Kõik ainete valemid keemias. Keemia kõik, mida peate OGE jaoks teadma
mitu põhimõistet ja valemit.
Kõikidel ainetel on erinev mass, tihedus ja maht. Ühest elemendist pärit metallitükk võib kaaluda kordades rohkem kui täpselt sama suur tükk teisest metallist.
sünnimärk(moolide arv)
määramine: sünnimärk, rahvusvaheline: mol on aine koguse mõõtühik. Vastab sisalduva aine kogusele NA osakesed (molekulid, aatomid, ioonid) Seetõttu võeti kasutusele universaalne väärtus - moolide arv.Ülesannetes sageli esinev fraas on "see saadi ... aine mool"
NA= 6,02 1023
NA on Avogadro number. Samuti "number kokkuleppel". Mitu aatomit on pliiatsi otsas? Umbes tuhat. Selliste väärtustega ei ole mugav opereerida. Seetõttu leppisid keemikud ja füüsikud üle maailma kokku – tähistame 6,02 1023 osakest (aatomit, molekuli, iooni) kui 1 mol ained.
1 mol = 6,02 1023 osakest
See oli ülesannete lahendamise põhivalemitest esimene.
Aine molaarmass
Molaarmass aine on ühe mass aine mool.
Viidatud kui hr. See asub perioodilisuse tabeli järgi - see on lihtsalt aine aatommasside summa.
Näiteks antakse meile väävelhapet - H2SO4. Arvutame aine molaarmassi: aatommass H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g/mol.
Teine vajalik valem probleemide lahendamiseks on
massi valem:
See tähendab, et aine massi leidmiseks peate teadma moolide arvu (n) ja molaarmassi leiame perioodilisest süsteemist.
Massi jäävuse seadus on Keemilises reaktsioonis osalevate ainete mass on alati võrdne moodustunud ainete massiga.
Kui teame reaktsioonis osalenud ainete massi (masse), saame leida selle reaktsiooni saaduste massi (massid). Ja vastupidi.
Kolmas valem keemia ülesannete lahendamiseks on
aine maht:
Kahjuks ei vasta see pilt meie juhistele. Postitamise jätkamiseks kustutage pilt või laadige üles uus.Kust tuli number 22,4? Alates Avogadro seadus:
võrdsed mahud erinevaid gaase, võttes samal temperatuuril ja rõhul, sisaldavad sama arvu molekule.
Avogadro seaduse kohaselt on 1 moolil ideaalsel gaasil normaaltingimustes (n.o.) sama maht Vm\u003d 22.413 996 (39) l
See tähendab, et kui meile on antud ülesandes normaaltingimused, siis moolide arvu (n) teades leiame aine mahu.
Niisiis, põhivalemid ülesannete lahendamiseks keemias
Avogadro numberNA
6,02 1023 osakest
Aine kogus n (mol)
n = V\22,4 (l\mol)
Aine mass m (g)
Aine maht V(l)
V = n 22,4 (l\mol)
Kahjuks ei vasta see pilt meie juhistele. Postitamise jätkamiseks kustutage pilt või laadige üles uus.Need on valemid. Tihtipeale tuleb probleemide lahendamiseks esmalt kirjutada reaktsioonivõrrand ja (tingimata!) Korraldada koefitsiendid – nende suhe määrab protsessis moolide suhte.
Keemia- ainete koostise, struktuuri, omaduste ja muundumiste teadus.
Aatomi-molekulaarne doktriin. Ained koosnevad keemilistest osakestest (molekulid, aatomid, ioonid), millel on keeruline struktuur ja mis koosnevad elementaarosakestest (prootonid, neutronid, elektronid).
Atom- neutraalne osake, mis koosneb positiivsest tuumast ja elektronidest.
Molekul- stabiilne aatomite rühm, mis on seotud keemiliste sidemetega.
Keemiline element Aatomitüüp, millel on sama tuumalaeng. Elemendi määramine
kus X on elemendi sümbol, Z- elemendi seerianumber D.I. elementide perioodilises süsteemis. Mendelejev, A- massiarv. Seerianumber Z võrdne aatomituuma laenguga, prootonite arvuga aatomituumas ja elektronide arvuga aatomis. Massi number A on võrdne aatomis olevate prootonite ja neutronite arvu summaga. Neutronite arv on võrdne erinevusega A-Z
isotoobid Sama elemendi erineva massiarvuga aatomid.
Suhteline aatommass(A r) on loodusliku isotoobi koostisega elemendi aatomi keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massi suhe.
Suhteline molekulmass(M r) on loodusliku isotoopse koostisega aine molekuli keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massi suhe.
Aatommassi ühik(a.u.m) - 1/12 osa süsiniku isotoobi 12 C aatomi massist. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 aastat
sünnimärk- aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuuriüksusi (aatomeid, molekule, ioone), kui on aatomeid 0,012 kg süsiniku isotoobis 12 C. sünnimärk- 6,02 10 23 struktuuriüksust (aatomeid, molekule, ioone) sisaldava aine kogus.
n = N/N A, Kus n- aine kogus (mol), N on osakeste arv, a N A on Avogadro konstant. Aine kogust võib tähistada ka sümboliga v.
Avogadro konstant N A = 6,02 10 23 osakest/mol.
MolaarmassM(g / mol) - aine massi suhe m d) aine kogusele n(mol):
M = m/n, kus: m = M n Ja n = m/M.
Gaasi molaarmahtV M(l/mol) – gaasimahu suhe V l) selle gaasi ainekogusele n(mol). Normaalsetes tingimustes V M = 22,4 l/mol.
Tavalised tingimused: temperatuuri t = 0°C või T = 273 K, rõhk p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.
V M = V/n, kus: V = V M n Ja n = V/V M.
Tulemuseks on üldine valem:
n = m/M = V/V M = N/NA.
Samaväärne– reaalne või tingimuslik osake, mis interakteerub ühe vesinikuaatomiga või asendab seda või on sellega muul viisil samaväärne.
Molaarmassi ekvivalendid M e- aine massi ja selle aine ekvivalentide arvu suhe: M e = m/n (ekv) .
Laenguvahetusreaktsioonides aineekvivalentide molaarmass
molaarmassiga M võrdne: M e = М/(n? m).
Redoksreaktsioonides on molaarmassiga aine molaarmassi ekvivalendid M võrdne: M e = M/n(e), Kus n(e) on ülekantud elektronide arv.
Ekvivalentide seadus– reagentide 1 ja 2 massid on võrdelised nende ekvivalentide molaarmassidega. m1/m2= M E1 / M E2, või m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2, või n 1 \u003d n 2, Kus m 1 Ja m2 on kahe aine massid, M E1 Ja MUL 2 on ekvivalentide molaarmassid, n 1 Ja n 2- nende ainete ekvivalentide arv.
Lahenduste jaoks saab ekvivalentide seaduse kirjutada järgmisel kujul:
c E1 V 1 = c E2 V 2, Kus E1-ga, E2-ga, V1-ga Ja V 2- nende kahe aine ekvivalentide molaarsed kontsentratsioonid ja lahuse mahud.
Kombineeritud gaasiseadus: pV = nRT, Kus lk- rõhk (Pa, kPa), V- maht (m 3, l), n- gaasilise aine kogus (mol), T- temperatuur (K), T(K) = t(°C) + 273, R- pidev, R= 8,314 J / (K? mol), samas kui J \u003d Pa m 3 = kPa l.
2. Aatomi ehitus ja perioodiline seadus
Laine-osakeste duaalsus mateeria - idee, et igal objektil võivad olla nii lainelised kui ka korpuskulaarsed omadused. Louis de Broglie pakkus välja valemi, mis ühendab objektide laine- ja osakeste omadused: ? = h/(mV), Kus h on Plancki konstant, ? on lainepikkus, mis vastab igale massiga kehale m ja kiirust v. Kuigi laineomadused on olemas kõikidel objektidel, saab neid täheldada ainult mikroobjektide puhul, mille mass on suurusjärgus aatomi ja elektroni massist.
Heisenbergi määramatuse põhimõte: A(mV x) Ax > h/2n või ?V x ?x > h/(2?m), Kus m on osakese mass, x on selle koordinaat V x- kiirus suunas x, ?– määramatus, määramisviga. Määramatuse printsiip tähendab, et selle asukohta (koordinaati) ei ole võimalik üheaegselt täpsustada x) ja kiirust (Vx) osakesed.
Väikese massiga osakesed (aatomid, tuumad, elektronid, molekulid) ei ole Newtoni mehaanika mõistes osakesed ja neid ei saa klassikalise füüsikaga uurida. Neid uurib kvantfüüsika.
Peamine kvantarvn võtab väärtused 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7, mis vastavad elektroonilistele tasemetele (kihtidele) K, L, M, N, O, P ja Q.
Tase- ruum, kus asuvad sama arvuga elektronid n. Erineva tasandi elektronid on ruumiliselt ja energeetiliselt üksteisest eraldatud, kuna arv n määrab elektronide energia E(rohkem n, rohkem E) ja vahemaa R elektronide ja tuuma vahel (seda enam n, rohkem R).
Orbitaal- (külg-, asimuut-) kvantarvl võtab väärtused olenevalt arvust n:l= 0, 1,…(n- 1). Näiteks kui n= 2, siis l = 0,1; Kui n= 3, siis l = 0, 1, 2. Arv l iseloomustab alamtasandit (alamkihti).
alamtasand- ruum, kus elektronid asuvad kindlaga n Ja l. Selle taseme alamtasemed määratakse sõltuvalt arvust l:s- Kui l = 0, lk- Kui l = 1, d- Kui l = 2, f- Kui l = 3. Antud aatomi alamtasemed määratakse sõltuvalt numbritest n Ja l, nt: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) jne. Antud taseme alamtasanditel on erinev energia (seda rohkem l, rohkem E): E s< E < Е А < … ja nende alamtasandite moodustavate orbitaalide erinevad kujud: s-orbitaalil on kuuli kuju, lk-orbitaalil on hantli kuju jne.
Magnetiline kvantarvm 1 iseloomustab orbiidi magnetmomendi orientatsiooni, võrdne l, ruumis välise magnetvälja suhtes ja võtab väärtused: – l,…-1, 0, 1,…l, ehk kokku (2 l + 1) väärtus. Näiteks kui l = 2, siis m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.
Orbitaalne(osa alamtasandist) - ruum, kus elektronid asuvad (mitte rohkem kui kaks) kindlatega n, l, m 1. Alamtase sisaldab 2l+1 orbitaal. Näiteks, d– alamtasand sisaldab viit d-orbitaali. Erinevate numbritega sama alamtaseme orbitaalid m 1, on sama energiaga.
Magnetiline pöörlemisnumberPrl iseloomustab elektroni sisemise magnetmomendi s, mis on võrdne?, orientatsiooni välise magnetvälja suhtes ja võtab kaks väärtust: +? Ja _?.
Aatomi elektronid hõivavad tasemeid, alamtasemeid ja orbitaale vastavalt järgmistele reeglitele.
Pauli reegel: Kahel elektronil ühes aatomis ei saa olla nelja identset kvantarvu. Need peavad erinema vähemalt ühe kvantarvu võrra.
Pauli reeglist tuleneb, et orbitaal ei tohi sisaldada rohkem kui kaks elektroni, alamtasand ei tohi sisaldada rohkem kui 2 (2l + 1) elektroni, nivoo võib sisaldada mitte rohkem kui 2n 2 elektronid.
Klechkovski reegel: elektrooniliste alamtasandite täitmine toimub summa järgi kasvavas järjekorras (n+l), ja sama summa puhul (n+l)- numbrite kasvavas järjekorras n.
Klechkovsky reegli graafiline vorm.
Klechkovsky reegli kohaselt toimub alamtasandite täitmine järgmises järjekorras: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Kuigi alamtasemete täitmine toimub Klechkovsky reegli järgi, kirjutatakse elektroonilises valemis alamtasemed järjestikku tasemete kaupa: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f jne. Seega on broomi aatomi elektrooniline valem kirjutatud järgmiselt: Br (35e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 5 .
Paljude aatomite elektroonilised konfiguratsioonid erinevad Klechkovsky reegliga ennustatutest. Niisiis, Cr ja Cu jaoks:
Cr(24e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 5 4 s 1 ja Cu(29e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 1.
Hundi (Gundi) reegel: antud alamtasandi orbitaalide täitmine viiakse läbi nii, et koguspinn oleks maksimaalne. Antud alamtasandi orbitaalid täidetakse esmalt ühe elektroniga.
Aatomite elektroonilisi konfiguratsioone saab üles kirjutada tasemete, alamtasandite, orbitaalide kaupa. Näiteks elektroonilise valemi P(15e) saab kirjutada:
a) tasemete kaupa)2)8)5;
b) alamtasandite kaupa 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3;
c) orbitaalide järgi
Mõnede aatomite ja ioonide elektrooniliste valemite näited:
V(23e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 3 4 s 2;
V 3+ (20e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 2 4 s 0.
3. Keemiline side
3.1. Valentssideme meetod
Valentssidemete meetodi kohaselt moodustub side aatomite A ja B vahel ühise elektronpaari abil.
kovalentne side. Doonori-aktseptori ühendus.Valentsus iseloomustab aatomite võimet moodustada keemilisi sidemeid ja on võrdne aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arvuga. Valentssidemete meetodi järgi võrdub valents ühiste elektronpaaride arvuga ja kovalentse sideme korral on valents võrdne paaritute elektronide arvuga aatomi välistasandil selle maapinnas või ergastatud. osariigid.
Aatomite valentsNäiteks süsiniku ja väävli jaoks:
Küllastus kovalentne side: aatomid moodustavad piiratud arvu sidemeid, mis on võrdne nende valentsiga.
Aatomiorbitaalide hübridiseerumine– aatomi erinevate alamtasandite aatomiorbitaalide (AO) segunemine, mille elektronid osalevad ekvivalentsete?-sidemete moodustumisel. Hübriidorbitaalide (HO) ekvivalentsus selgitab moodustunud keemiliste sidemete samaväärsust. Näiteks neljavalentse süsinikuaatomi puhul on üks 2s– ja kolm 2p- elektron. Et selgitada süsiniku poolt moodustatud nelja a-sideme samaväärsust CH 4, CF 4 jne molekulides, aatomi üks s- ja kolm R- orbitaalid asendatakse nelja samaväärse hübriidiga sp 3-orbitaalid:
Orienteerumine kovalentne side seisneb selles, et see moodustub ühise elektronpaari moodustavate orbitaalide maksimaalse kattumise suunas.
Sõltuvalt hübridisatsiooni tüübist on hübriidorbitaalidel teatud ruumiline paigutus:
sp– lineaarne, orbitaalide telgede vaheline nurk on 180°;
sp 2– kolmnurkne, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 120°;
sp 3– tetraeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 109°;
sp 3 d 1– trigonaal-bipüramidaalne, nurgad 90° ja 120°;
sp2d1– ruut, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°;
sp 3 p 2– oktaeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°.
3.2. Molekulaarsete orbitaalide teooria
Molekulaarsete orbitaalide teooria kohaselt koosneb molekul tuumadest ja elektronidest. Molekulides asuvad elektronid molekulaarorbitaalidel (MO). Väliste elektronide MO-l on keeruline struktuur ja neid peetakse molekuli moodustavate aatomite välisorbitaalide lineaarseks kombinatsiooniks. Moodustunud MO-de arv võrdub nende moodustamises osalevate AO-de arvuga. MO-de energiad võivad olla madalamad (siduvad MO-d), võrdsed (mittesiduvad MO-d) või suuremad (lõdvendavad, sidumisvastased MO-d) kui neid moodustavate AO-de energiad.
JSC interaktsioonitingimused
1. AO suhtlevad, kui neil on sarnane energia.
2. AO-d suhtlevad, kui need kattuvad.
3. AO interakteeruvad, kui neil on sobiv sümmeetria.
Kaheaatomilise AB-molekuli (või mis tahes lineaarse molekuli) korral võib MO sümmeetria olla:
Kui antud MO-l on sümmeetriatelg,
Kui antud MO-l on sümmeetriatasand,
Kui MO-l on kaks risti asetsevat sümmeetriatasapinda.
Elektronide olemasolu MO-de sidumisel stabiliseerib süsteemi, kuna see vähendab molekuli energiat võrreldes aatomite energiaga. Molekuli stabiilsust iseloomustatakse ühenduse järjekord n, võrdne: n \u003d (n sv - n res) / 2, Kus n sv ja n res - elektronide arv siduvatel ja lõdvenevatel orbitaalidel.
MO täitmine elektronidega toimub samade reeglite järgi nagu AO täitmine aatomis, nimelt: Pauli reegel (MO-l ei saa olla rohkem kui kaks elektroni), Hundi reegel (kogu spinn peab olema maksimum) jne.
Esimese perioodi 1s-AO aatomite (H ja He) interaktsioon viib sideme moodustumiseni?-MO ja lõdvenemiseni?*-MO:
Molekulide elektroonilised valemid, sidejärjestused n, eksperimentaalsed sidemeenergiad E ja molekulidevahelised vahemaad R esimese perioodi aatomite kaheaatomilised molekulid on toodud järgmises tabelis:
Teised teise perioodi aatomid sisaldavad lisaks 2s-AO-le ka 2p x -, 2p y - ja 2p z -AO, mis võivad interaktsioonil moodustada a- ja a-MO. O-, F- ja Ne-aatomite puhul on 2s– ja 2p-AO energiad oluliselt erinevad ning ühe aatomi 2s-AO ja teise aatomi 2p-AO vahelise koostoime võib tähelepanuta jätta, arvestades vastastikmõju kahe aatomi 2s-AO eraldi nende 2p-AO interaktsioonist. O2, F2, Ne2 molekulide MO-skeemil on järgmine vorm:
B-, C-, N-aatomite puhul on 2s– ja 2p-AO energiad lähedased ning ühe aatomi 2s-AO interakteerub teise aatomi 2p z-AO-ga. Seetõttu erineb MO järjestus B 2, C 2 ja N 2 molekulides MO järjestusest O 2, F 2 ja Ne 2 molekulides. Allpool on B2-, C2- ja N2-molekulide MO-skeem:
Eeltoodud MO skeemide põhjal saab näiteks üles kirjutada molekulide O 2, O 2 + ja O 2 ? elektroonilised valemid:
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.
O 2 molekuli puhul võimaldab MO teooria ette näha selle molekuli suuremat tugevust, kuna n = 2, seostumisenergiate ja tuumadevaheliste kauguste muutumise olemus O 2 + – O 2 – O 2 ? seerias, samuti O 2 molekuli paramagnetism, mille ülemisel MO-l on kaks paaristamata elektroni.
3.3. Teatud tüüpi ühendused
Iooniline side– elektrostaatiline side vastupidise laenguga ioonide vahel. Ioonset sidet võib pidada kovalentse polaarse sideme äärmuslikuks juhuks. Ioonside tekib, kui aatomite elektronegatiivsuse erinevus X on suurem kui 1,5–2,0.
Iooniline side on mittesuunaline mitteküllastatavühendus. NaCl kristallis tõmbavad Na + iooni kõik Cl ioonid? ja seda tõrjuvad kõik teised Na + ioonid, sõltumata vastastikmõju suunast ja ioonide arvust. See määrab ioonkristallide suurema stabiilsuse võrreldes ioonsete molekulidega.
vesinikside- side ühe molekuli vesinikuaatomi ja teise molekuli elektronegatiivse aatomi (F, CI, N) vahel.
Vesiniksideme olemasolu selgitab vee anomaalseid omadusi: vee keemistemperatuur on palju kõrgem kui tema keemilistel analoogidel: t pall (H 2 O) = 100 ° C ja t pall (H 2 S) = - 61 °C. Vesiniksidemeid H 2 S molekulide vahel ei teki.
4. Keemiliste protsesside kulgemise mustrid
4.1. Termokeemia
Energia(E)- töö tegemise oskus. Mehaaniline töö (A) tehakse näiteks gaasiga selle paisumise ajal: A \u003d p? V.
Reaktsioonid, mis käivad koos energia neeldumisega - endotermiline.
Reaktsioonid, mis toimuvad energia vabanemisega eksotermiline.
Energia liigid: soojus-, valgus-, elektri-, keemia-, tuumaenergia jne.
Energiatüübid: kineetiline ja potentsiaalne.
Kineetiline energia- liikuva keha energia, see on töö, mida keha saab teha enne puhkeolekut.
Küte (Q)– kineetilise energia liik – seotud aatomite ja molekulide liikumisega. Kehale massi andmisel (m) ja soojuse erisoojusmahtuvus (c) Q selle temperatuur tõuseb teatud määral? t: ?Q = m koos ?t-ga, kus? t = ?Q/(c t).
Potentsiaalne energia- energia, mille keha omandab ruumis või selle komponentide asukoha muutumise tulemusena. Keemiliste sidemete energia on potentsiaalse energia liik.
Termodünaamika esimene seadus: energia võib liikuda ühest vormist teise, kuid ei saa kaduda ega tekkida.
Sisemine energia (U) – keha moodustavate osakeste kineetilise ja potentsiaalse energia summa. Reaktsioonis neeldunud soojus võrdub reaktsioonisaaduste ja reagentide siseenergia vahega (Q \u003d? U \u003d U 2 - U 1), eeldusel, et süsteem ei ole keskkonnaga tööd teinud. Kui reaktsioon kulgeb konstantsel rõhul, siis eralduvad gaasid töötavad välisrõhu jõududele vastu ja reaktsiooni käigus neeldunud soojus võrdub siseenergia muutuste summaga. ?U ja töötama A \u003d p? V. Seda konstantsel rõhul neeldunud soojust nimetatakse entalpia muutuseks: H = ?U + p?V, määratlev entalpia Kuidas H \u003d U + pV. Vedelate ja tahkete ainete reaktsioonid kulgevad ilma olulise mahumuutuseta (?V= 0), mis on nende reaktsioonide jaoks? H lähedal ?U (?H = ?U). Mahumuutusega reaktsioonide jaoks on meil olemas ?H > ?U kui laiendamine on pooleli, ja ?H< ?U kui tihendamine on pooleli.
Entalpia muutust seostatakse tavaliselt aine standardolekuga: st puhta aine puhul teatud (tahkes, vedelas või gaasilises) olekus rõhul 1 atm = 101 325 Pa, temperatuuril 298 K ja ainete kontsentratsioon 1 mol / l.
Standardne moodustumise entalpia H arr- 1 mooli aine moodustumisel tavalistes tingimustes selle moodustavatest lihtainetest vabanev või neeldunud soojus. Näiteks, ?N arr(NaCl) = -411 kJ/mol. See tähendab, et reaktsioonis Na(tv) + ?Cl 2 (g) = NaCl(tv) vabaneb 1 mol NaCl moodustumisel 411 kJ energiat.
Standardne reaktsioonientalpia?- entalpia muutus keemilise reaktsiooni käigus määratakse järgmise valemiga: ?H = ?N arr(tooted) - ?N arr(reaktiivid).
Nii et reaktsiooni jaoks NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), teades? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol, H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol ja H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol on meil:
H \u003d? H o 6 p (NH 4 Cl) - ? H o 6 p (NH 3) -? H o 6 p (HCl) \u003d -315 - (-46) - (-92) \u003d -177 kJ.
Kui? H< 0, reaktsioon on eksotermiline. Kui? H > 0, on reaktsioon endotermiline.
Seadus Hess: reaktsiooni standardentalpia sõltub reagentide ja produktide standardsetest entalpiatest ega sõltu reaktsiooniteest.
Spontaansed protsessid võivad olla mitte ainult eksotermilised, st energia vähenemisega protsessid (?H< 0), kuid võivad olla ka endotermilised protsessid, st energia suurenemisega protsessid (?H > 0). Kõigi nende protsesside puhul suureneb süsteemi "häire".
EntroopiaS on füüsikaline suurus, mis iseloomustab süsteemi häire astet. S on standardentroopia, ?S on standardentroopia muutus. Kui?S > 0, siis häire kasvab, kui AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Protsesside puhul, milles osakeste arv väheneb, on ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:
CaO (tv) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (tv),? S< 0;
CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), ?S\u003e 0.
Protsessid kulgevad spontaanselt koos energia vabanemisega, st mille jaoks? H< 0 ja entroopia suurenemisega, st mille puhul?S > 0. Mõlema teguri arvessevõtmine toob kaasa avaldise Gibbsi energia: G = H - TS või? G \u003d? H - T? S. Reaktsioonid, milles Gibbsi energia väheneb, st ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, spontaanselt ei lähe. Tingimus G = 0 tähendab, et saaduste ja reaktiivide vahel on saavutatud tasakaal.
Madalal temperatuuril, kui väärtus T on nullilähedane, toimuvad ainult eksotermilised reaktsioonid, kuna T?S– vähe ja G = ? H< 0. Kõrgetel temperatuuridel väärtused T?S suur ja suurusjärku tähelepanuta jättes? H, meil on? G = – T?S, st toimuvad spontaanselt entroopia suurenemisega protsessid, mille puhul S > 0 ja ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.
AG väärtuse konkreetse reaktsiooni jaoks saab määrata järgmise valemiga:
G = ?С arr (produktid) – ?G o b p (reaktiivid).
Sel juhul väärtusi?G o br, samuti? H arr ja S o br suure hulga ainete jaoks on toodud spetsiaalsetes tabelites.
4.2. Keemiline kineetika
Keemilise reaktsiooni kiirus(v) määratakse reagentide molaarse kontsentratsiooni muutusega ajaühikus:
Kus v on reaktsiooni kiirus, s on reaktiivi molaarne kontsentratsioon, t- aeg.
Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest ja reaktsioonitingimustest (temperatuur, kontsentratsioon, katalüsaatori olemasolu jne).
Kontsentratsiooni mõju. IN Lihtreaktsioonide korral on reaktsiooni kiirus võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega.
Reaktsiooni jaoks
kus 1 ja 2 on vastavalt edasi- ja tagurpidi reaktsiooni suund:
v 1 \u003d k 1? [Olen? [B]n ja
v 2 \u003d k 2? [C]p? [D] q
Kus v- kiire reaktsioon, k on kiiruskonstant, [A] on aine A molaarne kontsentratsioon.
Reaktsiooni molekulaarsus on reaktsiooni elementaarses toimingus osalevate molekulide arv. Lihtsate reaktsioonide jaoks, näiteks: mA + nB> PC + qD, molekulaarsus on võrdne koefitsientide summaga (m + n). Reaktsioonid võivad olla ühe-, kahe- ja harva kolmemolekulaarsed. Kõrgemad molekulaarsed reaktsioonid ei toimu.
Reaktsiooni järjekord on võrdne kontsentratsiooniastmete näitajate summaga keemilise reaktsiooni kiiruse eksperimentaalses väljenduses. Niisiis, keerulise reaktsiooni jaoks
mA + nB > рС + qD reaktsioonikiiruse eksperimentaalne avaldis on kujul
v 1 = k1? [A]? ? [IN] ? ja reaktsiooni järjekord on (? +?). Kuhu? Ja? on eksperimentaalsed ja ei pruugi nendega kokku langeda m Ja n vastavalt, kuna kompleksreaktsiooni võrrand on mitme lihtsa reaktsiooni tulemus.
Temperatuuri mõju. Reaktsioonikiirus sõltub molekulide efektiivsete kokkupõrgete arvust. Temperatuuri tõus suurendab aktiivsete molekulide arvu, andes neile reaktsiooni kulgemiseks vajaliku. aktiveerimise energia E toimib ja suurendab keemilise reaktsiooni kiirust.
Van't Hoffi reegel. Temperatuuri tõusuga 10° võrra suureneb reaktsioonikiirus 2–4 korda. Matemaatiliselt on see kirjutatud järgmiselt:
v2 = v1? ?(t 2 - t 1) / 10
kus v 1 ja v 2 on reaktsioonikiirused algtemperatuuril (t 1) ja lõpptemperatuuril (t 2), ? - reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõustes 10 ° võrra.
Täpsemalt väljendatakse reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist kui Arrheniuse võrrand:
k = A? e - E/(RT) ,
Kus k on kiiruskonstant, A- konstantne, temperatuurist sõltumatu, e = 2,71828, E on aktiveerimisenergia, R= 8,314 J/(K? mol) – gaasikonstant; T– temperatuur (K). On näha, et kiiruskonstant suureneb temperatuuri tõustes ja aktiveerimisenergia vähenedes.
4.3. Keemiline tasakaal
Süsteem on tasakaalus, kui selle olek ajas ei muutu. Otsese ja pöördreaktsiooni kiiruste võrdsus on süsteemi tasakaalu säilitamise tingimus.
Pöörduva reaktsiooni näide on reaktsioon
N2 + 3H2-2NH3.
Massitegevuse seadus: reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutise suhe lähteainete kontsentratsioonide korrutisesse (kõik kontsentratsioonid on näidatud astmetes, mis on võrdsed nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega) on konstant nn. tasakaalukonstant.
Tasakaalukonstant on otsese reaktsiooni edenemise mõõt.
K = O - otsene reaktsioon puudub;
K =? - otsene reaktsioon läheb lõpuni;
K > 1 - tasakaal nihutatakse paremale;
TO< 1 - tasakaal nihutatakse vasakule.
Reaktsiooni tasakaalu konstant TO on seotud standardse Gibbsi energia?G muutusega sama reaktsiooni korral:
G= – RT ln K, või ?g= -2.3RT lg K, või K= 10 -0,435?G/RT
Kui K > 1, siis lg K> 0 ja?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.
Kui TO< 1, siis lg K < 0 и?G >0, st kui tasakaal on nihutatud vasakule, siis reaktsioon ei lähe spontaanselt paremale.
Tasakaalu nihke seadus: Kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, tekib süsteemis protsess, mis neutraliseerib välismõju.
5. Redoksreaktsioonid
Redoksreaktsioonid- reaktsioonid, mis kaasnevad elementide oksüdatsiooniastme muutumisega.
Oksüdatsioon on elektronidest loobumise protsess.
Taastumine on elektronide lisamise protsess.
Oksüdeerija Aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone.
Redutseeriv aine Aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.
Oksüdeerivad ained, mis võtavad vastu elektrone, lähevad redutseeritud kujul:
F2 [ca. ] + 2e > 2F? [ülejäänud].
Redutseerivad ained, mis loovutavad elektrone, lähevad oksüdeeritud kujul:
Na 0 [taastada ] – 1e > Na + [ligikaudu].
Tasakaalu oksüdeeritud ja redutseeritud vormide vahel iseloomustab Nernsti võrrandid redokspotentsiaali jaoks:
Kus E 0 on redokspotentsiaali standardväärtus; n on ülekantud elektronide arv; [puh. ] ja [ca. ] on ühendi molaarsed kontsentratsioonid vastavalt redutseeritud ja oksüdeeritud kujul.
Elektroodide standardpotentsiaalide väärtused E 0 on toodud tabelites ja iseloomustavad ühendite oksüdeerivaid ja redutseerivaid omadusi: seda positiivsem on väärtus E 0, mida tugevamad on oksüdeerivad omadused ja seda negatiivsem on väärtus E 0, seda tugevamad on taastavad omadused.
Näiteks F 2 + 2e - 2F jaoks? E 0 = 2,87 volti ja Na + + 1e puhul - Na 0 E 0 =-2,71 volti (redutseerimisreaktsioonide jaoks registreeritakse alati protsess).
Redoksreaktsioon on kombinatsioon kahest poolreaktsioonist, oksüdatsioonist ja redutseerimisest, ning seda iseloomustab elektromotoorjõud (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 okei – ?E 0 taastamine, Kus E 0 okei Ja? E 0 taastamine on oksüdeeriva aine ja redutseerija standardpotentsiaalid antud reaktsiooni jaoks.
emf reaktsioonid? E 0 on seotud Gibbsi vaba energia?G ja reaktsiooni tasakaalukonstandi muutusega SAADA:
?G = –nF?E 0 või? E = (RT/nF) ln K.
emf reaktsioonid mittestandardsetes kontsentratsioonides? E on võrdne: ? E =?E 0 - (RT / nF)? Ig K või? E =?E 0 -(0,059/n)lg K.
Tasakaalu korral G \u003d 0 ja E \u003d 0, kus? E =(0,059/n)lg K Ja K = 10n?E/0,059.
Reaktsiooni spontaanseks toimumiseks peavad olema täidetud järgmised seosed: ?G< 0 или K >> 1, et tingimus vastab? E 0> 0. Seetõttu on antud redoksreaktsiooni võimalikkuse kindlakstegemiseks vaja arvutada väärtus? E 0 . Kui? E 0 > 0, reaktsioon on sisse lülitatud. Kui? E 0< 0, reaktsiooni ei toimu.
Keemilised vooluallikadGalvaanilised rakud Seadmed, mis muudavad keemilise reaktsiooni energia elektrienergiaks.
Danieli galvaaniline element koosneb vastavalt ZnSO 4 ja CuSO 4 lahusesse sukeldatud tsingi- ja vaseelektroodidest. Elektrolüütide lahused suhtlevad läbi poorse vaheseina. Samal ajal toimub tsinkelektroodil oksüdatsioon: Zn > Zn 2+ + 2e ja redutseerimine vaskelektroodil: Cu 2+ + 2e > Cu. Üldiselt toimub reaktsioon: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.
Anood- elektrood, millel oksüdatsioon toimub. Katood- elektrood, millel redutseerimine toimub. Galvaanilistes elementides on anood negatiivselt laetud ja katood positiivselt laetud. Elementdiagrammidel on metall ja lahus eraldatud vertikaalse joonega ning kaks lahendust kahekordse vertikaalse joonega.
Niisiis, reaktsiooni Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu jaoks kirjutatakse galvaanilise elemendi ahel: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).
Reaktsiooni elektromotoorjõud (emf) on? E 0 \u003d E 0 ok - E 0 taasta= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,10 V. Kadude tõttu on elemendi tekitatav pinge mõnevõrra väiksem kui? E 0 . Kui lahuste kontsentratsioonid erinevad standardsetest, võrdub 1 mol/l, siis E 0 okei Ja E 0 taastamine arvutatakse Nernsti võrrandi järgi ja seejärel arvutatakse emf. vastav galvaaniline element.
kuiv element koosneb tsinkkehast, tärklise või jahuga NH 4 Cl pastast, MnO 2 segust grafiidiga ja grafiitelektroodist. Selle töö käigus toimub järgmine reaktsioon: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.
Elementide diagramm: (-)Zn | NH4Cl | Mn02, C(+). emf element - 1,5 V.
Patareid. Pliiaku koosneb kahest pliiplaadist, mis on sukeldatud 30% väävelhappe lahusesse ja kaetud lahustumatu PbSO 4 kihiga. Kui aku on laetud, toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:
PbSO 4 (tv) + 2e > Pb (tv) + SO 4 2-
PbSO 4 (tv) + 2H 2 O > РbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e
Kui aku tühjeneb, toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:
Pb(tv) + SO 4 2-> PbSO 4 (tv) + 2e
РbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e> PbSO 4 (tv) + 2Н 2 O
Üldise reaktsiooni võib kirjutada järgmiselt:
Töötamiseks vajab aku regulaarset laadimist ja väävelhappe kontsentratsiooni kontrollimist, mis võib aku töötamise ajal veidi langeda.
6. Lahendused
6.1. Lahuse kontsentratsioon
Aine massiosa lahuses w on võrdne lahustunud aine massi ja lahuse massi suhtega: w \u003d m in-va / m lahus või w = m in-va / (V ?), sest m p-ra \u003d V p-pa? ?r-ra.
Molaarne kontsentratsioon Koos on võrdne lahustunud aine moolide arvu ja lahuse ruumala suhtega: c = n(mol)/ V(l) või c = m/(M? V( l )).
Ekvivalentide molaarne kontsentratsioon (tavaline või ekvivalentne kontsentratsioon) koos e on võrdne lahustunud aine ekvivalentide arvu ja lahuse ruumala suhtega: kus e = n(molekv.)/ V(l) või koos e \u003d m / (M e? V (l)).
6.2. Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Elektrolüütiline dissotsiatsioon– elektrolüüdi lagunemine katioonideks ja anioonideks polaarsete lahustimolekulide toimel.
Dissotsiatsiooni aste? kas dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni (c diss) suhe lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni (c vol): ? = s diss / s rev.
Elektrolüüdid võib jagada tugev(?~1) ja nõrk.
Tugevad elektrolüüdid(nende jaoks? ~ 1) - vees lahustuvad soolad ja alused, samuti mõned happed: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 jt.
Nõrgad elektrolüüdid(neile?<< 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.
Ioonreaktsiooni võrrandid. IN Ioonreaktsiooni võrrandites kirjutatakse tugevad elektrolüüdid ioonideks ning nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad ained ja gaasid molekulidena. Näiteks:
CaCO 3 v + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ^
CaCO3 v + 2H + + 2Cl? \u003d Ca 2+ + 2Cl? + H20 + CO2^
CaCO3 v + 2H+ = Ca2+ + H20 + CO2^
Ioonidevahelised reaktsioonid minna vähem ioone andva aine tekke suunas, st nõrgema elektrolüüdi või vähem lahustuva aine suunas.
6.3. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon
Rakendame massimõju seadust ioonide ja molekulide vahelisele tasakaalule nõrga elektrolüüdi, näiteks äädikhappe lahuses:
CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +
Dissotsiatsioonireaktsioonide tasakaalukonstante nimetatakse dissotsiatsioonikonstandid. Dissotsiatsioonikonstandid iseloomustavad nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni: mida väiksem on konstant, seda vähem nõrk elektrolüüt dissotsieerub, seda nõrgem see on.
Polüaluselised happed dissotsieeruvad etappidena:
H3PO4 - H+ + H2PO4?
Täieliku dissotsiatsioonireaktsiooni tasakaalukonstant on võrdne dissotsiatsiooni üksikute etappide konstantide korrutisega:
H 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-
Ostwaldi lahjendusseadus: nõrga elektrolüüdi (a) dissotsiatsiooni aste suureneb selle kontsentratsiooni vähenemisega, st lahjendamisel:
Ühise iooni mõju nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonile:ühise iooni lisamine vähendab nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooni. Niisiis, nõrga elektrolüüdi lahuse lisamisel CH 3 COOH
CH 3 COOH - CH 3 COО? + H + ?<< 1
tugev elektrolüüt, mis sisaldab CH 3 COOH-ga ühist iooni, st atsetaadi iooni, näiteks CH 3 COONa
CH 3 COONa – CH 3 COO? +Na+? = 1
atsetaadiooni kontsentratsioon suureneb ja CH 3 COOH dissotsiatsiooni tasakaal nihkub vasakule, st happe dissotsiatsioon väheneb.
6.4. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon
Ioonide aktiivsus A on iooni kontsentratsioon, mis väljendub selle omadustes.
Aktiivsustegurf on ioonide aktiivsuse suhe A keskenduda: f= a/c või A = f.c.
Kui f = 1, siis on ioonid vabad ega interakteeru üksteisega. Seda esineb väga lahjendatud lahustes, nõrkade elektrolüütide lahustes jne.
Kui f< 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.
Aktiivsustegur sõltub lahuse I ioontugevusest: mida suurem on ioontugevus, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient.
Lahuse ioontugevus I oleneb tasudest z ja ioonide kontsentratsioonid:
I= 0,52?s z2.
Aktiivsustegur sõltub iooni laengust: mida suurem on iooni laeng, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient. Matemaatiliselt aktiivsuskoefitsiendi sõltuvus f ioontugevusest I ja ioonilaeng z on kirjutatud Debye-Hückeli valemiga:
Ioonide aktiivsuse koefitsiente saab määrata järgmise tabeli abil:
6.5 Vee ioonne saadus. Vesiniku indikaator
Vesi, nõrk elektrolüüt, dissotsieerub, moodustades H+ ja OH2 ioone. Need ioonid on hüdreeritud, st seotud mitme veemolekuliga, kuid lihtsuse huvides on need kirjutatud mittehüdraaditud kujul
H2O - H+ + OH?.
Massimõju seaduse alusel selle tasakaalu korral:
Veemolekulide [H 2 O] kontsentratsiooni, st moolide arvu 1 liitris vees, võib pidada konstantseks ja võrdseks [H 2 O] \u003d 1000 g / l: 18 g / mol \u003d 55,6 mol / l. Siit:
TO[H20] = TO(H2O ) = [H+] = 10-14 (22 °C).
Vee ioonne saadus– kontsentratsioonide [H + ] ja – korrutis on konstantne väärtus konstantsel temperatuuril ja võrdne 10 -14 22°C juures.
Vee ioonsaadus suureneb temperatuuri tõustes.
pH väärtus on vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne logaritm: pH = – lg. Samamoodi: pOH = – lg.
Vee ioonsaaduse logaritm annab: pH + pOH = 14.
PH väärtus iseloomustab söötme reaktsiooni.
Kui pH = 7, siis [H + ] = on neutraalne keskkond.
Kui pH< 7, то [Н + ] >- happeline keskkond.
Kui pH > 7, siis [H + ]< – щелочная среда.
6.6. puhverlahused
Puhverlahused on lahused, milles on teatud vesinikioonide kontsentratsioon. Nende lahuste pH ei muutu lahjendamisel ja muutub vähesel määral hapete ja leeliste lisamisel.
I. Nõrga happe HA lahus, kontsentratsioon - happest ja selle soolad tugeva alusega BA, kontsentratsioon - soolast. Näiteks atsetaatpuhver on äädikhappe ja naatriumatsetaadi lahus: CH 3 COOH + CHgCOONa.
pH \u003d pK happeline + lg (sool /s happeline).
II. Nõrga aluse BOH lahus, kontsentratsioon - aluselisega ja selle soolad tugeva happega BA, kontsentratsioon - soolaga. Näiteks ammoniaagipuhver on ammooniumhüdroksiidi ja ammooniumkloriidi NH 4 OH + NH 4 Cl lahus.
pH = 14 - рК aluseline - lg (soolast / aluselisest).
6.7. Soola hüdrolüüs
Soola hüdrolüüs- soolaioonide koostoime veega nõrga elektrolüüdi moodustumisega.
Hüdrolüüsireaktsiooni võrrandite näited.
I. Soola moodustavad tugev alus ja nõrk hape:
Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHCO 3 + NaOH
2Na + + CO 3 2- + H 2O - 2Na + + HCO 3? + OH?
CO 3 2- + H 2 O - HCO 3? + OH?, pH > 7, aluseline.
Teises etapis hüdrolüüsi praktiliselt ei toimu.
II. Nõrgast alusest ja tugevast happest moodustub sool:
AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl
Al 3+ + 3Cl? + H2O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?
Al 3+ + H 2 O - AlOH 2+ + H +, pH< 7.
Teises etapis toimub hüdrolüüs vähem ja kolmandas etapis seda praktiliselt ei toimu.
III. Soola moodustavad tugev alus ja tugev hape:
K++NO3? + H2O? hüdrolüüs puudub, pH? 7.
IV. Nõrgast alusest ja nõrgast happest moodustub sool:
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.
Mõnel juhul, kui soola moodustavad väga nõrgad alused ja happed, toimub täielik hüdrolüüs. Selliste soolade lahustuvuse tabelis on sümbol "laguneb vees":
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3H 2 S ^
Vahetusreaktsioonides tuleks arvesse võtta täieliku hüdrolüüsi võimalust:
Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^
Hüdrolüüsi asteh on hüdrolüüsitud molekulide kontsentratsiooni ja lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni suhe.
Tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolade puhul:
= ch, pOH = -lg, pH = 14 - pOH.
Väljendist tuleneb, et hüdrolüüsi aste h(st hüdrolüüs) suureneb:
a) temperatuuri tõusuga, kuna K (H 2 O) suureneb;
b) soola moodustava happe dissotsiatsiooni vähenemisega: mida nõrgem on hape, seda suurem on hüdrolüüs;
c) lahjendamisega: mida madalam c, seda suurem on hüdrolüüs.
Nõrgast alusest ja tugevast happest moodustunud soolade jaoks
[H+] = ch, pH = – lg.
Nõrga aluse ja nõrga happe moodustatud soolade jaoks
6.8. Hapete ja aluste protolüütiline teooria
Protolüüs on prootonite ülekandeprotsess.
Protoliidid happed ja alused, mis loovutavad ja võtavad vastu prootoneid.
Hape Molekul või ioon, mis on võimeline prootonit loovutama. Igal happel on oma konjugeeritud alus. Hapete tugevust iseloomustab happekonstant Et k.
H 2 CO 3 + H 2 O - H 3 O + + HCO 3?
K k = 4 ? 10 -7
3+ + H2O-2+ + H3O+
K k = 9 ? 10 -6
Alus Molekul või ioon, mis suudab vastu võtta prootoneid. Igal alusel on oma konjugeeritud hape. Aluste tugevust iseloomustab baaskonstant K 0 .
NH3? H2O (H2O) - NH4 + + OH?
K 0 = 1,8 ?10 -5
Amfolüüdid- tagasilöögi- ja prootoni kinnitusvõimelised protoliidid.
HCO3? + H 2 O - H 3 O + + CO 3 2-
HCO3? - hape.
HCO3? + H 2 O - H 2 CO 3 + OH?
HCO3? - alus.
Vee jaoks: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?
K (H 2 O) \u003d [H 3 O +] \u003d 10 -14 ja pH \u003d - lg.
Konstandid K kuni Ja K 0 konjugeeritud happed ja alused on seotud.
ON + H 2 O - H 3 O + + A ?,
A? + H2O - ON + OH?,
7. Lahustuvuskonstant. Lahustuvus
Süsteemis, mis koosneb lahusest ja sademest, toimub kaks protsessi - sademe lahustumine ja sadenemine. Nende kahe protsessi kiiruste võrdsus on tasakaalutingimus.
küllastunud lahus Lahus, mis on sademega tasakaalus.
Sademe ja lahuse vahelise tasakaalu suhtes rakendatud massimõju seadus annab:
Kuna = const,
TO = K s (AgCl) = .
Üldiselt on meil:
A m B n(TV) - m A +n+n B -m
K s ( A m B n)= [A +n ] m[IN -m ] n .
LahustuvuskonstantKs(või lahustuvusprodukt PR) - vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses ioonide kontsentratsioonide korrutis - on konstantne väärtus ja sõltub ainult temperatuurist.
Lahustumatu aine lahustuvus s saab väljendada moolides liitri kohta. Olenevalt suurusest s aineid saab jagada halvasti lahustuvateks - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l ja hästi lahustuv s>10 -2 mol/l.
Ühendite lahustuvus on seotud nende lahustuvusproduktiga.
Sademete ja lahustumise seisund AgCl puhul: AgCl - Ag + + Cl?
Ks= :
a) tasakaaluseisund sademe ja lahuse vahel: = K s .
b) settimine: > K s ; sadestamise ajal vähenevad ioonide kontsentratsioonid kuni tasakaalu saavutamiseni;
c) sademe lahustumise või küllastunud lahuse olemasolu tingimus:< K s ; sademe lahustumisel suureneb ioonide kontsentratsioon kuni tasakaalu saavutamiseni.
8. Koordinatsiooniühendid
Koordinatsiooni (kompleks) ühendid on ühendid, millel on doonor-aktseptor side.
K3 jaoks:
välissfääri ioonid - 3K +,
sisesfääri ioon - 3-,
kompleksimoodustaja - Fe 3+,
ligandid - 6CN?, nende tihedus - 1,
koordineerimisnumber - 6.
Näited kompleksimoodustajatest: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ jne.
Ligandide näited: polaarsed molekulid H 2 O, NH 3, CO ja anioonid CN2, Cl2, OH? ja jne.
Koordinatsiooninumbrid: tavaliselt 4 või 6, harva 2, 3 jne.
Nomenklatuur. Kõigepealt nimetatakse aniooni (nimetavas käändes), seejärel katiooniks (genitiivis). Mõnede ligandide nimetused: NH 3 - amiin, H 2 O - vesi, CN? – tsüano, Cl? – kloro, OH? - hüdrokso. Koordinatsiooninumbrite nimetused: 2 - di, 3 - kolm, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa. Märkige kompleksimoodustaja oksüdatsiooniaste:
Cl on diamiinhõbe(I)kloriid;
SO4 - tetramiinvask(II)sulfaat;
K 3 on kaaliumheksatsüanoferraat (III).
Keemilineühendus.Valentssidemete teooria eeldab keskaatomi orbitaalide hübridiseerumist. Saadud hübriidorbitaalide asukoht määrab komplekside geomeetria.
Diamagnetiline kompleksioon Fe(CN) 6 4- .
Tsüaniidi ioon – doonor
Raua ioon Fe 2+ - aktseptor - on valemiga 3d 6 4s 0 4p 0. Võttes arvesse kompleksi diamagnetismi (kõik elektronid on paaris) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil d2sp3- hübridisatsioon:
Kompleks on diamagnetiline, madala spinniga, orbitaalne, stabiilne (väliseid elektrone ei kasutata), oktaeedriline ( d2sp3-hübridiseerimine).
Paramagnetiline kompleksioon FeF 6 3- .
Fluoriioon on doonor.
Raua ioon Fe 3+ – aktseptor – on valemiga 3d 5 4s 0 4p 0 . Võttes arvesse kompleksi paramagnetismi (elektronid aurutatakse) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil sp 3 p 2- hübridisatsioon:
Kompleks on paramagnetiline, suure spinniga, välisorbitaalne, ebastabiilne (kasutatakse välimisi 4d-orbitaale), oktaeedriline ( sp 3 p 2-hübridiseerimine).
Koordinatsiooniühendite dissotsiatsioon.Lahuses olevad koordinatsiooniühendid dissotsieeruvad täielikult sisemise ja välimise sfääri ioonideks.
NO 3 > Ag(NH 3) 2 + + NO 3 y, ? = 1.
Sisemise sfääri ioonid, st kompleksioonid, dissotsieeruvad metalliioonideks ja ligandideks, nagu nõrgad elektrolüüdid, astmeliselt.
Kus K 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 nimetatakse ebastabiilsuse konstantideks ja iseloomustada komplekside dissotsiatsiooni: mida väiksem on ebastabiilsuse konstant, mida vähem kompleks dissotsieerub, seda stabiilsem see on.
>> Keemilised valemid
Keemilised valemid
Lõik aitab teil:
> saada teada, mis on keemiline valem;
> lugeda ainete, aatomite, molekulide, ioonide valemeid;
> kasutada õigesti mõistet "valemiühik";
> koostada ioonsete ühendite keemilisi valemeid;
> iseloomustada aine, molekuli, iooni koostist keemilise valemiga.
Keemiline valem.
Kõigil on see ained on nimi. Nime järgi on aga võimatu kindlaks teha, millistest osakestest aine koosneb, kui palju ja milliseid aatomeid selle molekulides sisaldub, ioone, millised laengud on ioonidel. Vastused sellistele küsimustele annab spetsiaalne rekord – keemiline valem.
Keemiline valem on aatomi, molekuli, iooni või aine tähistamine sümbolite abil keemilised elemendid ja indeksid.
Aatomi keemiline valem on vastava elemendi sümbol. Näiteks alumiiniumi aatomit tähistatakse sümboliga Al ja räni aatomit sümboliga Si. Sellised valemid on ka lihtainetel - metallil alumiinium, aatomistruktuuriga mittemetall räni.
Keemiline valem lihtaine molekul sisaldab vastava elemendi sümbolit ja alaindeksit - väikest arvu, mis on kirjutatud alla ja paremale. Indeks näitab aatomite arvu molekulis.
Hapniku molekul koosneb kahest hapnikuaatomist. Selle keemiline valem on O2. Selle valemi lugemiseks hääldatakse kõigepealt elemendi sümbol, seejärel indeks: "o-kaks". Valem O 2 ei tähista mitte ainult molekuli, vaid ka ainet hapnikku ennast.
O 2 molekuli nimetatakse kaheaatomiliseks. Nendest molekulidest (nende üldvalem on E 2) koosnevad lihtained vesinik, lämmastik, fluor, kloor, broom, jood.
Osoon sisaldab kolme aatomiga molekule, valget fosforit - nelja aatomit ja väävlit - kaheksa aatomit. (Kirjutage nende molekulide keemilised valemid.)
H 2
O2
N 2
Cl2
Br2
ma 2
Keerulise aine molekuli valemis on kirjutatud nende elementide sümbolid, mille aatomid selles sisalduvad, samuti indeksid. Süsinikdioksiidi molekul koosneb kolmest aatomist: ühest süsinikuaatomist ja kahest hapnikuaatomist. Selle keemiline valem on CO 2 (loe "tse-o-two"). Pidage meeles: kui molekulis on mis tahes elemendi üks aatom, siis vastavat indeksit, st I, ei kirjutata keemilises valemis. Süsinikdioksiidi molekuli valem on ka aine enda valem.
Iooni valemis registreeritakse täiendavalt selle laeng. Selleks kasutage ülaindeksit. Selles näitab number tasu suurust (nad ei kirjuta ühikut) ja seejärel märk (pluss või miinus). Näiteks naatriumioonil laenguga +1 on valem Na + (loe "naatrium pluss"), klooriioonil laenguga - I - SG - ("kloor miinus"), hüdroksiidioonil laenguga - I - OH - (" o-tuha-miinus"), karbonaadi ioon laenguga -2 - CO 2- 3 ("tse-o-kolm-kaks-miinus").
Na + , Cl -
lihtsad ioonid
OH-, CO2-3
komplekssed ioonid
Ioonühendite valemitesse kirjutavad nad esmalt ilma laenguid märkimata positiivselt laetud ioonid, ja seejärel - negatiivselt laetud (tabel 2). Kui valem on õige, on kõigi selles sisalduvate ioonide laengute summa võrdne nulliga.
tabel 2
Mõnede ioonsete ühendite valemid
Mõnes keemilises valemis on sulgudes kirjutatud aatomite rühm või kompleksioon. Võtke näiteks kustutatud lubja Ca (OH) 2 valem. See on ioonne ühend. Selles on iga Ca 2+ iooni kohta kaks OH - iooni. Ühendvalem kõlab " kaltsium-o-tuhka-kaks korda", kuid mitte "kaltsium-o-tuhk-kaks".
Mõnikord kirjutatakse keemilistes valemites elementide sümbolite asemel "võõrad" tähed, aga ka indekstähed. Selliseid valemeid nimetatakse sageli üldisteks. Seda tüüpi valemite näited: ECI n, E n O m, Fe x O y. Esiteks
valem tähistab klooriga elementide rühma, teine - hapnikuga elementide ühendite rühma ja kolmandat kasutatakse juhul, kui Ferrumi ühendi keemiline valem on Hapnik tundmatu ja
see tuleks paigaldada.
Kui teil on vaja määrata kaks eraldi neooni aatomit, kaks hapnikumolekuli, kaks süsinikdioksiidi molekuli või kaks naatriumiooni, kasutage tähistusi 2Ne, 20 2, 2C0 2, 2Na +. Keemilise valemi ees olevat arvu nimetatakse koefitsiendiks. Koefitsienti I, nagu ka indeksit I, ei kirjutata.
valemiühik.
Mida 2NaCl tähendab? NaCl molekulid puuduvad; lauasool on ioonne ühend, mis koosneb Na + ja Cl - ioonidest. Nende ioonide paari nimetatakse aine valemiühikuks (see on esile tõstetud joonisel 44, a). Seega esindab rekord 2NaCl kahte lauasoola valemiühikut, st kahte paari Na + ja C l - ioone.
Mõistet "valemiühik" kasutatakse mitte ainult ioonse, vaid ka aatomi struktuuriga komplekssete ainete kohta. Näiteks kvarts SiO 2 valemiühik on ühe räni aatomi ja kahe hapnikuaatomi kombinatsioon (joonis 44, b).
Riis. 44. valemiühikud ioonse aatomistruktuuriga ühendites (b)
Valemühik on aine väikseim "telliskivi", selle väikseim korduv fragment. See fragment võib olla aatom (lihtsas asjas), molekul(lihtsas või keerulises asjas),
aatomite või ioonide kogum (keerulises aines).
Harjutus. Koostage Li + i SO 2-4 ioone sisaldava ühendi keemiline valem. Nimetage selle aine valemiühik.
Lahendus
Ioonühendis on kõigi ioonide laengute summa null. See on võimalik tingimusel, et iga SO 2-4 iooni kohta on kaks Li + iooni. Seega on ühendi valem Li2SO4.
Aine valemiühikuks on kolm iooni: kaks Li + iooni ja üks SO 2-4 ioon.
Aine kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis.
Keemiline valem sisaldab teavet osakese või aine koostise kohta. Kvalitatiivset koostist iseloomustades nimetavad nad elemente, mis moodustavad osakese või aine, ja iseloomustades kvantitatiivset koostist, näitavad:
Iga elemendi aatomite arv molekulis või kompleksioonis;
erinevate elementide või ioonide aatomite suhe aines.
Harjutus. Kirjeldage metaani CH 4 (molekulaarne ühend) ja sooda Na 2 CO 3 (ioonühend) koostist
Lahendus
Metaani moodustavad elemendid süsinik ja vesinik (see on kvalitatiivne koostis). Metaani molekul sisaldab ühte süsinikuaatomit ja nelja vesinikuaatomit; nende suhe molekulis ja aines
N(C): N(H) = 1:4 (kvantitatiivne koostis).
(Täht N tähistab osakeste - aatomite, molekulide, ioonide - arvu.
Sooda moodustab kolm elementi - naatrium, süsinik ja hapnik. See sisaldab positiivselt laetud Na + ioone, kuna naatrium on metalliline element, ja negatiivselt laetud CO -2 3 ioone (kvalitatiivne koostis).
Elementide ja ioonide aatomite suhe aines on järgmine:
järeldused
Keemiline valem on aatomi, molekuli, iooni, aine kirje, kasutades keemiliste elementide ja indeksite sümboleid. Iga elemendi aatomite arv on valemis näidatud alaindeksiga ja iooni laeng on näidatud ülaindeksiga.
Valemühik - aine osake või osakeste kogum, mis on esitatud selle keemilise valemiga.
Keemiline valem peegeldab osakese või aine kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist.
?
66. Millist teavet aine või osakese kohta sisaldab keemiline valem?
67. Mis vahe on koefitsiendil ja alaindeksil keemiaregistrites? Täienda oma vastust näidetega. Milleks ülaindeksit kasutatakse?
68. Lugege valemeid: P 4, KHCO 3, AI 2 (SO 4) 3, Fe(OH) 2 NO 3, Ag +, NH + 4, CIO - 4.
69. Mida tähendavad kirjed: 3H 2 0, 2H, 2H 2, N 2, Li, 4Cu, Zn 2+, 50 2-, NO - 3, ZCa (0H) 2, 2CaC0 3?
70. Kirjutage üles keemilised valemid, mis kõlavad järgmiselt: es-o-kolm; boor-kaks-o-kolm; tuhk-en-o-kaks; kroom-o-tuhk-kolm korda; naatrium-tuhk-es-o-neli; en-tuhk-neli-kaks-es; baarium-kaks-pluss; pe-o-neli-kolm-miinus.
71. Koostage keemiline valem molekulist, mis sisaldab: a) ühte lämmastikuaatomit ja kolme vesinikuaatomit; b) neli vesinikuaatomit, kaks fosfori aatomit ja seitse hapnikuaatomit.
72. Mis on valemiühik: a) sooda Na 2 CO 3 jaoks; b) ioonse ühendi jaoks Li3N; c) aatomstruktuuriga ühendi B 2 O 3 puhul?
73. Koostage valemid kõigi ainete kohta, mis võivad sisaldada ainult selliseid ioone: K + , Mg2 + , F - , SO -2 4 , OH - .
74. Kirjeldage kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist:
a) molekulaarsed ained - kloor Cl 2, vesinikperoksiid (vesinikperoksiid) H 2 O 2, glükoos C 6 H 12 O 6;
b) ioonne aine - naatriumsulfaat Na 2 SO 4;
c) H 3 O +, HPO 2-4 ioonid.
Popel P. P., Kriklya L. S., Keemia: Pdruch. 7 raku jaoks. zahalnosvit. navch. zakl. - K .: Näitusekeskus "Akadeemia", 2008. - 136 lk: il.
Tunni sisu tunni kokkuvõte ja tugiraam tunni esitlus interaktiivsed tehnoloogiad kiirendavad õppemeetodid Harjuta viktoriinid, veebiülesannete testimine ja harjutused kodutööde töötoad ja koolitused küsimused klassiaruteludeks Illustratsioonid video- ja helimaterjalid fotod, pildid graafika, tabelid, skeemid koomiksid, tähendamissõnad, ütlused, ristsõnad, anekdoodid, naljad, tsitaadid Lisandmoodulid kokkuvõtted petulehed kiibid uudishimulike artiklite jaoks (MAN) kirjanduse põhi- ja lisasõnastik Õpikute ja tundide täiustamine vigade parandamine õpikus vananenud teadmiste asendamine uutega Ainult õpetajatele kalenderplaanid koolitusprogrammid metoodilised soovitusedMärksõnad: Keemia 8. klass. Kõik valemid ja määratlused, füüsikaliste suuruste tähised, mõõtühikud, eesliited mõõtühikute tähistamiseks, ühikutevahelised suhted, keemilised valemid, põhimõisted, lühidalt, tabelid, diagrammid.
1. Sümbolid, nimetused ja mõõtühikud
mõned keemias kasutatavad füüsikalised suurused
| Füüsiline kogus | Määramine | Üksus |
| Aeg | t | Koos |
| Surve | lk | Pa, kPa |
| Aine kogus | ν | sünnimärk |
| Aine mass | m | kg, g |
| Massiosa | ω | Mõõtmeteta |
| Molaarmass | M | kg/mol, g/mol |
| Molaarne maht | V n | m 3 / mol, l / mol |
| Aine maht | V | m 3, l |
| Mahuosa | Mõõtmeteta | |
| Suhteline aatommass | A r | Mõõtmeteta |
| Härra | Mõõtmeteta | |
| Gaasi A suhteline tihedus gaasi B suhtes | D B (A) | Mõõtmeteta |
| Aine tihedus | R | kg / m 3, g / cm 3, g / ml |
| Avogadro konstant | N A | 1/mol |
| Absoluutne temperatuur | T | K (Kelvin) |
| Celsiuse temperatuur | t | °С (Celsiuse kraadid) |
| Keemilise reaktsiooni termiline mõju | K | kJ/mol |
2. Seosed füüsikaliste suuruste ühikute vahel
3. Keemilised valemid 8. klassis
4. Põhimõisted 8. klassis
- Atom- aine väikseim keemiliselt jagamatu osake.
- Keemiline element teatud tüüpi aatom.
- Molekul- aine väikseim osake, mis säilitab oma koostise ja keemilised omadused ning koosneb aatomitest.
- Lihtsad ained Ained, mille molekulid koosnevad sama tüüpi aatomitest.
- Komplekssed ained Ained, mille molekulid koosnevad erinevat tüüpi aatomitest.
- Aine kvalitatiivne koostis näitab, millistest aatomitest see koosneb.
- Aine kvantitatiivne koostis näitab iga elemendi aatomite arvu selle koostises.
- Keemiline valem- aine kvalitatiivse ja kvantitatiivse koostise tingimuslik registreerimine keemiliste sümbolite ja indeksite abil.
- Aatommassi ühik(amu) - aatomi massi mõõtühik, mis on võrdne 1/12 süsinikuaatomi massiga 12 C.
- sünnimärk- aine kogus, mis sisaldab osakeste arvu, mis on võrdne aatomite arvuga 0,012 kg süsinikus 12 C.
- Avogadro konstant (Na \u003d 6 * 10 23 mol -1) - ühes moolis sisalduvate osakeste arv.
- Aine molaarmass (M ) on 1 mol koguses võetud aine mass.
- Suhteline aatommass element A r - antud elemendi aatomi massi suhe m 0 ja 1/12 süsinikuaatomi massist 12 C.
- Suhteline molekulmass ained M r - antud aine molekuli massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe 12 C. Suhteline molekulmass on võrdne ühendit moodustavate keemiliste elementide suhteliste aatommasside summaga, võttes arvesse selle elemendi aatomite arvu.
- Massiosa keemiline element ω(X) näitab, millise osa aine X suhtelisest molekulmassist moodustab see element.
Aatomi-Molekulaaruuringud
1. On molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga aineid.
2. Molekulide vahel on tühimikud, mille mõõtmed sõltuvad aine agregatsiooniseisundist ja temperatuurist.
3. Molekulid on pidevas liikumises.
4. Molekulid koosnevad aatomitest.
6. Aatomeid iseloomustab teatud mass ja suurus.
Füüsikalistes nähtustes molekulid säilivad, keemilistes nähtustes reeglina hävivad. Aatomid keemilistes nähtustes asetsevad ümber, moodustades uute ainete molekule.
AINE PÜSIKOOSTISE SEADUS
Igal keemiliselt puhtal molekulaarstruktuuriga ainel, olenemata valmistamismeetodist, on konstantne kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis.
VALENTS
Valentsus on keemilise elemendi aatomi omadus kinnitada või asendada teatud arv teise elemendi aatomeid.
KEEMILINE REAKTSIOON
Keemiline reaktsioon on protsess, mille käigus ühest ainest moodustub teine aine. Reaktiivid on ained, mis astuvad keemilisesse reaktsiooni. Reaktsiooniproduktid on ained, mis tekivad reaktsiooni tulemusena.
Keemiliste reaktsioonide märgid:
1. Soojuse (valguse) eraldumine.
2. Värvimuutus.
3. Lõhna välimus.
4. Sademed.
5. Gaasi vabastamine.
Põhivalemite kogumik kooli keemiakursuse jaoks
Põhivalemite kogumik kooli keemiakursuse jaoks
G. P. Loginova
Jelena Savinkina
E. V. Savinkina G. P. Loginova
Keemia põhivalemite kogu
Õpilase taskujuhend
üldine keemia
Olulisemad keemilised mõisted ja seadused
Keemiline element Teatud tüüpi aatom, millel on sama tuumalaeng.
Suhteline aatommass(A r) näitab, mitu korda on antud keemilise elemendi aatomi mass suurem süsinik-12 aatomi massist (12 C).
Keemiline aine- mis tahes keemiliste osakeste kogum.
keemilised osakesed
valemiühik- tingimuslik osake, mille koostis vastab antud keemilisele valemile, näiteks:Ar - aine argoon (koosneb Ar aatomitest),
H 2 O - vesiaine (koosneb H 2 O molekulidest),
KNO 3 - aine kaaliumnitraat (koosneb K + katioonidest ja NO 3 ¯ anioonidest).
Füüsikaliste suuruste vahelised seosed
Elemendi aatommass (suhteline). B, Ar(B):Kus *T(aatom B) on elemendi B aatomi mass;
*t ja on aatommassi ühik;
*t ja = 1/12 T(aatom 12 C) \u003d 1,6610 24 g.
Aine kogus B, n(B), mol:
Kus N(B) on osakeste arv B;
N A on Avogadro konstant (NA = 6,0210 23 mol -1).
Aine molaarmass V, M(V), g/mol:
Kus TV)- kaal B.
Gaasi molaarmaht IN, V M , l/mol:
Kus V M = 22,4 l/mol (Avogadro seaduse tagajärg), normaaltingimustes (n.o. - atmosfäärirõhk p = 101 325 Pa (1 atm); termodünaamiline temperatuur T = 273,15 K või Celsiuse temperatuur t = 0 °C).
B vesiniku jaoks D(gaas B kuni H 2):
* Gaasilise aine tihedus IN õhuga, D(gaas B õhu kaudu): Elemendi massiosa E mateerias B, w(E):Kus x on aatomite arv E aine B valemis
Aatomi struktuur ja perioodiline seadus D.I. Mendelejev
Massiarv (A) - prootonite ja neutronite koguarv aatomituumas:
A = N(p 0) + N(p+).
Aatomi tuuma laeng (Z) võrdub prootonite arvuga tuumas ja elektronide arvuga aatomis:Z = N(p+) = N(e¯).
isotoobid- sama elemendi aatomid, mis erinevad neutronite arvu poolest tuumas, näiteks: kaalium-39: 39 K (19 p + , 20n 0, 19e¯); kaalium-40: 40 K (19 p+, 21n 0, 19e¯).*Energiatasemed ja alamtasandid
*Aatomiorbital(AO) iseloomustab ruumi piirkonda, kus teatud energiaga elektroni viibimise tõenäosus on suurim.*S- ja p-orbitaalide kujundid
Perioodiline seadus ja perioodiline süsteem D.I. Mendelejev
Elementide ja nende ühendite omadused korduvad perioodiliselt kasvava järjekorranumbriga, mis võrdub elemendi aatomi tuuma laenguga.Perioodi number vastab elektronidega täidetud energiatasemete arv, ja tähendab viimane energiatase(EL).
Rühma number A näitab Ja jne.
Rühma number B näitab valentselektronide arv ns Ja (n – 1)d.
s-elemendi sektsioon- energia alamtase (EPL) on täidetud elektronidega ns-epu- IA- ja IIA-rühmad, H ja He.
p-elementide sektsioon- täidetud elektronidega np-epu– IIIA-VIIIA-rühmad.
d-elemendi sektsioon- täidetud elektronidega (P- 1) d-EPU - IB-VIIIB2-rühmad.
f-elemendi sektsioon- täidetud elektronidega (P-2) f-EPU - lantaniidid ja aktiniidid.
Perioodilise süsteemi 3. perioodi elementide vesinikuühendite koostise ja omaduste muutused
Mittelenduvad, lagunevad vee toimel: NaH, MgH 2, AlH 3 .Lenduvad: SiH 4, PH 3, H 2 S, HCl.
Perioodilise süsteemi 3. perioodi elementide kõrgemate oksiidide ja hüdroksiidide koostise ja omaduste muutused
Põhiline: Na 2 O - NaOH, MgO - Mg (OH) 2.Amfoteerne: Al 2 O 3 - Al (OH) 3.
Hape: 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.
keemiline side
Elektronegatiivsus(χ) on väärtus, mis iseloomustab molekulis oleva aatomi võimet omandada negatiivne laeng.Kovalentse sideme moodustumise mehhanismid
vahetusmehhanism- naaberaatomite kahe orbitaali kattumine, millest igaühel oli üks elektron.Doonor-aktseptor mehhanism- ühe aatomi vaba orbitaali kattumine teise aatomi orbitaaliga, millel on elektronpaar.
Orbiidi kattumine sideme moodustumisel
*Hübridisatsiooni tüüp - osakese geomeetriline kuju - sidemete vaheline nurk
Keskaatomi orbitaalide hübridiseerumine– nende energia ja vormi ühtlustamine.sp– lineaarne – 180°
sp 2– kolmnurkne – 120°
sp 3– tetraeedriline – 109,5°
sp 3 d– trigonaal-bipüramidaalne – 90°; 120°
sp 3 p 2– oktaeedriline – 90°
Segud ja lahused
Lahendus– kahest või enamast ainest koosnev homogeenne süsteem, mille sisaldust saab teatud piirides muuta.
Lahendus: lahusti (nt vesi) + lahustunud aine.
Tõelised lahendused sisaldavad osakesi, mille suurus on väiksem kui 1 nanomeeter.
Kolloidsed lahused sisaldavad osakesi suurusega 1-100 nanomeetrit.
Mehaanilised segud(suspensioonid) sisaldavad osakesi, mis on suuremad kui 100 nanomeetrit.
Vedrustus=> tahke + vedelik
Emulsioon=> vedelik + vedelik
Vaht, udu=> gaas + vedelik
Heterogeensed segud eraldatakse settimine ja filtreerimine.
Homogeensed segud eraldatakse aurustamine, destilleerimine, kromatograafia.
küllastunud lahus on või võib olla lahustunud ainega tasakaalus (kui lahustunud aine on tahke aine, siis on selle liig settes).
Lahustuvus on lahustunud aine sisaldus küllastunud lahuses antud temperatuuril.
küllastumata lahus vähem,
Üleküllastunud lahus sisaldab lahustunud ainet rohkem, kui selle lahustuvus antud temperatuuril.
Füüsikalis-keemiliste suuruste vahelised seosed lahuses
Lahustunud aine massiosa IN, w(B);ühiku murdosa või %:Kus TV)- mass B,
t(p) on lahuse mass.
Lahuse mass m(p), r:
m(p) = m(B) + m(H2O) = V(p) ρ(p),
kus F(p) on lahuse maht;ρ(p) on lahuse tihedus.
Lahuse maht, V(p), l:
molaarne kontsentratsioon, s(B), mol/l:kus n(B) on aine B kogus;
M(B) on aine B molaarmass.
Lahuse koostise muutmine
Lahuse lahjendamine veega:> t "(B)= t(B);
> lahuse mass suureneb lisatud vee massi võrra: m "(p) \u003d m (p) + m (H2O).
Vee aurustumine lahusest:
> lahustunud aine mass ei muutu: t "(B) \u003d t (B).
> lahuse massi vähendatakse aurustunud vee massi võrra: m "(p) \u003d m (p) - m (H2O).
Kahe lahenduse ühendamine: lahuste massid ja lahustunud aine massid liidetakse:
t "(B) \u003d t (B) + t" (B);
t"(p) = t(p) + t"(p).
Kristallide tilk: lahustunud aine massi ja lahuse massi vähendatakse sadestunud kristallide massi võrra:
m "(B) \u003d m (B) - m (süvis); m" (p) \u003d m (p) - m (süvis).
Vee mass ei muutu.
Keemilise reaktsiooni termiline mõju
*Aine moodustumise entalpia ΔH° (B), kJ / mol, on reaktsiooni entalpia, mille käigus moodustub 1 mol ainet lihtsatest ainetest nende standardolekus, st konstantsel rõhul (1 atm iga süsteemi gaasi kohta või kogurõhk 1 atm gaasilise reaktsiooni osalejate puudumisel ja konstantne temperatuur (tavaliselt 298 K , või 25°C).*Keemilise reaktsiooni soojusefekt (Hessi seadus)
Q = ΣQ(tooted) - ΣQ(reaktiivid).
ΔН° = ΣΔН°(tooted) – Σ ΔH°(reaktiivid).
Reaktsiooni jaoks aA + bB +… = dD + eE +…ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),
Kus a, b, d, e on ainete stöhhiomeetrilised kogused, mis vastavad reaktsioonivõrrandi koefitsientidele.Keemilise reaktsiooni kiirus
Kui aja jooksul τ mahus VΔ võrra muudetud reagendi või toote kogus n, Reaktsiooni kiirus:
Monomolekulaarse reaktsiooni jaoks А → …:
v=k c(A).
Bimolekulaarse reaktsiooni jaoks A + B → ...:v=k c(A) c(B).
Trimolekulaarse reaktsiooni jaoks A + B + C → ...:v=k c(A) c(B) c(C).
Keemilise reaktsiooni kiiruse muutus
Kiirusreaktsioon suurendama:1) keemiliselt aktiivne reaktiivid;
2) edendamine reaktiivi kontsentratsioonid;
3) suurendama
4) edendamine temperatuur;
5) katalüsaatorid. Kiirusreaktsioon vähendada:
1) keemiliselt mitteaktiivne reaktiivid;
2) alandada reaktiivi kontsentratsioonid;
3) vähenema tahkete ja vedelate reaktiivide pinnad;
4) alandada temperatuur;
5) inhibiitorid.
* Temperatuuri kiirustegur(γ) on võrdne arvuga, mis näitab, mitu korda suureneb reaktsioonikiirus, kui temperatuur tõuseb kümne kraadi võrra:
Keemiline tasakaal
*Keemilise tasakaalu massimõju seadus: tasakaaluseisundis produktide molaarsete kontsentratsioonide korrutise suhe võimsustes võrdne
Nende stöhhiomeetrilised koefitsiendid, mis saadakse reagentide molaarsete kontsentratsioonide korrutises võimsustes, mis on võrdsed nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega, konstantsel temperatuuril on konstantne väärtus (kontsentratsiooni tasakaalukonstant).
Pöörduva reaktsiooni keemilise tasakaalu seisundis:
aA + bB + … ↔ dD + fF + …
K c = [D] d [F] f …/ [A] a [B] b …
*Keemilise tasakaalu nihkumine toodete tekke suunas
1) Reaktiivide kontsentratsiooni suurendamine;2) toodete kontsentratsiooni vähenemine;
3) temperatuuri tõus (endotermilise reaktsiooni korral);
4) temperatuuri langus (eksotermilise reaktsiooni korral);
5) rõhu tõus (mahu vähenemisega kulgeval reaktsioonil);
6) rõhu langus (mahu suurenemisega kulgeval reaktsioonil).
Vahetage reaktsioonid lahuses
Elektrolüütiline dissotsiatsioon- ioonide (katioonide ja anioonide) moodustumise protsess, kui teatud ained lahustuvad vees.
happed moodustatud vesinikkatioonid Ja happe anioonid, Näiteks:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 ¯
Elektrolüütilise dissotsiatsiooniga põhjustel moodustatud metalli katioonid ja hüdroksiidioonid, näiteks:NaOH = Na + + OH¯
Elektrolüütilise dissotsiatsiooniga soolad(keskmine, kahekordne, segatud) moodustuvad metalli katioonid ja happeanioonid, näiteks:NaNO 3 \u003d Na + + NO 3 ¯
KAl (SO 4) 2 \u003d K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Elektrolüütilise dissotsiatsiooniga happe soolad moodustatud metalli katioonid ja happe hüdroanioonid, näiteks:NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 ‾
Mõned tugevad happed
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 4Mõned tugevad alused
RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2Dissotsiatsiooniaste α on dissotsieerunud osakeste arvu ja algosakeste arvu suhe.
Püsival helitugevusel:
Ainete klassifitseerimine dissotsiatsiooniastme järgi
Berthollet' reegel
Vahetusreaktsioonid lahuses kulgevad pöördumatult, kui selle tulemusena tekib sade, gaas või nõrk elektrolüüt.Näited molekulaar- ja ioonreaktsiooni võrranditest
1. Molekulaarvõrrand: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl"Täielik" ioonvõrrand: Cu 2+ + 2Cl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl¯
"Lühike" ioonvõrrand: Сu 2+ + 2OH¯ \u003d Cu (OH) 2 ↓
2. Molekulaarvõrrand: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
"Täis" ioonvõrrand: FeS + 2H + + 2Cl¯ = Fe 2+ + 2Cl¯ + H2S
"Lühike" ioonvõrrand: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S
3. Molekulaarvõrrand: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3
"Täis" ioonvõrrand: 3H + + 3NO 3 ¯ + ZK + + PO 4 3- \u003d H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯
"Lühike" ioonvõrrand: 3H + + PO 4 3- \u003d H 3 PO 4
* Vesiniku indeks
(pH) pH = – lg = 14 + lg* PH vahemik lahjendatud vesilahuste jaoks
pH 7 (neutraalne keskkond)Näited vahetusreaktsioonidest
Neutraliseerimisreaktsioon- vahetusreaktsioon, mis tekib happe ja aluse vastasmõjul.1. Leelis + tugev hape: Ba (OH) 2 + 2HCl \u003d BaCl 2 + 2H 2 O
Ba2+ + 2OH¯ + 2H + + 2Cl¯ = Ba2+ + 2Cl¯ + 2H2O
H + + OH¯ \u003d H2O
2. Vähelahustuv alus + tugev hape: Сu (OH) 2 (t) + 2НCl = СuСl 2 + 2Н 2 O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl¯ \u003d Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H 2O
Cu (OH) 2 + 2H + \u003d Cu 2+ + 2H 2 O
* Hüdrolüüs- vahetusreaktsioon aine ja vee vahel aatomite oksüdatsiooniastmeid muutmata.
1. Kahekomponentsete ühendite pöördumatu hüdrolüüs:
Mg 3 N 2 + 6H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH 3
2. Soolade pöörduv hüdrolüüs:
A) moodustub sool tugeva aluse katioon ja tugev happeanioon:
NaCl = Na + + Сl¯
Na + + H2O ≠ ;
Cl¯ + H2O ≠
Hüdrolüüs puudub; sööde on neutraalne, pH = 7.
B) Tekib sool tugeva aluse katioon ja nõrk happeanioon:
Na 2 S \u003d 2Na + + S 2-
Na + + H2O ≠
S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯
anioonide hüdrolüüs; aluseline keskkond, pH>7.
B) Tekib sool nõrga või halvasti lahustuva aluse katioon ja tugeva happe anioon:
Sissejuhatava lõigu lõpp.
Teksti pakub liters LLC.
Raamatu eest saate turvaliselt maksta Visa, MasterCardi, Maestro pangakaardiga, mobiiltelefoni kontolt, makseterminalist, MTS või Svyaznoy salongis, PayPali, WebMoney, Yandex.Money, QIWI rahakoti, boonuskaartide või vahendusel. teine teile sobiv meetod.
