας. http://www.

chemistry.nm.ru http://www.aleng.ru/edu/chem.htm

- εκπαιδευτικές πηγές στο Διαδίκτυο για τη χημεία http://schoolchemistry.by.ru/

- σχολική χημεία. Αυτός ο ιστότοπος έχει την ευκαιρία να πραγματοποιήσει διαδικτυακές δοκιμές σε διάφορα θέματα, καθώς και εκδόσεις επίδειξης της Εξεταστικής Ενιαίας Πολιτείας http:// www. Χημεία και ζωή — XXI αιώνας: περιοδικό δημοφιλούς επιστήμης.. ru

hij Σύγχρονα σύμβολαχημικά στοιχεία εισήχθησαν στην επιστήμη το 1813 από τον J. Berzelius. Σύμφωνα με την πρότασή του, τα στοιχεία προσδιορίζονται με τα αρχικά τους γράμματαΛατινικά ονόματα

. Για παράδειγμα, το οξυγόνο (Oxygenium) χαρακτηρίζεται με το γράμμα Ο, το θείο (Sulfur) με το γράμμα S, το υδρογόνο (Hydrogenium) με το γράμμα H. Στις περιπτώσεις που τα ονόματα των στοιχείων αρχίζουν με το ίδιο γράμμα, ένα ακόμη γράμμα είναι προστέθηκε στο πρώτο γράμμα. Έτσι, ο άνθρακας (Carboneum) έχει το σύμβολο C, το ασβέστιο (Calcium) - Ca, ο χαλκός (Cuprum) - το Cu.

Τα χημικά σύμβολα δεν είναι μόνο συντομευμένα ονόματα στοιχείων: εκφράζουν επίσης ορισμένες ποσότητες (ή μάζες), π.χ. Κάθε σύμβολο αντιπροσωπεύει είτε ένα άτομο ενός στοιχείου, είτε ένα mole από τα άτομα του, είτε μια μάζα ενός στοιχείου ίση με (ή ανάλογη) με τη μοριακή μάζα αυτού του στοιχείου. Για παράδειγμα, το C σημαίνει είτε ένα άτομο άνθρακα, είτε ένα mole ατόμων άνθρακα, είτε 12 μονάδες μάζας (συνήθως 12 g) άνθρακα.

Χημικοί τύποι

Οι απλές ουσίες χαρακτηρίζονται επίσης από τύπους που δείχνουν πόσα άτομα αποτελείται από ένα μόριο μιας απλής ουσίας: για παράδειγμα, τον τύπο για το υδρογόνο H 2. Εάν η ατομική σύσταση ενός μορίου μιας απλής ουσίας δεν είναι επακριβώς γνωστή ή η ουσία αποτελείται από μόρια που περιέχουν διαφορετικό αριθμό ατόμων και επίσης εάν έχει ατομική ή μεταλλική δομή και όχι μοριακή, η απλή ουσία χαρακτηρίζεται από το σύμβολο του στοιχείου. Για παράδειγμα, η απλή ουσία φώσφορος συμβολίζεται με τον τύπο P, αφού, ανάλογα με τις συνθήκες, ο φώσφορος μπορεί να αποτελείται από μόρια με διαφορετικό αριθμό ατόμων ή να έχει δομή πολυμερούς.

Τύποι χημείας για την επίλυση προβλημάτων

Ο τύπος της ουσίας προσδιορίζεται με βάση τα αποτελέσματα της ανάλυσης. Για παράδειγμα, σύμφωνα με την ανάλυση, η γλυκόζη περιέχει 40% (κ.β.) άνθρακα, 6,72% (κ.β.) υδρογόνο και 53,28% (β.) οξυγόνο. Επομένως, οι μάζες άνθρακα, υδρογόνου και οξυγόνου είναι σε αναλογία 40:6,72:53,28. Ας υποδηλώσουμε τον επιθυμητό τύπο για τη γλυκόζη C x H y O z, όπου x, y και z είναι οι αριθμοί των ατόμων άνθρακα, υδρογόνου και οξυγόνου στο μόριο. Οι μάζες των ατόμων αυτών των στοιχείων είναι αντίστοιχα ίσες με 12,01. 1.01 και 16.00 amu Επομένως, το μόριο γλυκόζης περιέχει 12,01x amu. άνθρακα, 1,01u amu υδρογόνου και 16.00zа.u.m. οξυγόνο. Η αναλογία αυτών των μαζών είναι 12,01x: 1,01y: 16,00z. Αλλά έχουμε ήδη βρει αυτή τη σχέση με βάση τα δεδομένα ανάλυσης γλυκόζης. Οθεν:

12,01x: 1,01y: 16,00z = 40:6,72:53,28.

Σύμφωνα με τις ιδιότητες της αναλογίας:

x: y: z = 40/12.01:6.72/1.01:53.28/16.00

ή x:y:z = 3,33:6,65:3,33 = 1:2:1.

Επομένως, σε ένα μόριο γλυκόζης υπάρχουν δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου ανά άτομο άνθρακα. Αυτή η συνθήκη ικανοποιείται από τους τύπους CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3, κ.λπ. Ο πρώτος από αυτούς τους τύπους - CH 2 O- ονομάζεται ο απλούστερος ή εμπειρικός τύπος. έχει μοριακό βάρος 30,02. Για να μάθετε τον αληθινό ή μοριακό τύπο, πρέπει να γνωρίζετε το μοριακό βάρος μιας δεδομένης ουσίας. Όταν θερμαίνεται, η γλυκόζη καταστρέφεται χωρίς να μετατρέπεται σε αέριο. Αλλά το μοριακό του βάρος μπορεί να προσδιοριστεί με άλλες μεθόδους: είναι ίσο με 180. Από μια σύγκριση αυτού του μοριακού βάρους με το μοριακό βάρος που αντιστοιχεί στον απλούστερο τύπο, είναι σαφές ότι ο τύπος C 6 H 12 O 6 αντιστοιχεί στη γλυκόζη.

Έτσι, ένας χημικός τύπος είναι μια εικόνα της σύνθεσης μιας ουσίας που χρησιμοποιεί σύμβολα χημικών στοιχείων, αριθμητικούς δείκτες και ορισμένα άλλα σημάδια. Διακρίνονται οι ακόλουθοι τύποι τύπων:

— απλούστερο , το οποίο λαμβάνεται πειραματικά με τον προσδιορισμό της αναλογίας των χημικών στοιχείων σε ένα μόριο και χρησιμοποιώντας τις τιμές των σχετικών τους ατομικές μάζες(βλ. παράδειγμα παραπάνω).

— μοριακός , το οποίο μπορεί να ληφθεί γνωρίζοντας τον απλούστερο τύπο μιας ουσίας και το μοριακό της βάρος (βλ. παράδειγμα παραπάνω).

— λογικός , εμφανίζοντας ομάδες ατόμων χαρακτηριστικών κατηγοριών χημικών στοιχείων (R-OH - αλκοόλες, R - COOH - καρβοξυλικά οξέα, R - NH 2 - πρωτοταγείς αμίνες, κ.λπ.).

— δομικό (γραφικό) , που δείχνει σχετική θέσηάτομα σε ένα μόριο (μπορεί να είναι δισδιάστατα (σε επίπεδο) ή τρισδιάστατα (στο διάστημα)).

— ηλεκτρονικός, εμφανίζοντας την κατανομή των ηλεκτρονίων στα τροχιακά (γραμμένο μόνο για χημικά στοιχεία, όχι για μόρια).

Ας ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά στο παράδειγμα του μορίου της αιθυλικής αλκοόλης:

1. ο απλούστερος τύπος αιθανόλης είναι C2H6O.
2. ο μοριακός τύπος της αιθανόλης είναι C2H6O.
3. ο ορθολογικός τύπος της αιθανόλης είναι C2H5OH.

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Ασκηση	Με την πλήρη καύση μιας οργανικής ουσίας που περιέχει οξυγόνο βάρους 13,8 g, ελήφθησαν 26,4 g διοξειδίου του άνθρακα και 16,2 g νερού. Να βρείτε τον μοριακό τύπο μιας ουσίας αν η σχετική πυκνότητα των ατμών της ως προς το υδρογόνο είναι 23.
Διάλυμα	Ας συντάξουμε ένα διάγραμμα της αντίδρασης καύσης μιας οργανικής ένωσης, προσδιορίζοντας τον αριθμό των ατόμων άνθρακα, υδρογόνου και οξυγόνου ως «x», «y» και «z», αντίστοιχα: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Ας προσδιορίσουμε τις μάζες των στοιχείων που απαρτίζουν αυτή την ουσία. Τιμές σχετικών ατομικών μαζών που λαμβάνονται από τον Περιοδικό Πίνακα του D.I. Mendeleev, στρογγυλοποιήστε σε ακέραιους αριθμούς: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO2)×M(C) = ×M(C); m(Η) = η(Η)×Μ(Η) = 2×n(Η2Ο)×Μ(Η) = ×Μ(Η); Ας υπολογίσουμε τις μοριακές μάζες διοξειδίου του άνθρακα και νερού. Όπως είναι γνωστό, η μοριακή μάζα ενός μορίου είναι ίση με το άθροισμα των σχετικών ατομικών μαζών των ατόμων που αποτελούν το μόριο (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H2O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = ×12 = 7,2 g; m(H) = 2 × 16,2 / 18 × 1 = 1,8 g. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g. Ας προσδιορίσουμε τον χημικό τύπο της ένωσης: x:y:z = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(O)/Ar(O); x:y:z = 7,2/12:1,8/1:4,8/16; x:y:z = 0,6: 1,8: 0,3 = 2: 6: 1. Αυτό σημαίνει ότι ο απλούστερος τύπος της ένωσης είναι C 2 H 6 O και η μοριακή μάζα είναι 46 g/mol. Εννοια μοριακή μάζαΜια οργανική ουσία μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας την πυκνότητα υδρογόνου της: M ουσία = M(H 2) × D(H 2) ; M ουσία = 2 × 23 = 46 g/mol. M ουσία / M(C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1. Αυτό σημαίνει ότι ο τύπος της οργανικής ένωσης θα είναι C 2 H 6 O.
Απάντηση	C2H6O

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2

Ασκηση	Το κλάσμα μάζας του φωσφόρου σε ένα από τα οξείδια του είναι 56,4%. Η πυκνότητα ατμών του οξειδίου στον αέρα είναι 7,59. Προσδιορίστε τον μοριακό τύπο του οξειδίου.
Διάλυμα	Το κλάσμα μάζας του στοιχείου Χ σε ένα μόριο της σύνθεσης ΝΧ υπολογίζεται χρησιμοποιώντας τον ακόλουθο τύπο: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Ας υπολογίσουμε το κλάσμα μάζας του οξυγόνου στην ένωση: ω(Ο) = 100% - ω(Ρ) = 100% - 56,4% = 43,6%. Ας υποδηλώσουμε τον αριθμό των γραμμομορίων στοιχείων που περιλαμβάνονται στην ένωση ως «x» (φώσφορος), «y» (οξυγόνο). Στη συνέχεια, η μοριακή αναλογία θα μοιάζει με αυτό (οι τιμές των σχετικών ατομικών μαζών που λαμβάνονται από τον Περιοδικό Πίνακα του D.I. Mendeleev στρογγυλοποιούνται σε ακέραιους αριθμούς): x:y = ω(P)/Ar(P) : ω(O)/Ar(O); x:y = 56,4/31: 43,6/16; x:y = 1,82:2,725 = 1:1,5 = 2:3. Αυτό σημαίνει ότι ο απλούστερος τύπος για το συνδυασμό του φωσφόρου με το οξυγόνο θα είναι P 2 O 3 και μοριακή μάζα 94 g/mol. Η μοριακή μάζα μιας οργανικής ουσίας μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας την πυκνότητα αέρα της: M ουσία = M αέρα × D αέρα; M ουσία = 29 × 7,59 = 220 g/mol. Για να βρούμε τον αληθινό τύπο μιας οργανικής ένωσης, βρίσκουμε την αναλογία των μοριακών μαζών που προκύπτουν: M ουσία / M(P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. Αυτό σημαίνει ότι οι δείκτες των ατόμων φωσφόρου και οξυγόνου θα πρέπει να είναι 2 φορές υψηλότεροι, δηλ. ο τύπος της ουσίας θα είναι P 4 O 6.
Απάντηση	P4O6