Alle Stoffformeln der Chemie. Chemie alles, was Sie für die OGE wissen müssen
mehrere Grundkonzepte und Formeln.
Alle Stoffe haben unterschiedliche Masse, Dichte und Volumen. Ein Metallstück aus einem Element kann ein Vielfaches wiegen als genau gleich großes Stück aus einem anderen Metall.
Mol(Anzahl der Mol)
Bezeichnung: Mol, International: Mol ist eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes. Entspricht der Menge des enthaltenen Stoffes N / A Teilchen (Moleküle, Atome, Ionen) Daher wurde ein universeller Wert eingeführt - die Anzahl der Mol. Ein häufig vorkommender Satz in Aufgaben ist „es wurde empfangen ...“ Mol Substanz“
N / A= 6,02 1023
N / A ist Avogadros Zahl. Auch „Nummer nach Vereinbarung“. Wie viele Atome befinden sich in der Spitze eines Bleistifts? Ungefähr tausend. Es ist nicht bequem, mit solchen Werten zu arbeiten. Deshalb waren sich Chemiker und Physiker auf der ganzen Welt einig – bezeichnen wir 6,02 · 1023 Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen) als 1 Mol Substanzen.
1 Mol = 6,02 · 1023 Teilchen
Es war die erste der Grundformeln zur Lösung von Problemen.
Molmasse einer Substanz
Molmasse Materie ist die Masse von Eins Mol Substanz.
Wird als Herr bezeichnet. Sie befindet sich nach dem Periodensystem – das ist einfach die Summe der Atommassen eines Stoffes.
Wir bekommen zum Beispiel Schwefelsäure – H2SO4. Berechnen wir die Molmasse eines Stoffes: Atommasse H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g/mol.
Die zweite notwendige Formel zur Lösung von Problemen lautet
Massenformel:
Das heißt, um die Masse einer Substanz zu ermitteln, müssen Sie die Anzahl der Mol (n) kennen, und wir ermitteln die Molmasse aus dem Periodensystem.
Der Massenerhaltungssatz lautet Die Masse der Stoffe, die eine chemische Reaktion eingehen, ist immer gleich der Masse der gebildeten Stoffe.
Wenn wir die Masse(n) der Stoffe kennen, die eine Reaktion eingegangen sind, können wir die Masse(n) der Produkte dieser Reaktion ermitteln. Umgekehrt.
Die dritte Formel zur Lösung von Problemen in der Chemie lautet
Volumen der Materie:
Leider entspricht dieses Bild nicht unseren Richtlinien. Um mit dem Posten fortzufahren, löschen Sie bitte das Bild oder laden Sie ein anderes hoch.Woher kommt die Zahl 22,4? Aus Avogadros Gesetz:
Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck die gleiche Anzahl an Molekülen.
Nach dem Gesetz von Avogadro hat 1 Mol eines idealen Gases unter Normalbedingungen (n.o.) das gleiche Volumen Vm\u003d 22,413 996 (39) l
Das heißt, wenn uns in der Aufgabe normale Bedingungen gegeben sind, können wir, wenn wir die Anzahl der Mol (n) kennen, das Volumen der Substanz ermitteln.
Also, Grundformeln zur Lösung von Problemen in Chemie
Avogadros NummerN / A
6,02 1023 Teilchen
Menge der Substanz n (mol)
n=V\22,4 (l\mol)
Masse der Materie m (g)
Volumen der Materie V(l)
V=n 22,4 (l\mol)
Leider entspricht dieses Bild nicht unseren Richtlinien. Um mit dem Posten fortzufahren, löschen Sie bitte das Bild oder laden Sie ein anderes hoch.Das sind Formeln. Um Probleme zu lösen, muss man oft zunächst die Reaktionsgleichung schreiben und (unbedingt!) die Koeffizienten anordnen – ihr Verhältnis bestimmt das Molverhältnis im Prozess.
Chemie- die Wissenschaft von der Zusammensetzung, Struktur, Eigenschaften und Umwandlungen von Stoffen.
Atommolekulare Lehre. Stoffe bestehen aus chemischen Teilchen (Moleküle, Atome, Ionen), die eine komplexe Struktur haben und aus Elementarteilchen (Protonen, Neutronen, Elektronen) bestehen.
Atom- ein neutrales Teilchen, bestehend aus einem positiven Kern und Elektronen.
Molekül- eine stabile Gruppe von Atomen, die durch chemische Bindungen verbunden sind.
Chemisches Element Eine Atomart mit der gleichen Kernladung. Element bezeichnen
wobei X das Symbol des Elements ist, Z- die Seriennummer des Elements im Periodensystem der Elemente von D.I. Mendelejew, A- Massenzahl. Ordnungsnummer Z gleich der Ladung des Atomkerns, der Anzahl der Protonen im Atomkern und der Anzahl der Elektronen im Atom. Massenzahl A ist gleich der Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom. Die Anzahl der Neutronen ist gleich der Differenz A-Z
Isotope Atome desselben Elements mit unterschiedlichen Massenzahlen.
Relative Atommasse(A r) ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse eines Atoms eines Elements mit natürlicher Isotopenzusammensetzung zu 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C.
Relatives Molekulargewicht(M r) ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse eines Moleküls einer Substanz mit natürlicher Isotopenzusammensetzung zu 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C.
Atomare Masseneinheit(a.u.m) - 1/12 Teil der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 Jahre
Mol- die Menge eines Stoffes, die so viele Struktureinheiten (Atome, Moleküle, Ionen) enthält, wie Atome in 0,012 kg des Kohlenstoffisotops 12 C vorhanden sind. Mol- die Menge eines Stoffes, die 6,02 · 10 23 Struktureinheiten (Atome, Moleküle, Ionen) enthält.
n = N/N A, Wo N- Stoffmenge (Mol), N ist die Anzahl der Teilchen, a N / A ist die Avogadro-Konstante. Die Menge eines Stoffes kann auch mit dem Symbol v bezeichnet werden.
Avogadro-Konstante N A = 6,02 10 23 Partikel/mol.
MolmasseM(g/mol) – das Verhältnis der Masse eines Stoffes M(d) auf die Stoffmenge N(Mol):
M = m/n, Wo: m = M n Und n = m/M.
Molares GasvolumenV M(l/mol) – Verhältnis des Gasvolumens V(l) auf die Stoffmenge dieses Gases N(Mol). Unter normalen Bedingungen V M = 22,4 l/mol.
Normale Bedingungen: Temperatur t = 0°C bzw T = 273 K, Druck p = 1 atm = 760 mm. rt. Kunst. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.
V M = V/n, Wo: V = V M n Und n = V/V M .
Das Ergebnis ist eine allgemeine Formel:
n = m/M = V/V M = N/N A .
Äquivalent- ein reales oder bedingtes Teilchen, das mit einem Wasserstoffatom interagiert, es ersetzt oder ihm auf andere Weise entspricht.
Molmassenäquivalente M e- das Verhältnis der Masse eines Stoffes zur Anzahl der Äquivalente dieses Stoffes: M e = m/n (Gl) .
Bei Ladungsaustauschreaktionen ist die Molmasse von Stoffäquivalenten äquivalent
mit Molmasse M gleich: M e = М/(n ? m).
Bei Redoxreaktionen sind die Molmassenäquivalente eines Stoffes mit einer Molmasse M gleich: M e = M/n(e), Wo n(e) ist die Anzahl der übertragenen Elektronen.
Gesetz der Äquivalente– Die Massen der Reaktanten 1 und 2 sind proportional zu den Molmassen ihrer Äquivalente. m1/m2= M E1 / M E2, oder m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2, oder n 1 \u003d n 2, Wo m 1 Und m2 sind die Massen zweier Stoffe, M E1 Und M E2 sind die Molmassen der Äquivalente, n 1 Und Nr. 2- die Anzahl der Äquivalente dieser Stoffe.
Für Lösungen kann das Äquivalentgesetz in folgender Form geschrieben werden:
c E1 V 1 = c E2 V 2, Wo mit E1, mit E2, V 1 Und V 2- molare Konzentrationen von Äquivalenten und Volumina von Lösungen dieser beiden Substanzen.
Kombiniertes Gasgesetz: pV = nRT, Wo P– Druck (Pa, kPa), V- Volumen (m 3, l), N- die Menge der gasförmigen Substanz (Mol), T- Temperatur (K), T(K) = T(°C) + 273, R- konstant, R= 8,314 J / (K? mol), während J \u003d Pa m 3 \u003d kPa l.
2. Die Struktur des Atoms und das Periodengesetz
Welle-Teilchen-Dualität Materie – die Idee, dass jedes Objekt sowohl Wellen- als auch Korpuskulareigenschaften haben kann. Louis de Broglie schlug eine Formel vor, die die Wellen- und Teilcheneigenschaften von Objekten verknüpft: ? = h/(mV), Wo H ist Plancks Konstante, ? ist die Wellenlänge, die jedem Körper mit einer Masse entspricht M und Geschwindigkeit v. Obwohl Welleneigenschaften für alle Objekte existieren, können sie nur für Mikroobjekte beobachtet werden, deren Massen in der Größenordnung der Masse eines Atoms und eines Elektrons liegen.
Heisenberg-Unsicherheitsprinzip: ?(mV x) ?x > h/2n oder ?V x ?x > h/(2?m), Wo M ist die Masse des Teilchens, X ist seine Koordinate Vx- Geschwindigkeit in Richtung X, ?– Unsicherheit, Bestimmungsfehler. Das Unschärfeprinzip bedeutet, dass es unmöglich ist, gleichzeitig die Position (Koordinate) von anzugeben X) und Geschwindigkeit (Vx) Partikel.
Teilchen mit kleinen Massen (Atome, Kerne, Elektronen, Moleküle) sind im Sinne der Newtonschen Mechanik keine Teilchen und können von der klassischen Physik nicht untersucht werden. Sie werden von der Quantenphysik untersucht.
HauptquantenzahlN nimmt die Werte 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7 an, die den elektronischen Ebenen (Schichten) K, L, M, N, O, P und Q entsprechen.
Ebene- Raum, in dem sich Elektronen mit der gleichen Anzahl befinden N. Elektronen verschiedener Ebenen sind seit der Zahl räumlich und energetisch voneinander getrennt N bestimmt die Energie der Elektronen E(je mehr N, je mehr E) und Entfernung R zwischen Elektronen und Kern (je mehr N, je mehr R).
Orbitale (seitliche, azimutale) Quantenzahll nimmt Werte abhängig von der Zahl an n:l= 0, 1,…(N- 1). Zum Beispiel, wenn n= 2 also l = 0,1; Wenn n= 3 also l = 0, 1, 2. Zahl l charakterisiert die Unterebene (Sublayer).
Unterebene- der Raum, in dem sich die Elektronen mit Sicherheit befinden N Und l. Abhängig von der Anzahl werden Unterebenen dieser Ebene bezeichnet l:s- Wenn l = 0, P- Wenn l = 1, D- Wenn l = 2, F- Wenn l = 3. Abhängig von den Zahlen werden Unterebenen eines bestimmten Atoms bezeichnet N Und lch, Beispiel: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) usw. Die Unterebenen einer bestimmten Ebene haben unterschiedliche Energien (je mehr lch, je mehr E): E s< E < Е А < … und unterschiedliche Formen der Orbitale, aus denen diese Unterebenen bestehen: Das s-Orbital hat die Form einer Kugel, P-Orbital hat die Form einer Hantel usw.
Magnetische Quantenzahlm 1 charakterisiert die Ausrichtung des magnetischen Orbitalmoments gleich lch, im Raum relativ zum äußeren Magnetfeld und nimmt die Werte an: – l,…-1, 0, 1,…l, d.h. insgesamt (2l + 1) Wert. Zum Beispiel, wenn l = 2 also m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.
Orbital(Teil einer Unterebene) – der Raum, in dem sich mit Sicherheit Elektronen befinden (nicht mehr als zwei). n, l, m 1 . Unterebene enthält 2l+1 Orbital. Zum Beispiel, D– Die Unterebene enthält fünf d-Orbitale. Orbitale derselben Unterebene mit unterschiedlichen Nummern m 1 , haben die gleiche Energie.
Magnetische SpinzahlMS charakterisiert die Ausrichtung des intrinsischen magnetischen Moments des Elektrons s, gleich?, relativ zum äußeren Magnetfeld und nimmt zwei Werte an: +? Und _ ?.
Elektronen in einem Atom besetzen Ebenen, Unterebenen und Orbitale gemäß den folgenden Regeln.
Paulis Regel: Zwei Elektronen in einem Atom können nicht vier identische Quantenzahlen haben. Sie müssen sich um mindestens eine Quantenzahl unterscheiden.
Aus der Pauli-Regel folgt, dass ein Orbital nicht mehr als zwei Elektronen, eine Unterebene nicht mehr als 2(2l + 1) Elektronen und eine Ebene nicht mehr als enthalten kann 2n 2 Elektronen.
Klechkovskys Regel: Die Befüllung elektronischer Unterebenen erfolgt in aufsteigender Reihenfolge der Menge (n+l), und zwar in gleicher Höhe (n+l)- in aufsteigender Reihenfolge der Nummer N.
Grafische Form der Klechkovsky-Regel.
Nach der Klechkovsky-Regel erfolgt das Füllen der Unterebenen in der folgenden Reihenfolge: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Obwohl das Füllen von Unterebenen nach der Klechkovsky-Regel erfolgt, werden in der elektronischen Formel Unterebenen nacheinander nach Ebenen geschrieben: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f usw. Somit lautet die elektronische Formel des Bromatoms wie folgt: Br (35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .
Die elektronischen Konfigurationen einer Reihe von Atomen weichen von denen ab, die durch die Klechkovsky-Regel vorhergesagt werden. Also für Cr und Cu:
Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 und Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.
Hunds (Gunds) Regel: Die Füllung der Orbitale einer bestimmten Unterebene erfolgt so, dass der Gesamtspin maximal ist. Die Orbitale einer bestimmten Unterebene werden zunächst mit einem Elektron gefüllt.
Elektronische Konfigurationen von Atomen können durch Ebenen, Unterebenen und Orbitale beschrieben werden. Beispielsweise kann die elektronische Formel P(15e) geschrieben werden:
a) nach Stufen)2)8)5;
b) nach Unterebenen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;
c) durch Orbitale
Beispiele für elektronische Formeln einiger Atome und Ionen:
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. Chemische Bindung
3.1. Valenzbindungsmethode
Nach der Methode der Valenzbindungen wird die Bindung zwischen den Atomen A und B durch ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet.
kovalente Bindung. Donor-Akzeptor-Verbindung.Die Wertigkeit charakterisiert die Fähigkeit von Atomen, chemische Bindungen zu bilden, und entspricht der Anzahl der von einem Atom gebildeten chemischen Bindungen. Nach der Methode der Valenzbindungen ist die Valenz gleich der Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare, und im Fall einer kovalenten Bindung ist die Valenz gleich der Anzahl der ungepaarten Elektronen auf der äußeren Ebene eines Atoms in seinem Grund- oder Anregungszustand Zustände.
Wertigkeit von AtomenZum Beispiel für Kohlenstoff und Schwefel:
Sättigungsfähigkeit Kovalente Bindung: Atome gehen eine begrenzte Anzahl von Bindungen ein, die ihrer Wertigkeit entspricht.
Hybridisierung von Atomorbitalen– Vermischung von Atomorbitalen (AO) verschiedener Unterebenen des Atoms, deren Elektronen an der Bildung äquivalenter?-Bindungen beteiligt sind. Die Äquivalenz von Hybridorbitalen (HO) erklärt die Äquivalenz der gebildeten chemischen Bindungen. Im Fall eines vierwertigen Kohlenstoffatoms gibt es beispielsweise eines 2s– und drei 14 Uhr-Elektron. Um die Äquivalenz der vier?-Bindungen zu erklären, die durch Kohlenstoff in den Molekülen CH 4, CF 4 usw. gebildet werden, wird die atomare Bindung verwendet S- und drei R- Orbitale werden durch vier äquivalente Hybride ersetzt S. 3-Orbitale:
Orientierung Eine kovalente Bindung besteht darin, dass sie in Richtung der maximalen Überlappung der Orbitale gebildet wird, die ein gemeinsames Elektronenpaar bilden.
Abhängig von der Art der Hybridisierung haben Hybridorbitale eine bestimmte räumliche Anordnung:
sp– linear, der Winkel zwischen den Achsen der Orbitale beträgt 180°;
S. 2– dreieckig, die Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 120°;
S. 3– tetraedrisch, die Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 109°;
sp 3 d 1– trigonal-bipyramidal, Winkel 90° und 120°;
sp2d1– quadratisch, die Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 90°;
sp 3 d 2– Oktaeder, die Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 90°.
3.2. Theorie der Molekülorbitale
Nach der Theorie der Molekülorbitale besteht ein Molekül aus Kernen und Elektronen. In Molekülen befinden sich Elektronen in Molekülorbitalen (MOs). Die MO der äußeren Elektronen haben eine komplexe Struktur und werden als lineare Kombination der äußeren Orbitale der Atome betrachtet, aus denen das Molekül besteht. Die Anzahl der gebildeten MOs entspricht der Anzahl der an ihrer Bildung beteiligten AOs. Die Energien von MOs können niedriger (bindende MOs), gleich (nichtbindende MOs) oder höher (lockernde, antibindende MOs) sein als die Energien der AOs, die sie bilden.
JSC-Interaktionsbedingungen
1. AO interagieren, wenn sie ähnliche Energien haben.
2. AOs interagieren, wenn sie sich überschneiden.
3. AO interagieren, wenn sie die entsprechende Symmetrie haben.
Für ein zweiatomiges AB-Molekül (oder jedes lineare Molekül) kann die MO-Symmetrie sein:
Wenn ein gegebenes MO eine Symmetrieachse hat,
Wenn ein gegebenes MO eine Symmetrieebene hat,
Wenn MO zwei senkrechte Symmetrieebenen hat.
Das Vorhandensein von Elektronen auf bindenden MOs stabilisiert das System, da es die Energie des Moleküls im Vergleich zur Energie der Atome verringert. Die Stabilität eines Moleküls wird charakterisiert Verbindungsreihenfolge n, gleich: n = (n sv – n res) / 2, Wo n sv und n res - die Anzahl der Elektronen in bindenden und lösenden Orbitalen.
Die Füllung eines MO mit Elektronen erfolgt nach den gleichen Regeln wie die Füllung eines AO in einem Atom, nämlich: der Pauli-Regel (es dürfen nicht mehr als zwei Elektronen auf einem MO sein), der Hund-Regel (der Gesamtspin muss sein). Maximum) usw.
Die Wechselwirkung von 1s-AO-Atomen der ersten Periode (H und He) führt zur Bildung eines bindenden?-MO und eines lockernden?*-MO:
Elektronische Formeln von Molekülen, Bindungsordnungen N, experimentelle Bindungsenergien E und intermolekulare Abstände R für zweiatomige Moleküle aus Atomen der ersten Periode sind in der folgenden Tabelle angegeben:
Andere Atome der zweiten Periode enthalten neben 2s-AO auch 2p x -, 2p y - und 2p z -AO, die bei Wechselwirkung ?- und ?-MO bilden können. Für die O-, F- und Ne-Atome unterscheiden sich die Energien von 2s– und 2p-AO deutlich, und die Wechselwirkung zwischen dem 2s-AO eines Atoms und dem 2p-AO eines anderen Atoms kann unter Berücksichtigung der Wechselwirkung zwischen ihnen vernachlässigt werden die 2s-AO zweier Atome getrennt von der Wechselwirkung ihrer 2p-AO. Das MO-Schema für O 2 , F 2 , Ne 2-Moleküle hat die folgende Form:
Bei B-, C- und N-Atomen liegen die Energien von 2s– und 2p-AO nahe beieinander, und das 2s-AO eines Atoms interagiert mit dem 2p z-AO eines anderen Atoms. Daher unterscheidet sich die Reihenfolge der MO in den Molekülen B 2 , C 2 und N 2 von der Reihenfolge der MO in den Molekülen O 2 , F 2 und Ne 2 . Nachfolgend finden Sie das MO-Schema für B2-, C2- und N2-Moleküle:
Basierend auf den obigen MO-Schemata kann man beispielsweise die elektronischen Formeln der Moleküle O 2 , O 2 + und O 2 ? aufschreiben:
O 2 + (11e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)
n = 2 R = 0,121 nm;
O 2 (12e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *1)
n = 2,5 R = 0,112 nm;
O2?(13e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *2 ? y *1)
n = 1,5 R = 0,126 nm.
Im Fall des O 2 -Moleküls lässt die MO-Theorie die größere Stärke dieses Moleküls vorhersehen, da n = 2, die Art der Änderung der Bindungsenergien und Kernabstände in der Reihe O 2 + – O 2 – O 2 ? sowie der Paramagnetismus des O 2-Moleküls, auf dessen oberem MO sich zwei ungepaarte Elektronen befinden.
3.3. Einige Arten von Verbindungen
Ionenverbindung– elektrostatische Bindung zwischen Ionen entgegengesetzter Ladung. Eine Ionenbindung kann als Extremfall einer kovalenten polaren Bindung betrachtet werden. Eine Ionenbindung entsteht, wenn der Unterschied in der Elektronegativität der Atome ?X größer als 1,5–2,0 ist.
Ionenbindung ist ungerichtet, nicht sättigbar Verbindung. In einem NaCl-Kristall wird das Na + -Ion von allen Cl-Ionen angezogen? und wird von allen anderen Na+-Ionen abgestoßen, unabhängig von der Wechselwirkungsrichtung und der Anzahl der Ionen. Dies bedingt die größere Stabilität von Ionenkristallen im Vergleich zu Ionenmolekülen.
Wasserstoffverbindung- die Bindung zwischen dem Wasserstoffatom eines Moleküls und dem elektronegativen Atom (F, CI, N) eines anderen Moleküls.
Die Existenz einer Wasserstoffbrücke erklärt die anomalen Eigenschaften von Wasser: Der Siedepunkt von Wasser ist viel höher als der seiner chemischen Gegenstücke: t Ballen (H 2 O) = 100 ° C und t Ballen (H 2 S) = - 61°C. Zwischen H 2 S-Molekülen bilden sich keine Wasserstoffbrückenbindungen.
4. Muster des Ablaufs chemischer Prozesse
4.1. Thermochemie
Energie(E)- die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten. Mechanische Arbeit (A) wird beispielsweise von Gas bei seiner Expansion verrichtet: A \u003d p?V.
Reaktionen, die mit der Aufnahme von Energie einhergehen - endothermisch.
Reaktionen, die unter Freisetzung von Energie ablaufen exotherm.
Energiearten: Wärme, Licht, elektrische, chemische, nukleare Energie usw.
Energiearten: Kinetik und Potenzial.
Kinetische Energie- die Energie eines sich bewegenden Körpers, das ist die Arbeit, die ein Körper leisten kann, bevor er zur Ruhe kommt.
Hitze (Q)– eine Art kinetischer Energie – verbunden mit der Bewegung von Atomen und Molekülen. Beim Verabreichen einer Masse an den Körper (M) und spezifische Wärmekapazität (c) der Wärme? Q steigt ihre Temperatur um einen Betrag? t: ?Q = m mit ?t, Wo? t = ?Q/(ct).
Potenzielle Energie- die Energie, die der Körper durch eine Änderung seiner Position im Raum oder seiner Bestandteile erhält. Die Energie chemischer Bindungen ist eine Art potentielle Energie.
Erster Hauptsatz der Thermodynamik: Energie kann von einer Form in eine andere übergehen, aber nicht verschwinden oder entstehen.
Innere Energie (U) - die Summe der kinetischen und potentiellen Energien der Teilchen, aus denen der Körper besteht. Die bei der Reaktion absorbierte Wärme entspricht der Differenz zwischen der inneren Energie der Reaktionsprodukte und der Reaktanten (Q \u003d? U \u003d U 2 - U 1), vorausgesetzt, dass das System keine Arbeiten an der Umgebung durchgeführt hat. Wenn die Reaktion bei konstantem Druck abläuft, arbeiten die freigesetzten Gase tatsächlich gegen die Kräfte des Außendrucks und die während der Reaktion aufgenommene Wärme entspricht der Summe der Änderungen der inneren Energie ?U und Arbeit A \u003d p?V. Diese bei konstantem Druck aufgenommene Wärme wird als Enthalpieänderung bezeichnet: H = ?U + p?V, definieren Enthalpie Wie H = U + pV. Reaktionen flüssiger und fester Stoffe verlaufen ohne nennenswerte Volumenänderung (?V= 0), was ist also der Grund für diese Reaktionen? H nahe bei ?U (?H = ?U). Für Reaktionen mit Volumenänderung gilt ?H > ?U wenn eine Erweiterung im Gange ist, und ?H< ?U wenn die Komprimierung läuft.
Die Enthalpieänderung wird üblicherweise auf den Standardzustand der Materie zurückgeführt: d. h. für einen reinen Stoff in einem bestimmten (festen, flüssigen oder gasförmigen) Zustand, bei einem Druck von 1 atm = 101 325 Pa, einer Temperatur von 298 K und a Stoffkonzentration 1 mol/l.
Standardbildungsenthalpie? H arr- die Wärme, die bei der Bildung von 1 Mol eines Stoffes aus den einfachen Stoffen, aus denen er besteht, unter Standardbedingungen freigesetzt oder absorbiert wird. Zum Beispiel, ?N arr(NaCl) = -411 kJ/mol. Das bedeutet, dass bei der Reaktion Na(tv) + ?Cl 2 (g) = NaCl(tv) bei der Bildung von 1 Mol NaCl 411 kJ Energie freigesetzt werden.
Standardreaktionsenthalpie?- Enthalpieänderung während einer chemischen Reaktion, wird durch die Formel bestimmt: ?H = ?N arr(Produkte) - ?N arr(Reagenzien).
Also für die Reaktion NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), wissend? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol,? H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol und? H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol wir haben:
H =? H o 6 p (NH 4 Cl) -? H o 6 p (NH 3) -? H o 6 p (HCl) = -315 - (-46) - (-92) = -177 kJ.
Wenn? H< 0 ist die Reaktion exotherm. Wenn? H > 0 ist die Reaktion endotherm.
Gesetz Hess: Die Standardreaktionsenthalpie hängt von den Standardenthalpien der Reaktanten und Produkte ab und ist nicht vom Reaktionsweg abhängig.
Spontane Prozesse können nicht nur exotherm sein, also Prozesse mit Energieabfall (?H< 0), es kann sich aber auch um endotherme Prozesse, also Prozesse mit Energiezuwachs, handeln (?H > 0). Bei all diesen Prozessen nimmt die „Unordnung“ des Systems zu.
EntropieS ist eine physikalische Größe, die den Grad der Systemstörung charakterisiert. S ist die Standardentropie, ?S ist die Änderung der Standardentropie. Wenn?S > 0, nimmt die Störung zu, wenn AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Für Prozesse, bei denen die Anzahl der Teilchen abnimmt, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:
CaO (tv) + H 2 O (l) = Ca (OH) 2 (tv),? S< 0;
CaCO 3 (tv) = CaO (tv) + CO 2 (g), ?S\u003e 0.
Prozesse laufen spontan unter Energiefreisetzung ab, d.h. wofür? H< 0, und mit einer Zunahme der Entropie, d. h. für welche?S > 0. Die Berücksichtigung beider Faktoren führt zu einem Ausdruck für Gibbs-Energie: G = H – TS oder? G \u003d? H - T? S. Reaktionen, bei denen die Gibbs-Energie abnimmt, d. h. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, spontan nicht gehen. Die Bedingung ?G = 0 bedeutet, dass sich ein Gleichgewicht zwischen den Produkten und den Reaktanten eingestellt hat.
Bei niedriger Temperatur, wenn der Wert T nahe Null liegt, finden seitdem nur exotherme Reaktionen statt T?S– wenige und? G = ? H< 0. Bei hohen Temperaturen betragen die Werte T?S groß und unter Vernachlässigung der Größe? H, wir haben? G = – T?S, d.h. es treten spontan Prozesse mit zunehmender Entropie auf, für die ?S > 0 und ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.
Der Wert von AG für eine bestimmte Reaktion kann durch die Formel bestimmt werden:
G = ?С arr (Produkte) – ?G o b p (Reagenzien).
In diesem Fall sind die Werte ?G o br, sowie? H arr und? S o br für eine Vielzahl von Stoffen sind in speziellen Tabellen angegeben.
4.2. Chemische Kinetik
Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion(v) wird durch die Änderung der molaren Konzentration der Reaktanten pro Zeiteinheit bestimmt:
Wo v ist die Reaktionsgeschwindigkeit, s ist die molare Konzentration des Reagens, T- Zeit.
Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Art der Reaktanten und den Reaktionsbedingungen (Temperatur, Konzentration, Anwesenheit eines Katalysators usw.) ab.
Einfluss der Konzentration. IN Bei einfachen Reaktionen ist die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten, gemessen in Potenzen, die ihren stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen.
Zur Reaktion
wobei 1 und 2 jeweils die Richtung der Vorwärts- und Rückreaktionen sind:
v 1 \u003d k 1? [Bin? [B]n und
v 2 \u003d k 2? [C]p? [D] q
Wo v- schnelle Reaktion, k ist die Geschwindigkeitskonstante, [A] ist die molare Konzentration der Substanz A.
Reaktionsmolekularität ist die Anzahl der am Elementarvorgang der Reaktion beteiligten Moleküle. Für einfache Reaktionen, zum Beispiel: mA + nB> pC + qD, Die Molekularität ist gleich der Summe der Koeffizienten (m + n). Reaktionen können einmolekular, zweimolekular und selten dreimolekular sein. Höhermolekulare Reaktionen finden nicht statt.
Reaktionsreihenfolge ist gleich der Summe der Indikatoren der Konzentrationsgrade im experimentellen Ausdruck der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion. Also für eine komplexe Reaktion
mA + nB > рС + qD Der experimentelle Ausdruck für die Reaktionsgeschwindigkeit hat die Form
v 1 = k1? [A] ? ? [IN] ? und die Reaktionsreihenfolge ist (? + ?). Dabei? Und? sind experimentell und stimmen möglicherweise nicht mit ihnen überein M Und N bzw. da die Gleichung einer komplexen Reaktion das Ergebnis mehrerer einfacher Reaktionen ist.
Der Einfluss der Temperatur. Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt von der Anzahl effektiver Kollisionen von Molekülen ab. Eine Erhöhung der Temperatur erhöht die Anzahl der aktiven Moleküle und gibt ihnen die für den Ablauf der Reaktion erforderliche Energie. Aktivierungsenergie E wirken und erhöhen die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.
Van't Hoffs Regel. Bei einer Temperaturerhöhung um 10° erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit um den Faktor 2–4. Mathematisch wird dies wie folgt geschrieben:
v2 = v1? ?(t 2 - t 1) / 10
wobei v 1 und v 2 die Reaktionsgeschwindigkeiten bei der Anfangstemperatur (t 1) und der Endtemperatur (t 2) sind, ? - der Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit, der angibt, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Temperaturerhöhung um 10 ° zunimmt.
Genauer gesagt wird die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur ausgedrückt als Arrhenius-Gleichung:
k = A? e - E/(RT) ,
Wo k ist die Geschwindigkeitskonstante, A- konstant, unabhängig von der Temperatur, e = 2,71828, E ist die Aktivierungsenergie, R= 8,314 J/(K? mol) – Gaskonstante; T– Temperatur (K). Es ist zu erkennen, dass die Geschwindigkeitskonstante mit steigender Temperatur und abnehmender Aktivierungsenergie zunimmt.
4.3. Chemisches Gleichgewicht
Ein System befindet sich im Gleichgewicht, wenn sich sein Zustand im Laufe der Zeit nicht ändert. Die Gleichheit der Geschwindigkeiten der Direkt- und Rückreaktion ist eine Voraussetzung für die Aufrechterhaltung des Gleichgewichts des Systems.
Ein Beispiel für eine reversible Reaktion ist die Reaktion
N 2 + 3H 2 - 2NH 3.
Massenklagegesetz: das Verhältnis des Produkts der Konzentrationen der Reaktionsprodukte zum Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe (alle Konzentrationen sind in Potenzen angegeben, die ihren stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen) wird als Konstante bezeichnet Gleichgewichtskonstante.
Die Gleichgewichtskonstante ist ein Maß für den Verlauf einer direkten Reaktion.
K = O – keine direkte Reaktion;
K =? - die direkte Reaktion geht bis zum Ende;
K > 1 - der Saldo wird nach rechts verschoben;
ZU< 1 - die Balance wird nach links verschoben.
Reaktionsgleichgewichtskonstante ZU hängt mit der Änderung der Standard-Gibbs-Energie?G für dieselbe Reaktion zusammen:
G= – RT ln K, oder ?g= -2,3RT lg K, oder K= 10 -0,435?G/RT
Wenn K > 1, dann lg K> 0 und?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.
Wenn ZU< 1, dann lg K < 0 и?G >0, d.h. verschiebt sich das Gleichgewicht nach links, dann verläuft die Reaktion nicht spontan nach rechts.
Gleichgewichtsverschiebungsgesetz: Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt, entsteht im System ein Prozess, der dem äußeren Einfluss entgegenwirkt.
5. Redoxreaktionen
Redoxreaktionen- Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen von Elementen einhergehen.
Oxidation ist der Vorgang der Abgabe von Elektronen.
Erholung ist der Prozess des Hinzufügens von Elektronen.
Oxidationsmittel Ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen aufnimmt.
Reduktionsmittel Ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen abgibt.
Oxidationsmittel, die Elektronen aufnehmen, gehen in die reduzierte Form über:
F2 [ca. ] + 2e > 2F? [ausruhen.].
Reduktionsmittel, die Elektronen abgeben, gehen in die oxidierte Form über:
Na 0 [wiederherstellen ] – 1e > Na + [ungefähr].
Das Gleichgewicht zwischen der oxidierten und reduzierten Form ist gekennzeichnet durch Nernst-Gleichungen für Redoxpotential:
Wo E 0 ist der Standardwert des Redoxpotentials; N ist die Anzahl der übertragenen Elektronen; [ausruhen. ] und [ca. ] sind die molaren Konzentrationen der Verbindung in der reduzierten bzw. oxidierten Form.
Werte der Standardelektrodenpotentiale E 0 werden in Tabellen angegeben und charakterisieren die oxidierenden und reduzierenden Eigenschaften der Verbindungen: Je positiver der Wert E 0, Je stärker die oxidierenden Eigenschaften und desto negativer der Wert E 0, desto stärker sind die restaurativen Eigenschaften.
Zum Beispiel für F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 Volt und für Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 Volt (der Vorgang wird bei Reduktionsreaktionen immer aufgezeichnet).
Die Redoxreaktion ist eine Kombination aus zwei Halbreaktionen, Oxidation und Reduktion, und ist durch eine elektromotorische Kraft (EMK) gekennzeichnet. E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 Wiederherstellung, Wo E 0 ok Und? E 0 Wiederherstellung sind die Standardpotentiale des Oxidationsmittels und des Reduktionsmittels für die gegebene Reaktion.
EMK Reaktionen? E 0 hängt mit der Änderung der freien Gibbs-Energie?G und der Gleichgewichtskonstante der Reaktion zusammen ZU:
?G = –nF?E 0 oder? E = (RT/nF) ln K.
EMK Reaktionen bei nicht standardmäßigen Konzentrationen? E ist gleich: ? E =?E 0 - (RT / nF)? Ich G K oder? E =?E 0 -(0,059/N)lg K.
Im Falle des Gleichgewichts? G \u003d 0 und? E \u003d 0, wo? E =(0,059/n)lg K Und K = 10n?E/0,059.
Für den spontanen Ablauf der Reaktion müssen folgende Beziehungen erfüllt sein: ?G< 0 или K >> 1, dass die Bedingung übereinstimmt? E 0> 0. Um die Möglichkeit einer bestimmten Redoxreaktion zu bestimmen, ist es daher notwendig, den Wert zu berechnen? E 0 . Wenn? E 0 > 0, die Reaktion läuft. Wenn? E 0< 0, es erfolgt keine Reaktion.
Chemische StromquellenGalvanische Zellen Geräte, die die Energie einer chemischen Reaktion in elektrische Energie umwandeln.
Daniels galvanische Zelle besteht aus Zink- und Kupferelektroden, die jeweils in ZnSO 4 - und CuSO 4 -Lösungen eingetaucht sind. Elektrolytlösungen kommunizieren durch eine poröse Trennwand. Gleichzeitig erfolgt an der Zinkelektrode eine Oxidation: Zn > Zn 2+ + 2e und an der Kupferelektrode eine Reduktion: Cu 2+ + 2e > Cu. Im Allgemeinen läuft die Reaktion ab: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.
Anode- die Elektrode, an der die Oxidation stattfindet. Kathode- die Elektrode, an der die Reduktion stattfindet. Bei galvanischen Zellen ist die Anode negativ und die Kathode positiv geladen. In den Elementdiagrammen werden das Metall und die Lösung durch eine vertikale Linie getrennt, und zwei Lösungen werden durch eine doppelte vertikale Linie getrennt.
Für die Reaktion Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu lautet die Schaltung der galvanischen Zelle also: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).
Die elektromotorische Kraft (EMK) der Reaktion beträgt? E 0 \u003d E 0 ok - E 0 Wiederherstellung= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,10 V. Aufgrund von Verlusten wird die vom Element erzeugte Spannung etwas geringer sein als? E 0 . Wenn die Konzentrationen der Lösungen von den Standardkonzentrationen abweichen und 1 mol/l betragen, dann E 0 ok Und E 0 Wiederherstellung werden nach der Nernst-Gleichung berechnet und anschließend die EMK berechnet. entsprechende galvanische Zelle.
trockenes Element besteht aus einem Zinkkörper, NH 4 Cl-Paste mit Stärke oder Mehl, einer Mischung aus MnO 2 mit Graphit und einer Graphitelektrode. Im Laufe seiner Arbeit findet folgende Reaktion statt: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.
Elementdiagramm: (-)Zn | NH4Cl | MnO 2 , C(+). EMK Element - 1,5 V.
Batterien. Eine Bleibatterie besteht aus zwei Bleiplatten, die in eine 30 %ige Schwefelsäurelösung getaucht und mit einer Schicht aus unlöslichem PbSO 4 bedeckt sind. Beim Laden des Akkus laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:
PbSO 4 (tv) + 2e > Pb (tv) + SO 4 2-
PbSO 4 (tv) + 2H 2 O > РbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e
Beim Entladen der Batterie laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:
Pb(tv) + SO 4 2-> PbSO 4 (tv) + 2e
РbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e> PbSO 4 (tv) + 2Н 2 O
Die Gesamtreaktion kann wie folgt geschrieben werden:
Um zu funktionieren, muss die Batterie regelmäßig aufgeladen und die Schwefelsäurekonzentration kontrolliert werden, die während des Batteriebetriebs leicht abnehmen kann.
6. Lösungen
6.1. Lösungskonzentration
Massenanteil einer Substanz in Lösung w ist gleich dem Verhältnis der Masse des gelösten Stoffes zur Masse der Lösung: w \u003d m in-va / m Lösung oder w = m in-va / (V ? ?), als m p-ra \u003d V p-pa? ?r-ra.
Molare Konzentration Mit ist gleich dem Verhältnis der Molzahl des gelösten Stoffes zum Volumen der Lösung: c = n(Mol)/ V(l) oder c = m/(M? V( l )).
Molare Konzentration von Äquivalenten (normale oder äquivalente Konzentration) mit z ist gleich dem Verhältnis der Anzahl der Äquivalente des gelösten Stoffes zum Volumen der Lösung: mit e = n(Mol-Äquiv.)/ V(l) oder mit e \u003d m / (M e? V (l)).
6.2. Elektrolytische Dissoziation
Elektrolytische Dissoziation– Zersetzung des Elektrolyten in Kationen und Anionen unter Einwirkung polarer Lösungsmittelmoleküle.
Grad der Dissoziation? ist das Verhältnis der Konzentration dissoziierter Moleküle (c diss) zur Gesamtkonzentration gelöster Moleküle (c vol): ? = s diss / s rev.
Elektrolyte können unterteilt werden in stark(?~1) und schwach.
Starke Elektrolyte(für sie? ~ 1) - wasserlösliche Salze und Basen sowie einige Säuren: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 und andere.
Schwache Elektrolyte(für Sie?<< 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.
Ionenreaktionsgleichungen. IN In ionischen Reaktionsgleichungen werden starke Elektrolyte als Ionen und schwache Elektrolyte sowie schwerlösliche Stoffe und Gase als Moleküle geschrieben. Zum Beispiel:
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 ^
Reaktionen zwischen Ionen gehen in Richtung der Bildung einer Substanz, die weniger Ionen abgibt, also in Richtung eines schwächeren Elektrolyten oder einer weniger löslichen Substanz.
6.3. Dissoziation schwacher Elektrolyte
Wenden wir das Massenwirkungsgesetz auf das Gleichgewicht zwischen Ionen und Molekülen in einer Lösung eines schwachen Elektrolyten wie Essigsäure an:
CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +
Die Gleichgewichtskonstanten von Dissoziationsreaktionen werden aufgerufen Dissoziationskonstanten. Dissoziationskonstanten charakterisieren die Dissoziation schwacher Elektrolyte: Je kleiner die Konstante, desto weniger dissoziiert der schwache Elektrolyt, desto schwächer ist er.
Mehrbasige Säuren dissoziieren in Schritten:
H 3 PO 4 - H + + H 2 PO 4?
Die Gleichgewichtskonstante der gesamten Dissoziationsreaktion ist gleich dem Produkt der Konstanten der einzelnen Dissoziationsstufen:
H 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-
Ostwalds Verdünnungsgesetz: Der Dissoziationsgrad eines schwachen Elektrolyten (a) nimmt mit abnehmender Konzentration zu, d. h. bei Verdünnung:
Einfluss eines gemeinsamen Ions auf die Dissoziation eines schwachen Elektrolyten: Die Zugabe eines gemeinsamen Ions verringert die Dissoziation eines schwachen Elektrolyten. Also bei Zugabe einer schwachen Elektrolytlösung CH 3 COOH
CH 3 COOH - CH 3 COО? + H + ?<< 1
ein starker Elektrolyt, der ein mit CH 3 COOH gemeinsames Ion enthält, d. h. ein Acetat-Ion, zum Beispiel CH 3 COONa
CH 3 COONa - CH 3 COO? +Na+? = 1
die Konzentration des Acetat-Ions nimmt zu und das Gleichgewicht der Dissoziation von CH 3 COOH verschiebt sich nach links, d. h. die Dissoziation der Säure nimmt ab.
6.4. Dissoziation starker Elektrolyte
Ionenaktivität A ist die Konzentration eines Ions, die sich in seinen Eigenschaften äußert.
AktivitätsfaktorF ist das Verhältnis der Ionenaktivität A sich konzentrieren mit: F= Klimaanlage oder A = f.c.
Wenn f = 1, dann sind die Ionen frei und interagieren nicht miteinander. Dies geschieht in sehr verdünnten Lösungen, in Lösungen schwacher Elektrolyte usw.
Wenn f< 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.
Der Aktivitätskoeffizient hängt von der Ionenstärke der Lösung I ab: Je größer die Ionenstärke, desto niedriger der Aktivitätskoeffizient.
Ionenstärke der Lösung ICH hängt von den Gebühren ab z und Konzentrationen von Ionen:
Ich= 0,52?s z2.
Der Aktivitätskoeffizient hängt von der Ladung des Ions ab: Je größer die Ladung des Ions, desto niedriger ist der Aktivitätskoeffizient. Mathematisch gesehen ist die Abhängigkeit vom Aktivitätskoeffizienten F aus der Ionenstärke ICH und Ionenladung z wird mit der Debye-Hückel-Formel geschrieben:
Ionenaktivitätskoeffizienten können anhand der folgenden Tabelle bestimmt werden:
6.5 Ionenprodukt von Wasser. Wasserstoffanzeige
Wasser, ein schwacher Elektrolyt, dissoziiert unter Bildung von H+- und OH?-Ionen. Diese Ionen sind hydratisiert, also mit mehreren Wassermolekülen verbunden, der Einfachheit halber werden sie jedoch in nicht hydratisierter Form geschrieben
H 2 O - H + + OH?.
Basierend auf dem Massenwirkungsgesetz gilt für dieses Gleichgewicht:
Die Konzentration der Wassermoleküle [H 2 O], also die Anzahl der Mol in 1 Liter Wasser, kann als konstant angesehen werden und entspricht [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol / l. Von hier:
ZU[H 2 O] = ZU(H 2 O ) = [H + ] = 10 -14 (22°C).
Ionisches Produkt von Wasser– das Produkt der Konzentrationen [H + ] und – ist ein konstanter Wert bei konstanter Temperatur und gleich 10 -14 bei 22°C.
Das Ionenprodukt von Wasser nimmt mit steigender Temperatur zu.
PH Wert ist der negative Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen: pH = – lg. Analog: pOH = – lg.
Der Logarithmus des Ionenprodukts von Wasser ergibt: pH + pOH = 14.
Der pH-Wert charakterisiert die Reaktion des Mediums.
Wenn pH = 7, dann ist [H + ] = ein neutrales Medium.
Wenn pH< 7, то [Н + ] >- saures Milieu.
Wenn pH > 7, dann [H + ]< – щелочная среда.
6.6. Pufferlösungen
Pufferlösungen sind Lösungen, die eine bestimmte Konzentration an Wasserstoffionen aufweisen. Der pH-Wert dieser Lösungen ändert sich bei Verdünnung nicht und ändert sich kaum, wenn geringe Mengen Säuren und Laugen zugesetzt werden.
I. Eine Lösung einer schwachen Säure HA, Konzentration – aus Säure, und ihrer Salze mit einer starken Base BA, Konzentration – aus Salz. Ein Acetatpuffer ist beispielsweise eine Lösung aus Essigsäure und Natriumacetat: CH 3 COOH + CHgCOONa.
pH = pK sauer + lg (Salz /s sauer).
II. Eine Lösung einer schwachen Base BOH, Konzentration – mit basischem, und ihrer Salze mit einer starken Säure BA, Konzentration – mit Salz. Ein Ammoniakpuffer ist beispielsweise eine Lösung aus Ammoniumhydroxid und Ammoniumchlorid NH 4 OH + NH 4 Cl.
pH = 14 - рК basisch - lg (aus Salz / aus basisch).
6.7. Salzhydrolyse
Salzhydrolyse- die Wechselwirkung von Salzionen mit Wasser unter Bildung eines schwachen Elektrolyten.
Beispiele für Hydrolysereaktionsgleichungen.
I. Salz wird aus einer starken Base und einer schwachen Säure gebildet:
Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHCO 3 + NaOH
2Na + + CO 3 2- + H 2 O - 2Na + + HCO 3? +OH?
CO 3 2- + H 2 O - HCO 3? + OH?, pH > 7, alkalisch.
In der zweiten Stufe findet praktisch keine Hydrolyse statt.
II. Aus einer schwachen Base und einer starken Säure entsteht ein Salz:
AlCl 3 + H 2 O – (AlOH)Cl 2 + HCl
Al 3+ + 3Cl? + H 2 O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?
Al 3+ + H 2 O - AlOH 2+ + H +, pH< 7.
In der zweiten Stufe findet die Hydrolyse weniger statt und in der dritten Stufe findet sie praktisch nicht statt.
III. Salz besteht aus einer starken Base und einer starken Säure:
K + + NEIN 3 ? + H 2 O? keine Hydrolyse, pH? 7.
IV. Aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure entsteht ein Salz:
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.
In einigen Fällen kommt es bei der Salzbildung durch sehr schwache Basen und Säuren zu einer vollständigen Hydrolyse. In der Löslichkeitstabelle für solche Salze steht das Symbol „durch Wasser zersetzt“:
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3H 2 S ^
Bei Austauschreaktionen ist die Möglichkeit einer vollständigen Hydrolyse zu berücksichtigen:
Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^
HydrolysegradH ist das Verhältnis der Konzentration hydrolysierter Moleküle zur Gesamtkonzentration gelöster Moleküle.
Für Salze, die aus einer starken Base und einer schwachen Säure bestehen:
= CH, pOH = -lg, pH = 14 - pOH.
Aus dem Ausdruck folgt der Hydrolysegrad H(d. h. Hydrolyse) nimmt zu:
a) mit steigender Temperatur, da K (H 2 O) zunimmt;
b) mit einer Abnahme der Dissoziation der das Salz bildenden Säure: Je schwächer die Säure, desto stärker die Hydrolyse;
c) bei Verdünnung: Je niedriger c, desto stärker die Hydrolyse.
Für Salze, die aus einer schwachen Base und einer starken Säure bestehen
[H + ] = CH, pH = – lg.
Für Salze, die aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure bestehen
6.8. Protolytische Theorie von Säuren und Basen
Protolyse ist der Protonentransferprozess.
Protolithen Säuren und Basen, die Protonen abgeben und aufnehmen.
Säure Ein Molekül oder Ion, das ein Proton abgeben kann. Jede Säure hat ihre konjugierte Base. Die Stärke von Säuren wird durch die Säurekonstante charakterisiert Zu k.
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
Base Ein Molekül oder Ion, das ein Proton aufnehmen kann. Jede Base hat ihre konjugierte Säure. Die Stärke der Basen wird durch die Basenkonstante charakterisiert K 0 .
NH3? H 2 O (H 2 O) - NH 4 + + OH?
K 0 = 1,8 ?10 -5
Ampholyte- Protolithen, die zum Rückstoß und zur Protonenanlagerung fähig sind.
HCO3? + H 2 O - H 3 O + + CO 3 2-
HCO3? - Säure.
HCO3? + H 2 O - H 2 CO 3 + OH?
HCO3? - Basis.
Für Wasser: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?
K (H 2 O) = [H 3 O +] = 10 -14 und pH = - lg.
Konstanten K zu Und K 0 denn konjugierte Säuren und Basen sind verknüpft.
ON + H 2 O - H 3 O + + A ?,
A? + H 2 O - ON + OH?,
7. Löslichkeitskonstante. Löslichkeit
In einem System bestehend aus einer Lösung und einem Niederschlag finden zwei Prozesse statt – die Auflösung des Niederschlags und die Ausfällung. Die Gleichheit der Geschwindigkeiten dieser beiden Prozesse ist die Gleichgewichtsbedingung.
gesättigte Lösung Eine Lösung, die im Gleichgewicht mit dem Niederschlag steht.
Das auf das Gleichgewicht zwischen Niederschlag und Lösung angewendete Massenwirkungsgesetz ergibt:
Da = const,
ZU = K s (AgCl) = .
Im Allgemeinen haben wir:
A M B N(FERNSEHER) - M A +n+n B -M
K s ( A M B N)= [A +n ] M[IN -M ] N .
LöslichkeitskonstanteKs(oder Löslichkeitsprodukt PR) – das Produkt der Ionenkonzentrationen in einer gesättigten Lösung eines schwerlöslichen Elektrolyten – ist ein konstanter Wert und hängt nur von der Temperatur ab.
Löslichkeit einer unlöslichen Substanz S kann in Mol pro Liter ausgedrückt werden. Abhängig von der Größe S Stoffe können in schwerlösliche - s. unterteilt werden< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? S? 10 -2 mol/l und gut löslich S>10 -2 mol/l.
Die Löslichkeit von Verbindungen hängt von ihrem Löslichkeitsprodukt ab.
Niederschlags- und Auflösungsbedingung Im Fall von AgCl: AgCl - Ag + + Cl?
Ks= :
a) die Gleichgewichtsbedingung zwischen Niederschlag und Lösung: = K s .
b) Absetzbedingung: > K s ; während der Fällung nehmen die Ionenkonzentrationen ab, bis sich ein Gleichgewicht einstellt;
c) die Bedingung für die Auflösung des Niederschlags oder das Vorhandensein einer gesättigten Lösung:< K s ; Während der Auflösung des Niederschlags steigt die Konzentration der Ionen, bis sich ein Gleichgewicht einstellt.
8. Koordinationsverbindungen
Koordinations(komplex)verbindungen sind Verbindungen mit einer Donor-Akzeptor-Bindung.
Für K3:
Ionen der äußeren Sphäre - 3K +,
Ion der inneren Kugel - 3-,
Komplexbildner - Fe 3+,
Liganden - 6CN?, ihre Zähnigkeit - 1,
Koordinationsnummer - 6.
Beispiele für Komplexbildner: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ usw.
Beispiele für Liganden: polare Moleküle H 2 O, NH 3 , CO und Anionen CN?, Cl?, OH? usw.
Koordinationszahlen: meist 4 oder 6, selten 2, 3 usw.
Nomenklatur. Zuerst wird das Anion benannt (im Nominativ), dann das Kation (im Genitiv). Die Namen einiger Liganden: NH 3 - Ammin, H 2 O - Aqua, CN? – Cyano, Cl? – Chlor, OH? - Hydroxo. Namen der Koordinationszahlen: 2 – Di, 3 – Drei, 4 – Tetra, 5 – Penta, 6 – Hexa. Geben Sie den Oxidationsgrad des Komplexbildners an:
Cl ist Diamminsilber(I)chlorid;
SO 4 – Tetramminkupfer(II)sulfat;
K 3 ist Kaliumhexacyanoferrat(III).
Chemisch Verbindung.Die Theorie der Valenzbindungen geht von einer Hybridisierung der Orbitale des Zentralatoms aus. Die Lage der resultierenden Hybridorbitale bestimmt die Geometrie der Komplexe.
Diamagnetisches Komplexion Fe(CN) 6 4- .
Cyanidion - Donor
Das Eisenion Fe 2+ – Akzeptor – hat die Formel 3d 6 4s 0 4p 0. Unter Berücksichtigung des Diamagnetismus des Komplexes (alle Elektronen sind gepaart) und der Koordinationszahl (6 freie Orbitale werden benötigt) haben wir d2sp3- Hybridisierung:
Der Komplex ist diamagnetisch, low-spin, intraorbital, stabil (es werden keine externen Elektronen verwendet), oktaedrisch ( d2sp3-Hybridisierung).
Paramagnetisches Komplexion FeF 6 3- .
Fluoridion ist ein Donor.
Das Eisenion Fe 3+ – Akzeptor – hat die Formel 3d 5 4s 0 4p 0 . Unter Berücksichtigung des Paramagnetismus des Komplexes (Elektronen werden gedämpft) und der Koordinationszahl (6 freie Orbitale werden benötigt) haben wir sp 3 d 2- Hybridisierung:
Der Komplex ist paramagnetisch, high-spin, außenorbital, instabil (äußere 4d-Orbitale werden verwendet), oktaedrisch ( sp 3 d 2-Hybridisierung).
Dissoziation von Koordinationsverbindungen.Koordinationsverbindungen in Lösung dissoziieren vollständig in Ionen der inneren und äußeren Sphäre.
NO 3 > Ag(NH 3) 2 + + NO 3 ?, ? = 1.
Ionen der inneren Sphäre, also komplexe Ionen, dissoziieren wie schwache Elektrolyte stufenweise in Metallionen und Liganden.
Wo K 1 , ZU 2 , ZU 1 _ 2 werden Instabilitätskonstanten genannt und charakterisieren die Dissoziation von Komplexen: Je kleiner die Instabilitätskonstante, desto weniger dissoziiert der Komplex, desto stabiler ist er.
>> Chemische Formeln
Chemische Formeln
Der Absatz hilft Ihnen:
> herausfinden, was eine chemische Formel ist;
> die Formeln von Stoffen, Atomen, Molekülen, Ionen lesen;
> den Begriff „Formeleinheit“ korrekt verwenden;
> chemische Formeln ionischer Verbindungen erstellen;
> die Zusammensetzung einer Substanz, eines Moleküls oder eines Ions anhand der chemischen Formel charakterisieren.
Chemische Formel.
Jeder hat es Substanzen es gibt einen Namen. Anhand des Namens lässt sich jedoch nicht bestimmen, aus welchen Teilchen der Stoff besteht, wie viele und welche Atome in seinen Molekülen enthalten sind, Ionen, welche Ladungen die Ionen haben. Antworten auf solche Fragen gibt ein besonderer Datensatz – eine chemische Formel.
Eine chemische Formel ist die Bezeichnung eines Atoms, Moleküls, Ions oder einer Substanz mithilfe von Symbolen chemische Elemente und Indizes.
Die chemische Formel eines Atoms ist das Symbol des entsprechenden Elements. Beispielsweise wird ein Aluminiumatom mit dem Symbol Al und ein Siliziumatom mit dem Symbol Si bezeichnet. Auch einfache Stoffe haben solche Formeln – das Metall Aluminium, das Nichtmetall der Atomstruktur Silizium.
Chemische Formel Das Molekül einer einfachen Substanz enthält das Symbol des entsprechenden Elements und einen Index – eine kleine Zahl, die unten und rechts geschrieben ist. Der Index gibt die Anzahl der Atome im Molekül an.
Ein Sauerstoffmolekül besteht aus zwei Sauerstoffatomen. Seine chemische Formel ist O 2 . Diese Formel wird gelesen, indem man zuerst das Symbol des Elements und dann den Index ausspricht: „o-two“. Die Formel O 2 bezeichnet nicht nur das Molekül, sondern auch den Stoff Sauerstoff selbst.
Das O 2 -Molekül wird als zweiatomig bezeichnet. Aus diesen Molekülen (ihre allgemeine Formel lautet E 2) bestehen die einfachen Substanzen Wasserstoff, Stickstoff, Fluor, Chlor, Brom und Jod.
Ozon enthält dreiatomige Moleküle, weißer Phosphor besteht aus vier Atomen und Schwefel besteht aus acht Atomen. (Schreiben Sie die chemischen Formeln dieser Moleküle.)
H 2
O2
N 2
Cl2
Br2
Ich 2
In der Formel eines Moleküls einer komplexen Substanz werden die Symbole der Elemente, deren Atome darin enthalten sind, sowie die Indizes geschrieben. Das Kohlendioxidmolekül besteht aus drei Atomen: einem Kohlenstoffatom und zwei Sauerstoffatomen. Seine chemische Formel lautet CO 2 (sprich „tse-o-two“). Denken Sie daran: Wenn das Molekül ein Atom eines beliebigen Elements enthält, wird der entsprechende Index, d. h. I, nicht in die chemische Formel geschrieben. Die Formel des Kohlendioxidmoleküls ist auch die Formel des Stoffes selbst.
In der Formel eines Ions wird zusätzlich seine Ladung erfasst. Verwenden Sie dazu das hochgestellte Zeichen. Darin gibt eine Zahl den Ladungsbetrag an (sie schreiben keine Einheit) und dann ein Vorzeichen (Plus oder Minus). Beispielsweise hat ein Natriumion mit einer Ladung von +1 die Formel Na + (sprich „Natrium plus“), ein Chlorion mit einer Ladung – I – SG – („Chlor minus“), ein Hydroxidion mit einer Ladung – I - OH - ("o-ash-minus"), ein Carbonation mit einer Ladung von -2 - CO 2- 3 ("tse-o-drei-zwei-minus").
Na + , Cl -
einfache Ionen
OH-, CO 2- 3
komplexe Ionen
In den Formeln ionischer Verbindungen notieren sie zunächst, ohne Ladungen anzugeben, positiv geladen Ionen und dann - negativ geladen (Tabelle 2). Wenn die Formel korrekt ist, ist die Summe der Ladungen aller darin enthaltenen Ionen gleich Null.
Tabelle 2
Formeln einiger ionischer Verbindungen
In einigen chemischen Formeln wird eine Gruppe von Atomen oder ein komplexes Ion in Klammern geschrieben. Nehmen Sie als Beispiel die Formel für gelöschten Kalk Ca (OH) 2. Dies ist eine ionische Verbindung. Darin gibt es für jedes Ca 2+ -Ion zwei OH – -Ionen. Die zusammengesetzte Formel lautet „ Kalzium-o-ash-twice“, aber nicht „calcium-o-ash-two“.
Manchmal werden in chemischen Formeln anstelle der Symbole der Elemente „fremde“ Buchstaben sowie Indexbuchstaben geschrieben. Solche Formeln werden oft als allgemein bezeichnet. Beispiele für Formeln dieser Art: ECI n , E n O m , Fe x O y. Erste
Die Formel bezeichnet eine Gruppe von Elementverbindungen mit Chlor, die zweite eine Gruppe von Elementverbindungen mit Sauerstoff und die dritte wird verwendet, wenn die chemische Formel der Eisenverbindung mit ist Sauerstoff unbekannt und
es sollte installiert werden.
Wenn Sie zwei separate Neonatome, zwei Sauerstoffmoleküle, zwei Kohlendioxidmoleküle oder zwei Natriumionen bezeichnen müssen, verwenden Sie die Notation 2Ne, 20 2, 2C0 2, 2Na +. Die Zahl vor der chemischen Formel wird Koeffizient genannt. Der Koeffizient I wird ebenso wie der Index I nicht geschrieben.
Formeleinheit.
Was bedeutet 2NaCl? Es gibt keine NaCl-Moleküle; Speisesalz ist eine ionische Verbindung, die aus Na+- und Cl--Ionen besteht. Ein Paar dieser Ionen wird als Formeleinheit der Materie bezeichnet (hervorgehoben in Abb. 44, a). Somit stellt der Rekord 2NaCl zwei Formeleinheiten von Speisesalz dar, also zwei Paare von Na+- und Cl--Ionen.
Der Begriff „Formeleinheit“ wird für komplexe Stoffe nicht nur ionischer, sondern auch atomarer Struktur verwendet. Beispielsweise ist die Formeleinheit für Quarz SiO 2 die Kombination aus einem Siliziumatom und zwei Sauerstoffatomen (Abb. 44, b).
Reis. 44. Formeleinheiten in Verbindungen ionischer (a) atomarer Struktur (b)
Eine Formeleinheit ist der kleinste „Baustein“ einer Substanz, ihr kleinstes sich wiederholendes Fragment. Dieses Fragment kann (in einfacher Materie) ein Atom sein, Molekül(in einfacher oder komplexer Angelegenheit),
eine Ansammlung von Atomen oder Ionen (in einer komplexen Substanz).
Übung. Stellen Sie die chemische Formel einer Verbindung zusammen, die Li + i SO 2- 4 -Ionen enthält. Nennen Sie die Formeleinheit dieses Stoffes.
Lösung
In einer ionischen Verbindung ist die Summe der Ladungen aller Ionen Null. Dies ist möglich, sofern auf jedes SO 2- 4 -Ion zwei Li + -Ionen kommen. Daher lautet die Formel der Verbindung Li 2 SO 4.
Die Formeleinheit eines Stoffes sind drei Ionen: zwei Li + -Ionen und ein SO 2- 4 -Ion.
Qualitative und quantitative Zusammensetzung des Stoffes.
Eine chemische Formel enthält Informationen über die Zusammensetzung eines Partikels oder Stoffes. Zur Charakterisierung der qualitativen Zusammensetzung benennen sie die Elemente, die ein Teilchen oder eine Substanz bilden, und zur Charakterisierung der quantitativen Zusammensetzung geben sie Folgendes an:
Die Anzahl der Atome jedes Elements in einem Molekül oder Komplex-Ion;
das Verhältnis der Atome verschiedener Elemente oder Ionen in einer Substanz.
Übung. Beschreiben Sie die Zusammensetzung von Methan CH 4 (molekulare Verbindung) und Soda Na 2 CO 3 (ionische Verbindung).
Lösung
Methan wird aus den Elementen Kohlenstoff und Wasserstoff gebildet (dies ist eine qualitative Zusammensetzung). Das Methanmolekül enthält ein Kohlenstoffatom und vier Wasserstoffatome; ihr Verhältnis im Molekül und in der Substanz
N(C): N(H) = 1:4 (quantitative Zusammensetzung).
(Der Buchstabe N bezeichnet die Anzahl der Teilchen – Atome, Moleküle, Ionen.
Soda besteht aus drei Elementen: Natrium, Kohlenstoff und Sauerstoff. Es enthält positiv geladene Na + -Ionen, da Natrium ein metallisches Element ist, und negativ geladene CO -2 3 -Ionen (qualitative Zusammensetzung).
Das Verhältnis der Atome von Elementen und Ionen in einem Stoff ist wie folgt:
Schlussfolgerungen
Eine chemische Formel ist eine Aufzeichnung eines Atoms, Moleküls, Ions oder einer Substanz unter Verwendung der Symbole chemischer Elemente und Indizes. Die Anzahl der Atome jedes Elements ist in der Formel mit einem tiefgestellten Index und die Ladung des Ions mit einem hochgestellten Index angegeben.
Formeleinheit – ein Partikel oder eine Ansammlung von Partikeln einer Substanz, dargestellt durch ihre chemische Formel.
Die chemische Formel spiegelt die qualitative und quantitative Zusammensetzung eines Partikels oder Stoffes wider.
?
66. Welche Informationen über einen Stoff oder Partikel enthält eine chemische Formel?
67. Was ist der Unterschied zwischen einem Koeffizienten und einem Index in chemischen Aufzeichnungen? Vervollständigen Sie Ihre Antwort mit Beispielen. Wofür wird hochgestellt verwendet?
68. Lesen Sie die Formeln: P 4 , KHCO 3 , AI 2 (SO 4) 3 , Fe(OH) 2 NO 3 , Ag + , NH + 4 , CIO - 4 .
69. Was bedeuten die Einträge: 3H 2 0, 2H, 2H 2, N 2, Li, 4Cu, Zn 2+, 50 2-, NO - 3, ZCa (0H) 2, 2CaC0 3?
70. Schreiben Sie chemische Formeln auf, die wie folgt lauten: es-o-drei; Bor-zwei-o-drei; ash-en-o-two; Chrom-o-Asche-dreimal; Natrium-Asche-es-o-vier; en-ash-vier-zweimal-es; Barium-zwei-plus; pe-o-vier-drei-minus.
71. Erstellen Sie eine chemische Formel für ein Molekül, das Folgendes enthält: a) ein Stickstoffatom und drei Wasserstoffatome; b) vier Wasserstoffatome, zwei Phosphoratome und sieben Sauerstoffatome.
72. Was ist die Formeleinheit: a) für Soda Na 2 CO 3; b) für die ionische Verbindung Li 3 N; c) für die Verbindung B 2 O 3, die eine atomare Struktur hat?
73. Erstellen Sie Formeln für alle Stoffe, die nur solche Ionen enthalten können: K + , Mg2 + , F - , SO -2 4 , OH - .
74. Beschreiben Sie die qualitative und quantitative Zusammensetzung:
a) molekulare Substanzen - Chlor Cl 2, Wasserstoffperoxid (Wasserstoffperoxid) H 2 O 2, Glucose C 6 H 12 O 6;
b) ionische Substanz – Natriumsulfat Na 2 SO 4;
c) H 3 O +, HPO 2- 4 Ionen.
Popel P. P., Kriklya L. S., Chemie: Pdruch. für 7 Zellen. zahalnosvit. Navch. zakl. - K.: Ausstellungszentrum „Akademie“, 2008. – 136 S.: Abb.
Unterrichtsinhalte Zusammenfassung der Unterrichtseinheit und unterstützender Rahmen der Unterrichtspräsentation, interaktive Technologien, die die Lehrmethoden beschleunigen Üben Quizfragen, Online-Testaufgaben und -Übungen, Hausaufgaben-Workshops und Schulungsfragen für Klassendiskussionen Illustrationen Video- und Audiomaterialien, Fotos, Bilder, Grafiken, Tabellen, Schemata, Comics, Gleichnisse, Sprüche, Kreuzworträtsel, Anekdoten, Witze, Zitate Add-ons Zusammenfassungen, Spickzettel, Chips für neugierige Artikel (MAN), Literatur, Haupt- und Zusatzglossar der Begriffe Verbesserung von Lehrbüchern und Unterricht Fehler im Lehrbuch korrigieren, veraltetes Wissen durch neues ersetzen Nur für Lehrer Kalenderpläne, Schulungsprogramme, methodische EmpfehlungenSchlüsselwörter: Chemie 8. Klasse. Alle Formeln und Definitionen, Symbole physikalischer Größen, Maßeinheiten, Präfixe zur Bezeichnung von Maßeinheiten, Verhältnisse zwischen Einheiten, chemische Formeln, grundlegende Definitionen, kurz, Tabellen, Diagramme.
1. Symbole, Namen und Maßeinheiten
einige physikalische Größen, die in der Chemie verwendet werden
| Physikalische Größe | Bezeichnung | Maßeinheit |
| Zeit | T | Mit |
| Druck | P | Pa, kPa |
| Menge der Substanz | ν | Mol |
| Masse der Materie | M | kg, g |
| Massenanteil | ω | Dimensionslos |
| Molmasse | M | kg/mol, g/mol |
| Molares Volumen | V n | m 3 / mol, l / mol |
| Volumen der Materie | V | m 3, l |
| Volumenanteil | Dimensionslos | |
| Relative Atommasse | Ein r | Dimensionslos |
| Herr | Dimensionslos | |
| Relative Dichte von Gas A gegenüber Gas B | D B (A) | Dimensionslos |
| Materiedichte | R | kg / m 3, g / cm 3, g / ml |
| Avogadro-Konstante | N / A | 1/mol |
| Temperatur absolut | T | K (Kelvin) |
| Celsius-Temperatur | T | °С (Grad Celsius) |
| Thermischer Effekt einer chemischen Reaktion | Q | kJ/mol |
2. Beziehungen zwischen Einheiten physikalischer Größen
3. Chemische Formeln in Klasse 8
4. Grundlegende Definitionen in der 8. Klasse
- Atom- das kleinste chemisch unteilbare Teilchen einer Substanz.
- Chemisches Element eine bestimmte Art von Atom.
- Molekül- das kleinste Teilchen eines Stoffes, das seine Zusammensetzung und chemischen Eigenschaften behält und aus Atomen besteht.
- Einfache Substanzen Stoffe, deren Moleküle aus gleichartigen Atomen bestehen.
- Komplexe Substanzen Stoffe, deren Moleküle aus verschiedenen Atomarten bestehen.
- Die qualitative Zusammensetzung des Stoffes zeigt, aus welchen Atomen es besteht.
- Die quantitative Zusammensetzung des Stoffes zeigt die Anzahl der Atome jedes Elements in seiner Zusammensetzung.
- Chemische Formel- bedingte Erfassung der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung eines Stoffes mittels chemischer Symbole und Indizes.
- Atomare Masseneinheit(amu) – eine Maßeinheit für die Masse eines Atoms, gleich der Masse von 1/12 eines Kohlenstoffatoms 12 C.
- Mol- die Menge eines Stoffes, die die Anzahl der Teilchen enthält, die der Anzahl der Atome in 0,012 kg Kohlenstoff 12 C entspricht.
- Avogadro-Konstante (N / A \u003d 6 * 10 23 mol -1) - die Anzahl der in einem Mol enthaltenen Partikel.
- Molmasse einer Substanz (M ) ist die Masse eines Stoffes in einer Menge von 1 Mol.
- Relative Atommasse Element A R - das Verhältnis der Masse eines Atoms eines gegebenen Elements m 0 zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 12 C.
- Relatives Molekulargewicht Substanzen M R - das Verhältnis der Masse eines Moleküls einer bestimmten Substanz zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms 12 C. Die relative Molekülmasse ist gleich der Summe der relativen Atommassen der chemischen Elemente, die die Verbindung bilden, unter Berücksichtigung der Anzahl der Atome dieses Elements.
- Massenanteil Chemisches Element ω(X) zeigt, welchen Anteil des relativen Molekulargewichts der Substanz X dieses Element ausmacht.
ATOMIC-MOLEKULARE STUDIEN
1. Es gibt Stoffe mit molekularer und nichtmolekularer Struktur.
2. Zwischen den Molekülen bestehen Lücken, deren Größe vom Aggregatzustand des Stoffes und der Temperatur abhängt.
3. Moleküle sind in ständiger Bewegung.
4. Moleküle bestehen aus Atomen.
6. Atome zeichnen sich durch eine bestimmte Masse und Größe aus.
Bei physikalischen Phänomenen bleiben Moleküle erhalten, bei chemischen Phänomenen werden sie in der Regel zerstört. Atome in chemischen Phänomenen ordnen sich neu und bilden Moleküle neuer Substanzen.
DAS GESETZ DER KONSTANTEN ZUSAMMENSETZUNG EINES STOFFES
Jeder chemisch reine Stoff mit molekularer Struktur hat unabhängig von der Herstellungsmethode eine konstante qualitative und quantitative Zusammensetzung.
WERTIGKEIT
Unter Wertigkeit versteht man die Eigenschaft eines Atoms eines chemischen Elements, eine bestimmte Anzahl von Atomen eines anderen Elements zu binden oder zu ersetzen.
CHEMISCHE REAKTION
Eine chemische Reaktion ist ein Prozess, bei dem aus einem Stoff ein anderer Stoff entsteht. Reagenzien sind Stoffe, die eine chemische Reaktion eingehen. Reaktionsprodukte sind Stoffe, die bei einer Reaktion entstehen.
Anzeichen chemischer Reaktionen:
1. Freisetzung von Wärme (Licht).
2. Farbwechsel.
3. Das Auftreten eines Geruchs.
4. Niederschlag.
5. Gasfreisetzung.
Sammlung grundlegender Formeln für einen Schulkurs in Chemie
Sammlung grundlegender Formeln für einen Schulkurs in Chemie
G. P. Loginova
Elena Savinkina
E. V. Savinkina G. P. Loginova
Sammlung grundlegender Formeln der Chemie
Taschenführer für Studenten
allgemeine Chemie
Die wichtigsten chemischen Konzepte und Gesetze
Chemisches Element Eine bestimmte Atomart mit der gleichen Kernladung.
Relative Atommasse(A r) zeigt, wie oft die Masse eines Atoms eines bestimmten chemischen Elements größer ist als die Masse eines Kohlenstoff-12-Atoms (12 C).
Chemische Substanz- eine Ansammlung jeglicher chemischer Partikel.
chemische Partikel
Formeleinheit- ein bedingtes Teilchen, dessen Zusammensetzung der angegebenen chemischen Formel entspricht, zum Beispiel:Ar - Stoff Argon (besteht aus Ar-Atomen),
H 2 O – Wassersubstanz (besteht aus H 2 O-Molekülen),
KNO 3 – Substanz Kaliumnitrat (besteht aus K + Kationen und NO 3 ¯ Anionen).
Beziehungen zwischen physikalischen Größen
Atommasse (relativ) eines Elements B, Ar(B):Wo *T(Atom B) ist die Masse eines Atoms des Elements B;
*t und ist die atomare Masseneinheit;
*t und = 1/12 T(Atom 12 C) \u003d 1,6610 24 g.
Menge der Substanz B, n(B), mol:
Wo N(B) ist die Anzahl der Teilchen B;
N / A ist die Avogadro-Konstante (NA = 6,0210 23 mol -1).
Molmasse einer Substanz V, M(V), g/mol:
Wo Fernseher)- Gewicht B.
Molares Gasvolumen IN, V M , l/mol:
Wo V M = 22,4 l/mol (Folge des Avogadro-Gesetzes), unter normalen Bedingungen (n.o. - atmosphärischer Druck). p = 101 325 Pa (1 atm); thermodynamische Temperatur T = 273,15 K oder Celsius Temperatur t = 0°C).
B für Wasserstoff, D(Gas B zu H 2):
* Dichte einer gasförmigen Substanz IN auf dem Luftweg, D(Gas B durch Luft): Massenanteil des Elements E in der Materie B, w(E):Dabei ist x die Anzahl der Atome E in der Formel der Substanz B
Die Struktur des Atoms und das Periodengesetz D.I. Mendelejew
Massenzahl (A) – die Gesamtzahl der Protonen und Neutronen im Atomkern:
A = N(p 0) + N(p +).
Die Ladung des Atomkerns (Z) entspricht der Anzahl der Protonen im Kern und der Anzahl der Elektronen im Atom:Z = N(p+) = N(e¯).
Isotope- Atome desselben Elements, die sich in der Anzahl der Neutronen im Kern unterscheiden, zum Beispiel: Kalium-39: 39 K (19 p + , 20n 0 , 19e¯); Kalium-40: 40 K (19 p+, 21n 0 , 19e¯).*Energieebenen und Unterebenen
*Atomorbital(AO) charakterisiert den Raumbereich, in dem die Wahrscheinlichkeit, dass sich ein Elektron mit einer bestimmten Energie aufhält, am größten ist.*Formen von s- und p-Orbitalen
Periodengesetz und Periodensystem D.I. Mendelejew
Die Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen wiederholen sich periodisch mit zunehmender Ordnungszahl, die der Ladung des Atomkerns des Elements entspricht.Periodennummer entspricht die Anzahl der mit Elektronen gefüllten Energieniveaus, und bedeutet letzte Energiestufe(EU).
Gruppennummer A zeigt an Und usw.
Gruppennummer B zeigt an Anzahl der Valenzelektronen ns Und (n – 1)d.
S-Element-Abschnitt- Die Energieunterebene (EPL) ist mit Elektronen gefüllt ns-epu- IA- und IIA-Gruppen, H und He.
p-Elemente-Abschnitt- gefüllt mit Elektronen np-epu– IIIA-VIIIA-Gruppen.
D-Element-Abschnitt- gefüllt mit Elektronen (P- 1) d-EPU – IB-VIIIB2-Gruppen.
F-Element-Abschnitt- gefüllt mit Elektronen (P-2) f-EPU – Lanthaniden und Aktiniden.
Veränderungen in der Zusammensetzung und den Eigenschaften von Wasserstoffverbindungen von Elementen der 3. Periode des Periodensystems
Nichtflüchtig, durch Wasser zersetzbar: NaH, MgH 2 , AlH 3 .Flüchtig: SiH 4 , PH 3 , H 2 S, HCl.
Veränderungen in der Zusammensetzung und den Eigenschaften höherer Oxide und Hydroxide von Elementen der 3. Periode des Periodensystems
Basic: Na 2 O – NaOH, MgO – Mg (OH) 2.Amphoter: Al 2 O 3 - Al (OH) 3.
Säure: 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.
chemische Bindung
Elektronegativität(χ) ist ein Wert, der die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül charakterisiert, eine negative Ladung anzunehmen.Mechanismen zur Bildung einer kovalenten Bindung
Austauschmechanismus- die Überlappung zweier Orbitale benachbarter Atome, die jeweils ein Elektron hatten.Donor-Akzeptor-Mechanismus- Überlappung des freien Orbitals eines Atoms mit dem Orbital eines anderen Atoms, das über ein Elektronenpaar verfügt.
Orbitale Überlappung während der Bindungsbildung
*Art der Hybridisierung – geometrische Form des Partikels – Winkel zwischen Bindungen
Hybridisierung der Orbitale des Zentralatoms– Ausrichtung ihrer Energie und Form.sp– linear – 180°
S. 2– dreieckig – 120°
S. 3– tetraedrisch – 109,5°
sp 3 d– trigonal-bipyramidal – 90°; 120°
sp 3 d 2– oktaedrisch – 90°
Mischungen und Lösungen
Lösung- ein homogenes System bestehend aus zwei oder mehr Stoffen, deren Gehalt in gewissen Grenzen verändert werden kann.
Lösung: Lösungsmittel (z. B. Wasser) + gelöster Stoff.
Wahre Lösungen enthalten Partikel, die kleiner als 1 Nanometer sind.
Kolloidale Lösungen enthalten Partikel mit einer Größe von 1-100 Nanometern.
Mechanische Mischungen(Suspensionen) enthalten Partikel größer als 100 Nanometer.
Suspension=> fest + flüssig
Emulsion=> Flüssigkeit + Flüssigkeit
Schaum, Nebel=> Gas + Flüssigkeit
Heterogene Gemische werden getrennt Absetzen und Filtern.
Homogene Gemische werden getrennt Eindampfung, Destillation, Chromatographie.
gesättigte Lösung ist oder kann im Gleichgewicht mit dem gelösten Stoff sein (wenn der gelöste Stoff ein Feststoff ist, befindet sich sein Überschuss im Sediment).
Löslichkeit ist der Gehalt eines gelösten Stoffes in einer gesättigten Lösung bei einer bestimmten Temperatur.
ungesättigte Lösung weniger,
Übersättigte Lösung enthält einen gelösten Stoff mehr, als seine Löslichkeit bei einer bestimmten Temperatur.
Beziehungen zwischen physikalisch-chemischen Größen in Lösung
Massenanteil des gelösten Stoffes IN, w(B); Bruchteil einer Einheit oder %:Wo Fernseher)- Masse B,
t(p) ist die Masse der Lösung.
Die Masse der Lösung m(p), r:
m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),
wobei F(p) das Volumen der Lösung ist;ρ(p) ist die Dichte der Lösung.
Lösungsvolumen, V(p), l:
Molare Konzentration, s(B), mol/l:Wobei n(B) die Menge der Substanz B ist;
M(B) ist die Molmasse der Substanz B.
Ändern der Zusammensetzung der Lösung
Lösung mit Wasser verdünnen:> t "(B)= t(B);
> die Masse der Lösung nimmt um die Masse des zugesetzten Wassers zu: m "(p) \u003d m (p) + m (H 2 O).
Verdunstung von Wasser aus Lösung:
> die Masse des gelösten Stoffes ändert sich nicht: t "(B) \u003d t (B).
> Die Masse der Lösung wird um die Masse des verdunsteten Wassers reduziert: m "(p) \u003d m (p) - m (H 2 O).
Zwei Lösungen zusammenführen: Die Massen der Lösungen sowie die Massen des gelösten Stoffes addieren sich:
t "(B) \u003d t (B) + t" (B);
t"(p) = t(p) + t"(p).
Kristalltropfen: die Masse des gelösten Stoffes und die Masse der Lösung werden um die Masse der ausgefällten Kristalle reduziert:
m "(B) \u003d m (B) - m (Entwurf); m" (p) \u003d m (p) - m (Entwurf).
Die Wassermasse ändert sich nicht.
Thermischer Effekt einer chemischen Reaktion
*Bildungsenthalpie der Materie ΔH° (B), kJ/mol, ist die Enthalpie der Bildungsreaktion von 1 mol eines Stoffes aus einfachen Stoffen in ihren Standardzuständen, d. h. bei einem konstanten Druck (1 atm für jedes Gas im System oder bei a Gesamtdruck von 1 atm in Abwesenheit gasförmiger Reaktionsteilnehmer) und konstante Temperatur (normalerweise 298 K). , oder 25°C).*Wärmewirkung einer chemischen Reaktion (Hess-Gesetz)
Q = ΣQ(Produkte) - ΣQ(Reagenzien).
ΔН° = ΣΔН°(Produkte) – Σ ΔH°(Reagenzien).
Zur Reaktion aA + bB +… = dD + eE +…ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),
Wo a, b, d, e sind die stöchiometrischen Stoffmengen, die den Koeffizienten in der Reaktionsgleichung entsprechen.Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion
Wenn während der Zeit τ im Volumen V Menge an Reaktant oder Produkt, verändert um Δ N, Geschwindigkeitsreaktion:
Für eine monomolekulare Reaktion А → …:
v=k c(A).
Für eine bimolekulare Reaktion A + B → ...:v=k c(A) c(B).
Für die trimolekulare Reaktion A + B + C → ...:v=k c(A) c(B) c(C).
Änderung der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion
Geschwindigkeitsreaktion Zunahme:1) chemisch aktiv Reagenzien;
2) Förderung Reagenzkonzentrationen;
3) Zunahme
4) Förderung Temperatur;
5) Katalysatoren. Geschwindigkeitsreaktion reduzieren:
1) chemisch inaktiv Reagenzien;
2) Herabstufung Reagenzkonzentrationen;
3) verringern Oberflächen von festen und flüssigen Reagenzien;
4) Herabstufung Temperatur;
5) Inhibitoren.
*Temperaturkoeffizient der Geschwindigkeit(γ) ist gleich einer Zahl, die angibt, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit zunimmt, wenn die Temperatur um zehn Grad steigt:
Chemisches Gleichgewicht
*Massenwirkungsgesetz für das chemische Gleichgewicht: im Gleichgewichtszustand ist das Verhältnis des Produkts der molaren Produktkonzentrationen in Potenzen gleich
Ihr stöchiometrischer Koeffizient ist im Verhältnis zum Produkt der molaren Konzentrationen der Reaktanten in Potenzen, die ihren stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen, bei einer konstanten Temperatur ein konstanter Wert (Konzentrationsgleichgewichtskonstante).
Im Zustand des chemischen Gleichgewichts für eine reversible Reaktion:
aA + bB + … ↔ dD + fF + …
K c = [D] d [F] f …/ [A] a [B] b …
*Verschiebung des chemischen Gleichgewichts hin zur Bildung von Produkten
1) Erhöhung der Konzentration der Reagenzien;2) Abnahme der Produktkonzentration;
3) Temperaturanstieg (für eine endotherme Reaktion);
4) Temperaturabfall (für eine exotherme Reaktion);
5) Druckanstieg (für eine Reaktion, die mit einer Volumenabnahme abläuft);
6) Druckabfall (für eine Reaktion, die mit einer Volumenzunahme abläuft).
Austauschreaktionen in Lösung
Elektrolytische Dissoziation- der Prozess der Bildung von Ionen (Kationen und Anionen), wenn bestimmte Stoffe in Wasser gelöst werden.
Säuren gebildet Wasserstoffkationen Und Säureanionen, Zum Beispiel:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 ¯
Mit elektrolytischer Dissoziation Gründe gebildet Metallkationen und Hydroxidionen, zum Beispiel:NaOH = Na + + OH¯
Mit elektrolytischer Dissoziation Salze(mittel, doppelt, gemischt) gebildet Metallkationen und Säureanionen, zum Beispiel:NaNO 3 \u003d Na + + NO 3 ¯
KAl (SO 4) 2 \u003d K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Mit elektrolytischer Dissoziation saure Salze gebildet Metallkationen und saure Hydroanionen, zum Beispiel:NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 ‾
Einige starke Säuren
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 4Einige starke Fundamente
RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ca(OH) 2Dissoziationsgrad α ist das Verhältnis der Anzahl der dissoziierten Partikel zur Anzahl der Ausgangspartikel.
Bei konstanter Lautstärke:
Einteilung der Stoffe nach dem Dissoziationsgrad
Berthollets Regel
Austauschreaktionen in Lösung verlaufen irreversibel, wenn dadurch ein Niederschlag, ein Gas oder ein schwacher Elektrolyt entsteht.Beispiele für molekulare und ionische Reaktionsgleichungen
1. Molekülgleichung: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaClDie „vollständige“ Ionengleichung: Cu 2+ + 2Cl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl¯
„Kurze“ Ionengleichung: Сu 2+ + 2OH¯ \u003d Cu (OH) 2 ↓
2. Molekülgleichung: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
„Vollständige“ Ionengleichung: FeS + 2H + + 2Cl¯ = Fe 2+ + 2Cl¯ + H 2 S
„Kurze“ Ionengleichung: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S
3. Molekülgleichung: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3
„Vollständige“ Ionengleichung: 3H + + 3NO 3 ¯ + ZK + + PO 4 3- \u003d H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯
„Kurze“ Ionengleichung: 3H + + PO 4 3- \u003d H 3 PO 4
*Wasserstoffindex
(pH) pH = – lg = 14 + lg*PH-Bereich für verdünnte wässrige Lösungen
pH 7 (neutrales Medium)Beispiele für Austauschreaktionen
Neutralisierungsreaktion- eine Austauschreaktion, die auftritt, wenn eine Säure und eine Base interagieren.1. Alkali + starke Säure: Ba (OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O
Ba 2+ + 2OH¯ + 2H + + 2Cl¯ = Ba 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O
H + + OH¯ \u003d H 2 O
2. Schwerlösliche Base + starke Säure: Сu (OH) 2 (t) + 2НCl = СuСl 2 + 2Н 2 O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl¯ \u003d Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O
Cu (OH) 2 + 2H + \u003d Cu 2+ + 2H 2 O
*Hydrolyse- eine Austauschreaktion zwischen einem Stoff und Wasser, ohne dass sich die Oxidationsstufen der Atome ändern.
1. Irreversible Hydrolyse binärer Verbindungen:
Mg 3 N 2 + 6H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH 3
2. Reversible Hydrolyse von Salzen:
A) Es entsteht Salz starkes Basenkation und starkes Säureanion:
NaCl = Na + + Сl¯
Na + + H 2 O ≠ ;
Cl¯ + H 2 O ≠
Hydrolyse fehlt; Das Medium ist neutral, pH = 7.
B) Es entsteht Salz starkes Basenkation und schwaches Säureanion:
Na 2 S \u003d 2Na + + S 2-
Na + + H 2 O ≠
S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯
Anionenhydrolyse; alkalische Umgebung, pH>7.
B) Es entsteht Salz ein Kation einer schwachen oder schwerlöslichen Base und ein Anion einer starken Säure:
Ende des Einführungsabschnitts.
Text bereitgestellt von Liters LLC.
Sie können das Buch sicher mit einer Visa-, MasterCard-, Maestro-Bankkarte, von einem Mobiltelefonkonto, von einem Zahlungsterminal, in einem MTS- oder Svyaznoy-Salon, über PayPal, WebMoney, Yandex.Money, QIWI Wallet, Bonuskarten oder bezahlen eine andere für Sie bequeme Methode.
