Sve formule tvari u kemiji. Kemija sve što trebate znati za OGE
nekoliko osnovnih pojmova i formula.
Sve tvari imaju različitu masu, gustoću i volumen. Komad metala od jednog elementa može težiti mnogo puta više od potpuno iste veličine komada od drugog metala.
madež(broj madeža)
oznaka: madež, međunarodno: mol je jedinica mjere za količinu tvari. Odgovara količini tvari koja sadrži NAčestice (molekule, atomi, ioni) Stoga je uvedena univerzalna vrijednost - broj madeža. Fraza koja se često susreće u zadacima je "primljeno je ... mol tvari"
NA= 6,02 1023
NA je Avogadrov broj. Također "broj po dogovoru". Koliko atoma ima na vrhu olovke? Oko tisuću. Nije zgodno raditi s takvim vrijednostima. Stoga su se kemičari i fizičari diljem svijeta složili - označimo 6.02 1023 čestice (atome, molekule, ione) kao 1 mol tvari.
1 mol = 6,02 1023 čestica
Bila je to prva od osnovnih formula za rješavanje problema.
Molarna masa tvari
Molekulska masa materija je masa jednog mol tvari.
Naziva se Mr. Nalazi se prema periodnom sustavu - to je jednostavno zbroj atomskih masa tvari.
Na primjer, dana nam je sumporna kiselina - H2SO4. Izračunajmo molarnu masu tvari: atomska masa H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=12+32+164=98 g/mol.
Druga nužna formula za rješavanje problema je
formula mase:
Odnosno, da biste pronašli masu tvari, morate znati broj molova (n), a molarnu masu nalazimo iz periodnog sustava.
Zakon održanja mase je Masa tvari koje stupaju u kemijsku reakciju uvijek je jednaka masi nastalih tvari.
Ako znamo masu (mase) tvari koje su stupile u reakciju, možemo pronaći masu (mase) proizvoda te reakcije. I obrnuto.
Treća formula za rješavanje zadataka iz kemije je
volumen materije:
Nažalost, ova slika nije u skladu s našim smjernicama. Za nastavak objavljivanja izbrišite sliku ili prenesite drugu.Odakle broj 22,4? Iz Avogadrov zakon:
jednaki volumeni različitih plinova, uzeti pri istoj temperaturi i tlaku, sadrže isti broj molekula.
Prema Avogadrovom zakonu, 1 mol idealnog plina u normalnim uvjetima (n.o.) ima isti volumen Vm\u003d 22,413 996 (39) l
To jest, ako su nam dati normalni uvjeti u problemu, tada, znajući broj molova (n), možemo pronaći volumen tvari.
Tako, osnovne formule za rješavanje problema u kemiji
Avogadrov brojNA
6.02 1023 čestice
Količina tvari n (mol)
n=V\22,4 (l\mol)
Masa materije m (g)
Volumen materije V(l)
V=n 22,4 (l\mol)
Nažalost, ova slika nije u skladu s našim smjernicama. Za nastavak objavljivanja izbrišite sliku ili prenesite drugu.Ovo su formule. Često, da biste riješili probleme, prvo morate napisati jednadžbu reakcije i (nužno!) Rasporediti koeficijente - njihov omjer određuje omjer molova u procesu.
Kemija- znanost o sastavu, građi, svojstvima i pretvorbama tvari.
Atomsko-molekularna doktrina. Tvari se sastoje od kemijskih čestica (molekula, atoma, iona), koje imaju složenu strukturu i sastoje se od elementarnih čestica (protona, neutrona, elektrona).
Atom- neutralna čestica koja se sastoji od pozitivne jezgre i elektrona.
Molekula- stabilna skupina atoma povezanih kemijskim vezama.
Kemijski element Vrsta atoma s istim nuklearnim nabojem. Oznaka elementa
gdje je X simbol elementa, Z- redni broj elementa u periodnom sustavu elemenata D.I. Mendeljejev, A- maseni broj. Serijski broj Z jednak naboju atomske jezgre, broju protona u atomskoj jezgri i broju elektrona u atomu. Maseni broj A jednaka je zbroju broja protona i neutrona u atomu. Broj neutrona jednak je razlici A-Z
izotopi Atomi istog elementa s različitim masenim brojevima.
Relativna atomska masa(A r) je omjer prosječne mase atoma elementa prirodnog izotopskog sastava prema 1/12 mase atoma izotopa ugljika 12 C.
Relativna molekularna težina(M r) je omjer prosječne mase molekule tvari prirodnog izotopskog sastava prema 1/12 mase atoma ugljikovog izotopa 12 C.
Jedinica atomske mase(a.u.m) - 1/12 dijela mase atoma ugljikovog izotopa 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 godine
madež- količina tvari koja sadrži onoliko strukturnih jedinica (atoma, molekula, iona) koliko ima atoma u 0,012 kg izotopa ugljika 12 C. madež- količina tvari koja sadrži 6,02 10 23 strukturnih jedinica (atoma, molekula, iona).
n = N/N A, Gdje n- količina tvari (mol), N je broj čestica, a N A je Avogadrova konstanta. Količina tvari može se označiti i simbolom v.
Avogadrova konstanta N A = 6,02 10 23 čestice/mol.
Molekulska masaM(g / mol) - omjer mase tvari m(d) na količinu tvari n(mol):
M = m/n, gdje: m = M n I n = m/M.
Molarni volumen plinaV M(l/mol) – omjer volumena plina V(l) na količinu tvari ovog plina n(mol). U normalnim uvjetima V M = 22,4 l/mol.
Normalni uvjeti: temperatura t = 0°C ili T = 273 K, tlak p = 1 atm = 760 mm. rt. Umjetnost. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.
V M = V/n, gdje: V = V M n I n = V/V M .
Rezultat je opća formula:
n = m/M = V/V M = N/NA.
Ekvivalent- stvarna ili uvjetna čestica u interakciji s jednim atomom vodika, ili ga zamjenjuje, ili mu je ekvivalentna na neki drugi način.
Molarni maseni ekvivalenti M e- omjer mase tvari prema broju ekvivalenata ove tvari: M e = m/n (ekv) .
U reakcijama izmjene naboja, molarna masa ekvivalenata tvari
s molarnom masom M jednako: M e = M/(n ? m).
U redoks reakcijama, ekvivalenti molarne mase tvari s molarnom masom M jednako: M e = M/n(e), Gdje n(e) je broj prenesenih elektrona.
Zakon ekvivalenata– mase reaktanata 1 i 2 proporcionalne su molarnim masama njihovih ekvivalenata. m1/m2= M E1 / M E2, ili m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2, ili n 1 \u003d n 2, Gdje m 1 I m2 su mase dviju tvari, M E1 I M E2 su molarne mase ekvivalenata, n 1 I n 2- broj ekvivalenata tih tvari.
Za rješenja se zakon ekvivalenata može napisati u sljedećem obliku:
c E1 V 1 = c E2 V 2, Gdje s E1, s E2, V 1 I V 2- molarne koncentracije ekvivalenata i volumena otopina ovih dviju tvari.
Zakon o kombiniranom plinu: pV = nRT, Gdje str– tlak (Pa, kPa), V- volumen (m 3, l), n- količina plinovite tvari (mol), T- temperatura (K), T(K) = t(°C) + 273, R- konstantno, R= 8,314 J / (K? mol), dok je J \u003d Pa m 3 \u003d kPa l.
2. Građa atoma i periodni zakon
Dualnost val-čestica materija - ideja da svaki objekt može imati i valna i korpuskularna svojstva. Louis de Broglie predložio je formulu koja povezuje valna i čestična svojstva objekata: ? = h/(mV), Gdje h je Planckova konstanta, ? je valna duljina koja odgovara svakom tijelu s masom m i brzina v. Iako valna svojstva postoje za sve objekte, ona se mogu promatrati samo za mikroobjekte s masama reda mase atoma i elektrona.
Heisenbergov princip nesigurnosti: ?(mV x) ?x > h/2n ili ?V x ?x > h/(2?m), Gdje m je masa čestice, x je njegova koordinata V x- brzina u smjeru x, ?– nesigurnost, pogreška u određivanju. Načelo nesigurnosti znači da je nemoguće istovremeno odrediti položaj (koordinatu) x) i brzina (Vx)čestice.
Čestice malih masa (atomi, jezgre, elektroni, molekule) nisu čestice u shvaćanju Newtonove mehanike i ne mogu se proučavati klasičnom fizikom. Proučava ih kvantna fizika.
Glavni kvantni brojn uzima vrijednosti 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7 koje odgovaraju elektroničkim razinama (slojevima) K, L, M, N, O, P i Q.
Razina- prostor u kojem se nalaze elektroni s istim brojem n. Elektroni različitih razina prostorno su i energetski odvojeni jedni od drugih, budući da broj n određuje energiju elektrona E(više n, više E) i udaljenosti R između elektrona i jezgre (što više n, više R).
Orbitalni (bočni, azimutalni) kvantni brojl uzima vrijednosti ovisno o broju n:l= 0, 1,…(n- 1). Na primjer, ako n= 2, dakle l = 0,1; Ako n= 3, dakle l = 0, 1, 2. Broj l karakterizira podnivo (podsloj).
podnivo- prostor u kojem se nalaze elektroni s određenim n I l. Podrazine ove razine označavaju se ovisno o broju l:s- Ako l = 0, str- Ako l = 1, d- Ako l = 2, f- Ako l = 3. Podrazine danog atoma označene su ovisno o brojevima n I l, npr.: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), itd. Podrazine određene razine imaju različite energije (što više l, više E): E s< E < Е А < … i različite oblike orbitala koje čine ove podrazine: s-orbitala ima oblik lopte, str-orbitala ima oblik bučice itd.
Magnetski kvantni brojm 1 karakterizira orijentaciju orbitalnog magnetskog momenta jednaku l, u prostoru u odnosu na vanjsko magnetsko polje i ima vrijednosti: – l,…-1, 0, 1,…l, tj. ukupno (2l + 1) vrijednost. Na primjer, ako l = 2, dakle m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.
Orbitalni(dio podrazine) – prostor u kojem se nalaze elektroni (ne više od dva) s određenim n, l, m 1 . Podrazina sadrži 2l+1 orbitalni. Na primjer, d– podrazina sadrži pet d-orbitala. Orbitale iste podrazine imaju različite brojeve m 1, imaju istu energiju.
Magnetski spin brojm s karakterizira orijentaciju intrinzičnog magnetskog momenta elektrona s, jednakog?, u odnosu na vanjsko magnetsko polje i ima dvije vrijednosti: +? I _?.
Elektroni u atomu zauzimaju razine, podrazine i orbitale prema sljedećim pravilima.
Paulijevo pravilo: Dva elektrona u jednom atomu ne mogu imati četiri ista kvantna broja. Moraju se razlikovati barem za jedan kvantni broj.
Iz Paulijevog pravila proizlazi da orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona, podrazina ne može sadržavati više od 2(2l + 1) elektrona, razina ne može sadržavati više od 2n 2 elektroni.
Pravilo Klečkovskog: popunjavanje elektroničkih podrazina provodi se uzlaznim redoslijedom iznosa (n+l), a u slučaju istog iznosa (n+l)- u rastućem redoslijedu broja n.
Grafički oblik pravila Klečkovskog.
Prema pravilu Klechkovsky, punjenje podrazina provodi se sljedećim redoslijedom: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Iako se popunjavanje podrazina odvija u skladu s pravilom Klechkovskog, u elektroničkoj formuli podrazine se zapisuju uzastopno po razinama: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f itd. Stoga je elektronska formula atoma broma zapisana na sljedeći način: Br (35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .
Elektronske konfiguracije niza atoma razlikuju se od onih predviđenih pravilom Klečkovskog. Dakle, za Cr i Cu:
Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 i Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.
Hundovo (Gundovo) pravilo: popunjavanje orbitala danog podrazina provodi se tako da je ukupni spin maksimalan. Orbitale danog podrazina najprije su ispunjene jednim elektronom.
Elektroničke konfiguracije atoma mogu se zapisati po razinama, podrazinama, orbitalama. Na primjer, elektronička formula P(15e) može se napisati:
a) po razinama)2)8)5;
b) po podrazinama 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;
c) po orbitalama
Primjeri elektroničkih formula nekih atoma i iona:
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. Kemijska veza
3.1. Metoda valentne veze
Prema metodi valentnih veza, veza između atoma A i B nastaje pomoću zajedničkog para elektrona.
kovalentna veza. Veza donor-akceptor.Valencija karakterizira sposobnost atoma da stvaraju kemijske veze i jednaka je broju kemijskih veza koje formira atom. Prema metodi valentnih veza, valencija je jednaka broju zajedničkih parova elektrona, au slučaju kovalentne veze, valencija je jednaka broju nesparenih elektrona na vanjskoj razini atoma u njegovoj osnovi ili pobuđenom Države.
Valencija atomaNa primjer, za ugljik i sumpor:
Zasićenost kovalentna veza: atomi tvore ograničen broj veza jednak njihovoj valenciji.
Hibridizacija atomskih orbitala– miješanje atomskih orbitala (AO) različitih podrazina atoma, čiji elektroni sudjeluju u stvaranju ekvivalentnih?-veza. Ekvivalencija hibridnih orbitala (HO) objašnjava istovjetnost formiranih kemijskih veza. Na primjer, u slučaju četverovalentnog ugljikovog atoma, postoji jedan 2s– i tri 2p-elektron. Da bi se objasnila ekvivalencija četiri?-veza koje tvori ugljik u molekulama CH 4, CF 4 itd., atomski s- i tri R- orbitale su zamijenjene s četiri ekvivalentna hibrida sp 3-orbitale:
Orijentacija kovalentna veza je da nastaje u smjeru maksimalnog preklapanja orbitala koje tvore zajednički par elektrona.
Ovisno o vrsti hibridizacije, hibridne orbitale imaju određeni prostorni raspored:
sp– linearna, kut između osi orbitala je 180°;
sp 2– trokutasti, kutovi između osi orbitala su 120°;
sp 3– tetraedar, kutovi između osi orbitala su 109°;
sp 3 d 1– trigonalno-bipiramidalni, kutovi 90° i 120°;
sp2d1– kvadrat, kutovi između osi orbitala su 90°;
sp 3 d 2– oktaedarski, kutovi između osi orbitala su 90°.
3.2. Teorija molekularnih orbitala
Prema teoriji molekularnih orbitala, molekula se sastoji od jezgre i elektrona. U molekulama, elektroni su u molekulskim orbitalama (MO). MO vanjskih elektrona imaju složenu strukturu i smatraju se linearnom kombinacijom vanjskih orbitala atoma koji čine molekulu. Broj formiranih MO jednak je broju AO koji sudjeluju u njihovom formiranju. Energije MO mogu biti niže (vezujući MO), jednake (nevezujući MO) ili više (otpuštajući, protuvezni MO) od energija AO koje ih tvore.
Uvjeti interakcije dd
1. AO međusobno djeluju ako imaju sličnu energiju.
2. AO-ovi međusobno djeluju ako se preklapaju.
3. AO međusobno djeluju ako imaju odgovarajuću simetriju.
Za dvoatomnu AB molekulu (ili bilo koju linearnu molekulu), MO simetrija može biti:
Ako dati MO ima os simetrije,
Ako dati MO ima ravninu simetrije,
Ako MO ima dvije okomite ravnine simetrije.
Prisutnost elektrona na veznim MO-ima stabilizira sustav, budući da smanjuje energiju molekule u usporedbi s energijom atoma. Karakterizira se stabilnost molekule redoslijed spajanja n, jednak: n \u003d (n sv - n res) / 2, Gdje n sv i n res - broj elektrona u veznim i labavim orbitalama.
Punjenje MO elektronima odvija se prema istim pravilima kao i punjenje AO u atomu, a to su: Paulijevo pravilo (ne može biti više od dva elektrona na MO), Hundovo pravilo (ukupni spin mora biti maksimalno), itd.
Međudjelovanje 1s-AO atoma prve periode (H i He) dovodi do stvaranja veznog ?-MO i labavljenog ?*-MO:
Elektroničke formule molekula, redovi veza n, eksperimentalne energije veze E i međumolekularne udaljenosti R za dvoatomne molekule iz atoma prve periode dane su u sljedećoj tablici:
Ostali atomi druge periode sadrže, osim 2s-AO, još i 2p x -, 2p y - i 2p z -AO, koji u interakciji mogu tvoriti ?- i ?-MO. Za atome O, F i Ne, energije 2s– i 2p-AO značajno se razlikuju, a interakcija između 2s-AO jednog atoma i 2p-AO drugog atoma može se zanemariti, uzimajući u obzir interakciju između 2s-AO dvaju atoma odvojeno od interakcije njihovih 2p-AO. Shema MO za molekule O 2 , F 2 , Ne 2 ima sljedeći oblik:
Za atome B, C, N, energije 2s– i 2p-AO su bliske u svojim energijama, a 2s-AO jednog atoma stupa u interakciju s 2p z-AO drugog atoma. Stoga se poredak MO u molekulama B 2 , C 2 i N 2 razlikuje od poretka MO u molekulama O 2 , F 2 i Ne 2 . Ispod je shema MO za molekule B 2 , C 2 i N 2 :
Na temelju gornjih shema MO mogu se, na primjer, napisati elektronske formule molekula O 2 , O 2 + i O 2 ?:
O 2 + (11e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)
n = 2 R = 0,121 nm;
O 2 (12e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *1)
n = 2,5 R = 0,112 nm;
O2?(13e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *2 ? y *1)
n = 1,5 R = 0,126 nm.
U slučaju molekule O 2, MO teorija omogućuje predviđanje veće snage ove molekule, budući da n = 2, prirodu promjene energija vezanja i međunuklearnih udaljenosti u seriji O 2 + – O 2 – O 2 ?, kao i paramagnetizam molekule O 2, na čijem se gornjem MO nalaze dva nesparena elektrona.
3.3. Neke vrste veza
Ionska veza– elektrostatska veza između iona suprotnog naboja. Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem kovalentne polarne veze. Ionska veza nastaje ako je razlika u elektronegativnosti atoma?X veća od 1,5–2,0.
Ionska veza je non-directional nezasićen veza. U kristalu NaCl ion Na + privlače svi ioni Cl? a odbija se od svih ostalih iona Na + bez obzira na smjer međudjelovanja i broj iona. To predodređuje veću stabilnost ionskih kristala u usporedbi s ionskim molekulama.
vodikova veza- veza između atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma (F, CI, N) druge molekule.
Postojanje vodikove veze objašnjava anomalna svojstva vode: vrelište vode mnogo je više od vrelišta njezinih kemijskih parnjaka: t bale (H 2 O) = 100 °C, a t bale (H 2 S) = - 61 °C. Između molekula H 2 S ne stvaraju se vodikove veze.
4. Obrasci tijeka kemijskih procesa
4.1. Termokemija
energija(E)- sposobnost obavljanja posla. Mehanički rad (A) obavlja npr. plin tijekom svog širenja: A \u003d p? V.
Reakcije koje idu uz apsorpciju energije - endotermički.
Reakcije koje se odvijaju uz oslobađanje energije egzotermna.
Vrste energije: toplinska, svjetlosna, električna, kemijska, nuklearna energija itd.
Vrste energije: kinetičke i potencijalne.
Kinetička energija- energija tijela u gibanju, to je rad koji tijelo može izvršiti prije nego što dođe do mirovanja.
Vrućina (Q)- vrsta kinetičke energije - povezana s kretanjem atoma i molekula. Prilikom davanja mase tijelu (m) i specifični toplinski kapacitet (c) topline?Q njegova temperatura raste za iznos? t: ?Q = m s ?t, gdje? t = ?Q/(c t).
Potencijalna energija- energija koju tijelo dobiva kao rezultat promjene svog položaja u prostoru ili njegovih sastavnih dijelova. Energija kemijskih veza je vrsta potencijalne energije.
Prvi zakon termodinamike: energija može prijeći iz jednog oblika u drugi, ali ne može nestati ili nastati.
Unutarnja energija (U) - zbroj kinetičke i potencijalne energije čestica koje čine tijelo. Toplina apsorbirana u reakciji jednaka je razlici unutarnje energije produkata reakcije i reaktanata (Q \u003d? U \u003d U 2 - U 1), pod uvjetom da sustav nije obavio rad na okolini. Ako se reakcija odvija pri konstantnom tlaku, tada oslobođeni plinovi rade protiv sila vanjskog tlaka, a toplina apsorbirana tijekom reakcije jednaka je zbroju promjena unutarnje energije ?U i posao A \u003d p? V. Ta toplina apsorbirana pri konstantnom tlaku naziva se promjena entalpije: H = ?U + p?V, definiranje entalpija Kako H \u003d U + pV. Reakcije tekućih i čvrstih tvari odvijaju se bez značajne promjene volumena (?V= 0), pa što je za ove reakcije? H blizu ?U (?H = ?U). Za reakcije s promjenom volumena imamo ?H > ?U ako je proširenje u tijeku, i ?H< ?U ako je kompresija u tijeku.
Promjena entalpije obično se pripisuje standardnom stanju tvari: tj. za čistu tvar u određenom (krutom, tekućem ili plinovitom) stanju, pri tlaku od 1 atm = 101 325 Pa, temperaturi od 298 K i koncentracija tvari 1 mol / l.
Standardna entalpija stvaranja?H arr- toplina koja se oslobađa ili apsorbira tijekom stvaranja 1 mol tvari iz jednostavnih tvari koje ga čine u standardnim uvjetima. Na primjer, ?N arr(NaCl) = -411 kJ/mol. To znači da se u reakciji Na(tv) + ?Cl 2 (g) = NaCl(tv) pri nastanku 1 mola NaCl oslobađa 411 kJ energije.
Standardna reakcijska entalpija?- promjena entalpije tijekom kemijske reakcije, određena je formulom: ?H = ?N arr(proizvodi) - ?N arr(reagensi).
Dakle, za reakciju NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), znajući? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol,? H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol i? H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol imamo:
H \u003d?H o 6 p (NH 4 Cl) -? H o 6 p (NH 3) -? H o 6 p (HCl) \u003d -315 - (-46) - (-92) = -177 kJ.
Ako? H< 0, reakcija je egzotermna. Ako? H > 0, reakcija je endotermna.
Zakon Hess: standardna entalpija reakcije ovisi o standardnim entalpijama reaktanata i produkata i ne ovisi o putu reakcije.
Spontani procesi mogu biti ne samo egzotermni, tj. procesi sa smanjenjem energije (?H< 0), ali mogu biti i endotermni procesi, tj. procesi s porastom energije (?H > 0). U svim tim procesima povećava se “poremećaj” sustava.
EntropijaS je fizikalna veličina koja karakterizira stupanj poremećaja sustava. S je standardna entropija, ?S je promjena standardne entropije. Ako?S > 0, poremećaj raste ako je AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Za procese u kojima se smanjuje broj čestica ?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.
Procesi se odvijaju spontano uz oslobađanje energije, tj. za koje? H< 0, i s povećanjem entropije, tj. za koji? S > 0. Uzimanje u obzir oba faktora dovodi do izraza za Gibbsova energija: G = H - TS ili? G \u003d? H - T? S. Reakcije u kojima se Gibbsova energija smanjuje, tj. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, spontano ne idu. Uvjet?G = 0 znači da je uspostavljena ravnoteža između produkata i reaktanata.
Na niskoj temperaturi, kada vrijednost T je blizu nule, odvijaju se samo egzotermne reakcije, jer T?S– nekoliko i?G = ? H< 0. Pri visokim temperaturama vrijednosti T?S velik, a, zanemarujući veličinu? H, imamo?G = – T?S, tj. spontano će se dogoditi procesi s porastom entropije za koje je ?S > 0, a ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.
Vrijednost AG za određenu reakciju može se odrediti formulom:
G = ?S arr (produkti) – ?G o b p (reagensi).
U ovom slučaju, vrijednosti?G o br, kao i? H arr i?S o br za veliki broj tvari dati su u posebnim tablicama.
4.2. Kemijska kinetika
Brzina kemijske reakcije(v) određuje se promjenom molarne koncentracije reaktanata po jedinici vremena:
Gdje v je brzina reakcije, s je molarna koncentracija reagensa, t- vrijeme.
Brzina kemijske reakcije ovisi o prirodi reaktanata i uvjetima reakcije (temperatura, koncentracija, prisutnost katalizatora itd.)
Utjecaj koncentracije. U U slučaju jednostavnih reakcija, brzina reakcije proporcionalna je umnošku koncentracija reaktanata, uzetih u potencijama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima.
Za reakciju
gdje su 1 i 2 smjer prednje i obrnute reakcije:
v 1 \u003d k 1? [A]m? [B]n i
v 2 \u003d k 2? [C]p? [D]q
Gdje v- brzina reakcije, k je konstanta brzine, [A] je molarna koncentracija tvari A.
Molekularnost reakcije je broj molekula uključenih u elementarni čin reakcije. Za jednostavne reakcije, na primjer: mA + nB> pC + qD, molekularnost je jednaka zbroju koeficijenata (m + n). Reakcije mogu biti jednomolekulske, dvomolekularne i rijetko tromolekularne. Više molekularne reakcije se ne događaju.
Redoslijed reakcije jednak je zbroju pokazatelja stupnjeva koncentracije u eksperimentalnom izrazu brzine kemijske reakcije. Dakle, za složenu reakciju
mA + nB > rS + qD eksperimentalni izraz za brzinu reakcije ima oblik
v 1 = k1? [A] ? ? [IN] ? a redoslijed reakcija je (? + ?). gdje? I? su eksperimentalni i možda se ne podudaraju s m I n budući da je jednadžba složene reakcije rezultat nekoliko jednostavnih reakcija.
Učinak temperature. Brzina reakcije ovisi o broju učinkovitih sudara molekula. Povećanje temperature povećava broj aktivnih molekula, dajući im potrebnu za odvijanje reakcije. energija aktivacije E djeluje i povećava brzinu kemijske reakcije.
Van't Hoffovo pravilo. S povećanjem temperature za 10°, brzina reakcije se povećava za faktor 2-4. Matematički, ovo je zapisano kao:
v2 = v1? ?(t 2 - t 1) / 10
gdje su v 1 i v 2 brzine reakcije na početnoj (t 1) i konačnoj (t 2) temperaturi, ? - temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava s povećanjem temperature za 10 °.
Točnije, ovisnost brzine reakcije o temperaturi izražava se kao Arrheniusova jednadžba:
k = A? e - E/(RT) ,
Gdje k je konstanta brzine, A- konstantna, neovisna o temperaturi, e = 2,71828, E je energija aktivacije, R= 8,314 J/(K? mol) – plinska konstanta; T– temperatura (K). Može se vidjeti da konstanta brzine raste s porastom temperature i smanjenjem aktivacijske energije.
4.3. Kemijska ravnoteža
Sustav je u ravnoteži ako se njegovo stanje ne mijenja s vremenom. Jednakost brzina izravne i obrnute reakcije uvjet je održavanja ravnoteže sustava.
Primjer reverzibilne reakcije je reakcija
N2 + 3H2 - 2NH3.
Zakon o masovnim akcijama: omjer umnoška koncentracija reakcijskih produkata i umnoška koncentracija polaznih tvari (sve koncentracije su navedene u potencijama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima) je konstanta tzv. konstanta ravnoteže.
Konstanta ravnoteže je mjera napredovanja izravne reakcije.
K = O - nema izravne reakcije;
K =? - izravna reakcija ide do kraja;
K > 1 - ravnoteža je pomaknuta udesno;
DO< 1 - ravnoteža je pomaknuta ulijevo.
Konstanta ravnoteže reakcije DO povezana je s promjenom standardne Gibbsove energije?G za istu reakciju:
G= – RT ul k, ili ?g= -2.3RT lg k, ili K = 10 -0,435°G/RT
Ako K > 1, zatim lg K> 0 i?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.
Ako DO< 1, zatim lg K < 0 и?G >0, tj. ako je ravnoteža pomaknuta ulijevo, tada reakcija ne ide spontano udesno.
Zakon ravnoteže pomaka: Ako se vanjski utjecaj izvrši na sustav u ravnoteži, u sustavu se javlja proces koji se suprotstavlja vanjskom utjecaju.
5. Redoks reakcije
Redoks reakcije- reakcije koje idu s promjenom oksidacijskih stanja elemenata.
Oksidacija je proces odustajanja elektrona.
Oporavak je proces dodavanja elektrona.
Oksidator Atom, molekula ili ion koji prihvaća elektrone.
Reducirajuće sredstvo Atom, molekula ili ion koji donira elektrone.
Oksidirajuća sredstva, prihvaćajući elektrone, prelaze u reducirani oblik:
F2 [ca. ] + 2e > 2F? [odmor.].
Reducirajući agensi, donirajući elektrone, prelaze u oksidirani oblik:
Na 0 [vratiti ] – 1e > Na + [približno].
Ravnoteža između oksidiranih i reduciranih oblika karakterizira Nernstove jednadžbe za redoks potencijal:
Gdje E 0 je standardna vrijednost redoks potencijala; n je broj prenesenih elektrona; [odmor. ] i [ca. ] su molarne koncentracije spoja u reduciranom odnosno oksidiranom obliku.
Vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala E 0 dani su u tablicama i karakteriziraju oksidacijska i redukcijska svojstva spojeva: što je vrijednost pozitivnija E 0, to su jača oksidacijska svojstva, a vrijednost negativnija E 0,što su restorativna svojstva jača.
Na primjer, za F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volta, a za Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volta (proces se uvijek bilježi za reakcije redukcije).
Redoks reakcija je kombinacija dviju polureakcija, oksidacije i redukcije, a karakterizirana je elektromotornom silom (ems)? E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 vratiti, Gdje E 0 ok I? E 0 vratiti su standardni potencijali oksidirajućeg i redukcijskog sredstva za danu reakciju.
emf reakcije? E 0 povezana je s promjenom Gibbsove slobodne energije?G i konstante ravnoteže reakcije DO:
?G = –nF?E 0 ili? E = (RT/nF) ul K.
emf reakcije pri nestandardnim koncentracijama? E jednako je: ? E =?E 0 - (RT / nF)? Ig K ili? E =?E 0 -(0,059/n)lg K.
U slučaju ravnoteže? G \u003d 0 i? E \u003d 0, gdje? E =(0,059/n)lg K I K = 10n?E/0,059.
Za spontano odvijanje reakcije moraju biti zadovoljene relacije: ?G< 0 или K >> 1 da uvjet odgovara? E 0> 0. Stoga je za određivanje mogućnosti dane redoks reakcije potrebno izračunati vrijednost? E 0 . Ako? E 0 > 0, reakcija je uključena. Ako? E 0< 0, nema reakcije.
Kemijski izvori strujeGalvanske ćelije Uređaji koji pretvaraju energiju kemijske reakcije u električnu energiju.
Danielov galvanski članak sastoji se od cinkove i bakrene elektrode uronjene u otopine ZnSO 4 odnosno CuSO 4 . Otopine elektrolita komuniciraju kroz poroznu pregradu. Pritom na cinčanoj elektrodi dolazi do oksidacije: Zn > Zn 2+ + 2e, a do redukcije na bakrenoj elektrodi: Cu 2+ + 2e > Cu. Općenito, reakcija se odvija: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.
Anoda- elektroda na kojoj se odvija oksidacija. Katoda- elektroda na kojoj se odvija redukcija. U galvanskim člancima anoda je negativno nabijena, a katoda pozitivno. U dijagramima elemenata metal i otopina su odvojeni okomitom crtom, a dvije otopine dvostrukom okomitom crtom.
Dakle, za reakciju Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu, krug galvanske ćelije je napisan: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).
Elektromotorna sila (emf) reakcije je? E 0 \u003d E 0 ok - E 0 vrati= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,10 V. Zbog gubitaka, napon koji stvara element bit će nešto manji od? E 0 . Ako se koncentracije otopina razlikuju od standardnih, jednakih 1 mol/l, tada E 0 ok I E 0 vratiti izračunavaju se prema Nernstovoj jednadžbi, a zatim se izračunava emf. odgovarajući galvanski član.
suhi element sastoji se od cinkovog tijela, paste NH 4 Cl sa škrobom ili brašnom, mješavine MnO 2 s grafitom i grafitne elektrode. Tijekom njegovog rada odvija se sljedeća reakcija: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.
Dijagram elemenata: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). emf element - 1,5 V.
Baterije. Olovni akumulator sastoji se od dvije olovne ploče uronjene u 30% otopinu sumporne kiseline i prekrivene slojem netopivog PbSO 4 . Kada je baterija napunjena, na elektrodama se odvijaju sljedeći procesi:
PbSO 4 (tv) + 2e > Pb (tv) + SO 4 2-
PbSO 4 (tv) + 2H 2 O > RbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e
Kada se baterija isprazni, na elektrodama se odvijaju sljedeći procesi:
Pb(tv) + SO 4 2-> PbSO 4 (tv) + 2e
RbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e> PbSO 4 (tv) + 2N 2 O
Ukupna reakcija može se napisati kao:
Za rad baterije potrebno je redovito punjenje i kontrola koncentracije sumporne kiseline, koja se može lagano smanjiti tijekom rada baterije.
6. Rješenja
6.1. Koncentracija otopine
Maseni udio tvari u otopini w jednak je omjeru mase otopljene tvari i mase otopine: w \u003d m in-va / m rješenje ili w = m in-va / (V ? ?), jer m p-ra \u003d V p-pa? ?r-ra.
Molarna koncentracija S jednak je omjeru broja molova otopljene tvari i volumena otopine: c = n(mol)/ V(l) ili c = m/(M? V( l )).
Molarna koncentracija ekvivalenata (normalna ili ekvivalentna koncentracija) s npr jednaka je omjeru broja ekvivalenata otopljene tvari i volumena otopine: s e = n(molni ekviv.)/ V(l) ili s e \u003d m / (M e? V (l)).
6.2. Elektrolitička disocijacija
Elektrolitička disocijacija– razgradnja elektrolita na katione i anione pod djelovanjem molekula polarnog otapala.
Stupanj disocijacije? je omjer koncentracije disociranih molekula (c diss) prema ukupnoj koncentraciji otopljenih molekula (c vol): ? = s diss / s rev.
Elektroliti se mogu podijeliti na snažna(?~1) i slab.
Jaki elektroliti(za njih? ~ 1) - soli i baze topljive u vodi, kao i neke kiseline: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 i druge.
Slabi elektroliti(za njih?<< 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.
Jednadžbe ionske reakcije. U U jednadžbama ionske reakcije jaki se elektroliti pišu kao ioni, a slabi elektroliti, slabo topljive tvari i plinovi kao molekule. Na primjer:
CaCO 3 v + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ^
CaCO 3 v + 2H + + 2Cl? \u003d Ca 2+ + 2Cl? + H2O + CO2^
CaCO3 v + 2H + = Ca2+ + H2O + CO2 ^
Reakcije između iona idu u smjeru nastanka tvari koja daje manje iona, tj. u smjeru slabijeg elektrolita ili slabije topljive tvari.
6.3. Disocijacija slabih elektrolita
Primijenimo zakon djelovanja mase na ravnotežu između iona i molekula u otopini slabog elektrolita, kao što je octena kiselina:
CH 3 COOH - CH 3 COO? + H +
Konstante ravnoteže reakcija disocijacije nazivaju se konstante disocijacije. Konstante disocijacije karakteriziraju disocijaciju slabih elektrolita: što je konstanta manja, to slabiji elektrolit manje disocira, to je slabiji.
Polibazične kiseline disociraju u koracima:
H3PO4 - H++ H2PO4?
Konstanta ravnoteže ukupne reakcije disocijacije jednaka je umnošku konstanti pojedinih faza disocijacije:
H 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-
Ostwaldov zakon razrjeđivanja: stupanj disocijacije slabog elektrolita (a) raste s padom njegove koncentracije, tj. pri razrjeđivanju:
Učinak običnog iona na disocijaciju slabog elektrolita: dodatak zajedničkog iona smanjuje disocijaciju slabog elektrolita. Dakle, pri dodavanju slabe otopine elektrolita CH 3 COOH
CH 3 COOH - CH 3 COO? + H + ?<< 1
jak elektrolit koji sadrži ion zajednički s CH 3 COOH, tj. acetatni ion, na primjer CH 3 COONa
CH 3 COONa - CH 3 COO? +Na+? = 1
povećava se koncentracija acetatnog iona, a ravnoteža disocijacije CH 3 COOH pomiče se ulijevo, tj. smanjuje se disocijacija kiseline.
6.4. Disocijacija jakih elektrolita
Aktivnost iona A je koncentracija iona, koja se očituje u njegovim svojstvima.
Faktor aktivnostif je omjer aktivnosti iona A na koncentraciju s: f= klima uređaj ili A = f.c.
Ako je f = 1, tada su ioni slobodni i ne djeluju jedni na druge. To se događa u vrlo razrijeđenim otopinama, u otopinama slabih elektrolita itd.
Ako je f< 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.
Koeficijent aktivnosti ovisi o ionskoj jakosti otopine I: što je ionska jakost veća, to je niži koeficijent aktivnosti.
Ionska jakost otopine ja ovisi o naplati z i koncentracije iona:
ja= 0,52?s z2.
Koeficijent aktivnosti ovisi o naboju iona: što je veći naboj iona, to je niži koeficijent aktivnosti. Matematički gledano, ovisnost koeficijenta aktivnosti f od ionske jakosti ja i naboj iona z piše se pomoću Debye-Hückelove formule:
Koeficijenti aktivnosti iona mogu se odrediti pomoću sljedeće tablice:
6.5 Ionski produkt vode. Indikator vodika
Voda, slabi elektrolit, disocira na H+ i OH2 ione. Ovi ioni su hidratizirani, tj. povezani s nekoliko molekula vode, ali radi jednostavnosti zapisani su u nehidratiziranom obliku
H20 - H++OH?.
Na temelju zakona djelovanja mase, za ovu ravnotežu:
Koncentracija molekula vode [H 2 O], tj. broj molova u 1 litri vode, može se smatrati konstantnom i jednakom [H 2 O] \u003d 1000 g / l: 18 g / mol \u003d 55,6 mol / l. Odavde:
DO[H2O] = DO(H 2 O ) = [H+] = 10-14 (22°C).
Ionski produkt vode– umnožak koncentracija [H + ] i – je konstantna vrijednost pri konstantnoj temperaturi i jednaka je 10 -14 pri 22°C.
Ionski produkt vode raste s porastom temperature.
pH vrijednost je negativni logaritam koncentracije vodikovih iona: pH = – lg. Slično: pOH = – lg.
Logaritam ionskog produkta vode daje: pH + pOH = 14.
pH vrijednost karakterizira reakciju medija.
Ako je pH = 7, tada je [H + ] = neutralni medij.
Ako je pH< 7, то [Н + ] >- kisela sredina.
Ako je pH > 7, tada [H + ]< – щелочная среда.
6.6. puferske otopine
Puferske otopine su otopine koje imaju određenu koncentraciju vodikovih iona. pH ovih otopina se ne mijenja kada se razrijede i malo se mijenja kada se dodaju male količine kiselina i lužina.
I. Otopina slabe kiseline HA, koncentracija - iz kiseline, i njezine soli s jakom bazom BA, koncentracija - iz soli. Na primjer, acetatni pufer je otopina octene kiseline i natrijeva acetata: CH 3 COOH + CHgCOONa.
pH \u003d pK kiselo + lg (sol/s kiselo).
II. Otopina slabe baze BOH, koncentracija - s bazičnom, i njezine soli s jakom kiselinom BA, koncentracija - sa soli. Na primjer, amonijačni pufer je otopina amonijevog hidroksida i amonijevog klorida NH 4 OH + NH 4 Cl.
pH = 14 - rK bazično - lg (od soli / od bazično).
6.7. Hidroliza soli
Hidroliza soli- interakcija iona soli s vodom uz stvaranje slabog elektrolita.
Primjeri jednadžbi reakcije hidrolize.
I. Sol se sastoji od jake baze i slabe kiseline:
Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH
2Na + + CO 3 2- + H 2 O - 2Na + + HCO 3? +OH?
CO 3 2- + H 2 O - HCO 3? + OH?, pH > 7, alkalno.
U drugoj fazi hidroliza praktički ne dolazi.
II. Sol nastaje iz slabe baze i jake kiseline:
AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl
Al 3+ + 3Cl? + H 2 O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?
Al 3+ + H 2 O - AlOH 2+ + H +, pH< 7.
U drugom stupnju hidroliza se javlja manje, au trećem stupnju se praktički ne događa.
III. Sol nastaje od jake baze i jake kiseline:
K + + NO 3 ? + H2O? nema hidrolize, pH? 7.
IV. Sol nastaje iz slabe baze i slabe kiseline:
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.
U nekim slučajevima, kada sol nastaje od vrlo slabih baza i kiselina, dolazi do potpune hidrolize. U tablici topljivosti za takve soli, simbol je "razložen vodom":
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3H 2 S ^
U reakcijama izmjene treba uzeti u obzir mogućnost potpune hidrolize:
Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^
Stupanj hidrolizeh je omjer koncentracije hidroliziranih molekula prema ukupnoj koncentraciji otopljenih molekula.
Za soli formirane od jake baze i slabe kiseline:
= CH, pOH = -lg, pH = 14 - pOH.
Iz izraza proizlazi da stupanj hidrolize h(tj. hidroliza) povećava:
a) s porastom temperature, budući da K (H 2 O) raste;
b) sa smanjenjem disocijacije kiseline koja tvori sol: što je kiselina slabija, hidroliza je veća;
c) s razrjeđivanjem: što je niži c, veća je hidroliza.
Za soli nastale iz slabe baze i jake kiseline
[H+] = CH, pH = – lg.
Za soli formirane od slabe baze i slabe kiseline
6.8. Protolitička teorija kiselina i baza
Protoliza je proces prijenosa protona.
Protoliti kiseline i baze koje doniraju i prihvaćaju protone.
Kiselina Molekula ili ion koji može donirati proton. Svaka kiselina ima svoju konjugiranu bazu. Jakost kiselina karakterizira kiselinska konstanta Za 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
Baza Molekula ili ion koji može prihvatiti proton. Svaka baza ima svoju konjugiranu kiselinu. Čvrstoća baza karakterizirana je baznom konstantom K 0 .
NH3? H 2 O (H 2 O) - NH 4 + + OH?
K 0 = 1,8 ?10 -5
Amfoliti- protoliti sposobni za trzaj i vezivanje protona.
HCO3? + H 2 O - H 3 O + + CO 3 2-
HCO3? - kiselina.
HCO3? + H 2 O - H 2 CO 3 + OH?
HCO3? - baza.
Za vodu: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?
K (H 2 O) \u003d [H 3 O +] \u003d 10 -14 i pH \u003d - lg.
Konstante K do I K 0 jer su konjugirane kiseline i baze povezane.
ON + H 2 O - H 3 O + + A?,
A? + H 2 O - ON + OH?,
7. Konstanta topljivosti. Topljivost
U sustavu koji se sastoji od otopine i taloga odvijaju se dva procesa - otapanje taloga i taloženje. Jednakost brzina ova dva procesa je uvjet ravnoteže.
zasićena otopina Otopina koja je u ravnoteži s talogom.
Zakon djelovanja mase primijenjen na ravnotežu između taloga i otopine daje:
Budući da je = const,
DO = K s (AgCl) = .
Općenito, imamo:
A m B n(TV) - m A +n+n B -m
K s ( A m B n)= [A +n ] m[U -m ] n .
Konstanta topljivostiKs(ili produkt topljivosti PR) – umnožak koncentracija iona u zasićenoj otopini teško topljivog elektrolita – konstantna je vrijednost i ovisi samo o temperaturi.
Topljivost netopljive tvari s može se izraziti u molovima po litri. Ovisno o veličini s tvari se mogu podijeliti na slabo topljive – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l i vrlo topljiv s>10 -2 mol/l.
Topljivost spojeva povezana je s njihovim produktom topljivosti.
Stanje taloženja i otapanja U slučaju AgCl: AgCl - Ag + + Cl?
Ks= :
a) uvjet ravnoteže između taloga i otopine: = K s .
b) stanje slijeganja: > K s ; tijekom taloženja koncentracije iona se smanjuju dok se ne uspostavi ravnoteža;
c) uvjet za otapanje taloga ili postojanje zasićene otopine:< K s ; tijekom otapanja taloga koncentracija iona raste sve dok se ne uspostavi ravnoteža.
8. Koordinacijski spojevi
Koordinacijski (kompleksni) spojevi su spojevi s donorsko-akceptorskom vezom.
Za K3:
ioni vanjske sfere - 3K +,
ion unutarnje sfere - 3-,
sredstvo za kompleksiranje - Fe 3+,
ligandi - 6CN?, njihov denticitet - 1,
koordinacijski broj - 6.
Primjeri kompleksirajućih sredstava: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ itd.
Primjeri liganada: polarne molekule H 2 O, NH 3 , CO i anioni CN?, Cl?, OH? i tako dalje.
Koordinacijski brojevi: obično 4 ili 6, rijetko 2, 3 itd.
Nomenklatura. Prvo se imenuje anion (u nominativu), zatim kation (u genitivu). Imena nekih liganada: NH 3 - amin, H 2 O - aqua, CN? – cijano, Cl? – klor, OH? - hidrokso. Nazivi koordinacijskih brojeva: 2 - di, 3 - tri, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa. Navedite stupanj oksidacije kompleksirajućeg sredstva:
Cl je diaminsrebrov(I) klorid;
SO 4 - tetraminbakar(II) sulfat;
K 3 je kalijev heksacijanoferat(III).
Kemijski veza.Teorija valentnih veza pretpostavlja hibridizaciju orbitala središnjeg atoma. Položaj rezultirajućih hibridnih orbitala određuje geometriju kompleksa.
Dijamagnetski kompleksni ion Fe(CN) 6 4- .
Cijanidni ion - donor
Ion željeza Fe 2+ – akceptor – ima formulu 3d 6 4s 0 4p 0. Uzimajući u obzir dijamagnetizam kompleksa (svi elektroni su upareni) i koordinacijski broj (potrebno je 6 slobodnih orbitala), imamo d2sp3- hibridizacija:
Kompleks je dijamagnetičan, niskospinski, intraorbitalan, stabilan (ne koriste se vanjski elektroni), oktaedarski ( d2sp3-hibridizacija).
Paramagnetski kompleksni ion FeF 6 3- .
Fluorni ion je donor.
Ion željeza Fe 3+ – akceptor – ima formulu 3d 5 4s 0 4p 0 . Uzimajući u obzir paramagnetizam kompleksa (elektroni se pare) i koordinacijski broj (potrebno je 6 slobodnih orbitala), imamo sp 3 d 2- hibridizacija:
Kompleks je paramagnetski, visokospinski, vanjsko-orbitalan, nestabilan (korištene su vanjske 4d-orbitale), oktaedarski ( sp 3 d 2-hibridizacija).
Disocijacija koordinacijskih spojeva.Koordinacijski spojevi u otopini potpuno disociraju na ione unutarnje i vanjske sfere.
NO 3 > Ag(NH 3) 2 + + NO 3 ?, ? = 1.
Ioni unutarnje sfere, tj. kompleksni ioni, disociraju u metalne ione i ligande, poput slabih elektrolita, u koracima.
Gdje K 1 , DO 2 , TO 1 _ 2 nazivaju se konstantama nestabilnosti i karakteriziraju disocijaciju kompleksa: što je manja konstanta nestabilnosti, kompleks manje disocira, to je stabilniji.
>> Kemijske formule
Kemijske formule
Paragraf će vam pomoći:
> saznati što je kemijska formula;
> čitati formule tvari, atoma, molekula, iona;
> pravilno koristiti pojam "jedinica formule";
> sastaviti kemijske formule ionskih spojeva;
> karakterizirati sastav tvari, molekule, iona kemijskom formulom.
Kemijska formula.
Svatko ga ima tvari postoji ime. Međutim, po imenu je nemoguće odrediti od kojih se čestica sastoji tvar, koliko i koji su atomi sadržani u njegovim molekulama, ionima, kakve naboje imaju ioni. Odgovore na takva pitanja daje poseban zapis – kemijska formula.
Kemijska formula je označavanje atoma, molekule, iona ili tvari pomoću simbola kemijski elementi i indeksi.
Kemijska formula atoma je simbol odgovarajućeg elementa. Na primjer, atom aluminija označava se simbolom Al, a atom silicija simbolom Si. Takve formule imaju i jednostavne tvari - metal aluminij, nemetal atomske strukture silicij.
Kemijska formula molekula jednostavne tvari sadrži simbol odgovarajućeg elementa i indeks - mali broj napisan ispod i desno. Indeks označava broj atoma u molekuli.
Molekula kisika sastoji se od dva atoma kisika. Njegova kemijska formula je O 2 . Ova formula se čita tako da se prvo izgovori simbol elementa, a zatim indeks: "o-dva". Formula O 2 ne označava samo molekulu, već i samu tvar kisik.
Molekula O 2 naziva se dvoatomna. Od ovih molekula (njihova opća formula je E 2) sastavljene su jednostavne tvari vodik, dušik, fluor, klor, brom, jod.
Ozon sadrži molekule od tri atoma, bijeli fosfor - od četiri atoma, a sumpor - od osam atoma. (Napiši kemijske formule tih molekula.)
H 2
O2
N 2
Cl2
Br2
ja 2
U formuli molekule složene tvari napisani su simboli elemenata čiji su atomi sadržani u njoj, kao i indeksi. Molekula ugljičnog dioksida sastoji se od tri atoma: jednog atoma ugljika i dva atoma kisika. Njegova kemijska formula je CO 2 (čitaj "tse-o-two"). Zapamtite: ako u molekuli postoji jedan atom bilo kojeg elementa, tada odgovarajući indeks, tj. I, nije zapisan u kemijskoj formuli. Formula molekule ugljičnog dioksida ujedno je i formula same tvari.
U formuli iona dodatno je zabilježen njegov naboj. Da biste to učinili, koristite gornji indeks. U njemu broj označava količinu naboja (ne pišu jedinicu), a zatim znak (plus ili minus). Na primjer, ion natrija s nabojem +1 ima formulu Na + (čitaj "natrij plus"), ion klora s nabojem - I - SG - ("klor minus"), hidroksidni ion s nabojem - I - OH - ("o-pepeo-minus"), karbonatni ion s nabojem od -2 - CO 2- 3 ("tse-o-tri-dva-minus").
Na + , Cl -
jednostavni ioni
OH -, CO 2-3
kompleksni ioni
U formulama ionskih spojeva prvo zapisuju, bez navođenja naboja, pozitivno nabijene ioni, a zatim - negativno nabijen (tablica 2). Ako je formula točna, tada je zbroj naboja svih iona u njoj jednak nuli.
tablica 2
Formule nekih ionskih spojeva
U nekim kemijskim formulama skupina atoma ili složeni ion napisani su u zagradama. Kao primjer, uzmite formulu za gašeno vapno Ca (OH) 2. Ovo je ionski spoj. U njemu na svaki Ca 2+ ion dolaze dva OH - iona. Formula spoja glasi " kalcij-o-pepeo-dvaput", ali ne i "kalcij-o-pepeo-dva".
Ponekad se u kemijskim formulama umjesto simbola elemenata pišu "strana" slova, kao i indeksna slova. Takve se formule često nazivaju općim. Primjeri formula ovog tipa: ECI n, E n O m, Fe x O y. Prvi
formula označava skupinu spojeva elemenata s klorom, druga - skupinu spojeva elemenata s kisikom, a treća se koristi ako je kemijska formula spoja željeza s Kisik nepoznato i
treba ga instalirati.
Ako trebate označiti dva odvojena atoma neona, dvije molekule kisika, dvije molekule ugljičnog dioksida ili dva natrijeva iona, koristite oznake 2Ne, 20 2, 2C0 2, 2Na +. Broj ispred kemijske formule naziva se koeficijent. Koeficijent I se, kao ni indeks I, ne piše.
formula jedinica.
Što znači 2NaCl? Nema molekula NaCl; kuhinjska sol je ionski spoj koji se sastoji od Na + i Cl - iona. Par ovih iona naziva se jedinica formule tvari (označeno je na slici 44, a). Dakle, zapis 2NaCl predstavlja dvije formule jedinice kuhinjske soli, odnosno dva para iona Na + i C l-.
Izraz "formulna jedinica" koristi se za složene tvari ne samo ionske, već i atomske strukture. Na primjer, jedinica formule za kvarc SiO 2 je kombinacija jednog atoma silicija i dva atoma kisika (slika 44, b).
Riža. 44. formulske jedinice u spojevima ionske (a) atomske strukture (b)
Jedinica formule najmanja je "cigla" tvari, njezin najmanji fragment koji se ponavlja. Ovaj fragment može biti atom (u jednostavnoj materiji), molekula(u jednostavnoj ili složenoj stvari),
skup atoma ili iona (u složenoj tvari).
Vježbajte. Sastavite kemijsku formulu spoja koji sadrži ione Li + i SO 2- 4. Navedite formulsku jedinicu ove tvari.
Riješenje
U ionskom spoju zbroj naboja svih iona jednak je nuli. To je moguće pod uvjetom da postoje dva Li + iona za svaki SO 2- 4 ion. Stoga je formula spoja Li 2 SO 4.
Jedinica formule tvari su tri iona: dva Li + iona i jedan SO 2-4 ion.
Kvalitativni i kvantitativni sastav tvari.
Kemijska formula sadrži podatke o sastavu čestice ili tvari. Karakterizirajući kvalitativni sastav, oni imenuju elemente koji tvore česticu ili tvar, a karakterizirajući kvantitativni sastav, označavaju:
Broj atoma svakog elementa u molekuli ili složenom ionu;
omjer atoma različitih elemenata ili iona u tvari.
Vježbajte. Opišite sastav metana CH 4 (molekularni spoj) i sode Na 2 CO 3 (ionski spoj)
Riješenje
Metan se sastoji od elemenata ugljika i vodika (ovo je kvalitativni sastav). Molekula metana sadrži jedan atom ugljika i četiri atoma vodika; njihov odnos u molekuli i u tvari
N(C): N(H) = 1:4 (kvantitativni sastav).
(Slovo N označava broj čestica – atoma, molekula, iona.
Soda se sastoji od tri elementa - natrija, ugljika i kisika. Sadrži pozitivno nabijene ione Na +, jer je natrij metalni element, i negativno nabijene ione CO -2 3 (kvalitativni sastav).
Omjer atoma elemenata i iona u tvari je sljedeći:
zaključke
Kemijska formula je zapis atoma, molekule, iona, tvari pomoću simbola kemijskih elemenata i indeksa. Broj atoma svakog elementa označen je u formuli s indeksom, a naboj iona označen je s indeksom.
Formulska jedinica - čestica ili skup čestica tvari, predstavljen kemijskom formulom.
Kemijska formula odražava kvalitativni i kvantitativni sastav čestice ili tvari.
?
66. Koje podatke o tvari ili čestici sadrži kemijska formula?
67. Koja je razlika između koeficijenta i indeksa u kemijskim zapisima? Dopuni svoj odgovor primjerima. Za što se koristi superskript?
68. Pročitajte formule: P 4 , KHCO 3 , AI 2 (SO 4) 3 , Fe(OH) 2 NO 3 , Ag + , NH + 4 , CIO - 4 .
69. Što znače natuknice: 3H 2 0, 2H, 2H 2, N 2, Li, 4Cu, Zn 2+, 50 2-, NO - 3, ZCa (0H) 2, 2CaC0 3?
70. Zapiši kemijske formule koje glase ovako: es-o-tri; bor-dva-o-tri; pepeo-en-o-dva; krom-o-pepeo-triput; natrijev pepeo-es-o-četiri; en-pepeo-četiri-dvaput-es; barij-dva-plus; pe-o-četiri-tri-minus.
71. Napravite kemijsku formulu molekule koja sadrži: a) jedan atom dušika i tri atoma vodika; b) četiri atoma vodika, dva atoma fosfora i sedam atoma kisika.
72. Koja je formulska jedinica: a) za natrijevu sodu Na 2 CO 3; b) za ionski spoj Li 3 N; c) za spoj B 2 O 3 koji ima atomsku strukturu?
73. Napravite formule za sve tvari koje mogu sadržavati samo takve ione: K + , Mg2 + , F - , SO -2 4 , OH - .
74. Opišite kvalitativni i kvantitativni sastav:
a) molekularne tvari - klor Cl 2, vodikov peroksid (vodikov peroksid) H 2 O 2, glukoza C 6 H 12 O 6;
b) ionska tvar - natrijev sulfat Na 2 SO 4;
c) H 3 O +, HPO 2- 4 ioni.
Popel P. P., Kriklya L. S., Kemija: Pdruch. za 7 ćelija. zahalnosvit. navč. zakl. - K .: Izložbeni centar "Akademija", 2008. - 136 str.: il.
Sadržaj lekcije sažetak lekcije i pomoćni okvir lekcija prezentacija interaktivne tehnologije ubrzavanje nastavnih metoda Praksa kvizovi, testiranje online zadaci i vježbe domaće zadaće radionice i treninzi pitanja za razredne rasprave Ilustracije video i audio materijali fotografije, slike grafike, tablice, sheme stripovi, parabole, izreke, križaljke, anegdote, vicevi, citati Dodaci sažeci varalice čipovi za radoznale članke (MAN) literatura glavni i dodatni rječnik pojmova Poboljšanje udžbenika i nastave ispravljanje grešaka u udžbeniku zamjena zastarjelih znanja novima Samo za učitelje kalendarski planovi programi obuke metodološke preporukeKljučne riječi: Kemija 8. razred. Sve formule i definicije, simboli fizikalnih veličina, mjerne jedinice, prefiksi za označavanje mjernih jedinica, omjeri među jedinicama, kemijske formule, osnovne definicije, ukratko, tablice, dijagrami.
1. Simboli, nazivi i mjerne jedinice
neke fizičke veličine koje se koriste u kemiji
| Fizička količina | Oznaka | Jedinica |
| Vrijeme | t | S |
| Pritisak | str | Pa, kPa |
| Količina tvari | ν | madež |
| Masa materije | m | kg, g |
| Maseni udio | ω | Bez dimenzija |
| Molekulska masa | M | kg/mol, g/mol |
| Molarni volumen | V n | m 3 / mol, l / mol |
| Volumen materije | V | m 3, l |
| Volumni udio | Bez dimenzija | |
| Relativna atomska masa | A r | Bez dimenzija |
| M r | Bez dimenzija | |
| Relativna gustoća plina A u odnosu na plin B | D B (A) | Bez dimenzija |
| Gustoća materije | R | kg/m3, g/cm3, g/ml |
| Avogadrova konstanta | N A | 1/mol |
| Temperatura apsolutna | T | K (Kelvin) |
| Celzijeva temperatura | t | °S (stupnjevi Celzija) |
| Toplinski učinak kemijske reakcije | Q | kJ/mol |
2. Odnosi među jedinicama fizikalnih veličina
3. Kemijske formule u 8. razredu
4. Osnovne definicije u 8. razredu
- Atom- najmanja kemijski nedjeljiva čestica tvari.
- Kemijski element određena vrsta atoma.
- Molekula- najmanja čestica tvari koja zadržava svoj sastav i kemijska svojstva, a sastoji se od atoma.
- Jednostavne tvari Tvari čije su molekule građene od atoma iste vrste.
- Složene tvari Tvari čije su molekule građene od različitih vrsta atoma.
- Kvalitativni sastav tvari pokazuje od kojih se atoma sastoji.
- Kvantitativni sastav tvari pokazuje broj atoma svakog elementa u njegovom sastavu.
- Kemijska formula- uvjetni zapis kvalitativnog i kvantitativnog sastava tvari pomoću kemijskih simbola i indeksa.
- Jedinica atomske mase(amu) - jedinica mjerenja mase atoma, jednaka masi 1/12 atoma ugljika 12 C.
- madež- količina tvari koja sadrži broj čestica jednak broju atoma u 0,012 kg ugljika 12 C.
- Avogadrova konstanta (Na \u003d 6 * 10 23 mol -1) - broj čestica sadržanih u jednom molu.
- Molarna masa tvari (M ) je masa tvari uzeta u količini od 1 mol.
- Relativna atomska masa element A r - omjer mase atoma danog elementa m 0 prema 1/12 mase atoma ugljika 12 C.
- Relativna molekularna težina tvari M r - omjer mase molekule dane tvari prema 1/12 mase atoma ugljika 12 C. Relativna molekulska masa jednaka je zbroju relativnih atomskih masa kemijskih elemenata koji grade spoj, uzimajući u obzir broj atoma ovog elementa.
- Maseni udio kemijski element ω(X) pokazuje koji dio relativne molekularne težine tvari X pripada ovom elementu.
ATOMSKO-MOLEKULARNE STUDIJE
1. Postoje tvari s molekularnom i nemolekularnom građom.
2. Između molekula postoje razmaci čije dimenzije ovise o agregatnom stanju tvari i temperaturi.
3. Molekule su u neprekidnom gibanju.
4. Molekule se sastoje od atoma.
6. Atome karakterizira određena masa i veličina.
U fizikalnim pojavama molekule se čuvaju, u kemijskim se u pravilu uništavaju. Atomi se u kemijskim pojavama preuređuju, tvoreći molekule novih tvari.
ZAKON KONSTANTNOG SASTAVA TVARI
Svaka kemijski čista tvar molekularne strukture, bez obzira na način dobivanja, ima stalni kvalitativni i kvantitativni sastav.
VALENCIJA
Valencija je svojstvo atoma nekog kemijskog elementa da veže ili zamjenjuje određeni broj atoma drugog elementa.
KEMIJSKA REAKCIJA
Kemijska reakcija je proces u kojem iz jedne tvari nastaje druga tvar. Reagensi su tvari koje stupaju u kemijsku reakciju. Produkti reakcije su tvari koje nastaju kao rezultat reakcije.
Znakovi kemijskih reakcija:
1. Oslobađanje topline (svjetla).
2. Promjena boje.
3. Pojava mirisa.
4. Oborine.
5. Otpuštanje plina.
Zbirka osnovnih formula za školski tečaj kemije
Zbirka osnovnih formula za školski tečaj kemije
G. P. Loginova
Elena Savinkina
E. V. Savinkina G. P. Loginova
Zbirka osnovnih formula iz kemije
Džepni vodič za učenike
opća kemija
Najvažniji kemijski pojmovi i zakoni
Kemijski element Određeni tip atoma s istim nuklearnim nabojem.
Relativna atomska masa(A r) pokazuje koliko je puta masa atoma određenog kemijskog elementa veća od mase atoma ugljika-12 (12 C).
Kemijska tvar- skup bilo kakvih kemijskih čestica.
kemijske čestice
formula jedinica- uvjetna čestica čiji sastav odgovara danoj kemijskoj formuli, na primjer:Ar - tvar argon (sastoji se od atoma Ar),
H 2 O - vodena tvar (sastoji se od molekula H 2 O),
KNO 3 - tvar kalijev nitrat (sastoji se od kationa K + i aniona NO 3 ¯).
Odnosi između fizikalnih veličina
Atomska masa (relativna) elementa B, Ar(B):Gdje *T(atom B) je masa atoma elementa B;
*t i je jedinica atomske mase;
*t i = 1/12 T(atom 12 C) \u003d 1,6610 24 g.
Količina tvari B, n(B), mol:
Gdje N(B) je broj čestica B;
N A je Avogadrova konstanta (NA = 6,0210 23 mol -1).
Molarna masa tvari V, M(V), g/mol:
Gdje t(B)- težina B.
Molarni volumen plina U, V M , l/mol:
Gdje V M = 22,4 l/mol (posljedica Avogadrova zakona), u normalnim uvjetima (n.o. - atmosferski tlak) p = 101 325 Pa (1 atm); termodinamička temperatura T = 273,15 K ili Celzijeva temperatura t = 0°C).
B za vodik, D(plin B do H 2):
* Gustoća plinovite tvari U zrakom, D(plin B zrakom): Maseni udio elementa E u materiji B, w(E):Gdje je x broj atoma E u formuli tvari B
Struktura atoma i periodni zakon D.I. Mendeljejev
Maseni broj (A) - ukupan broj protona i neutrona u atomskoj jezgri:
A = N(p0) + N(p+).
Naboj jezgre atoma (Z) jednak je broju protona u jezgri i broju elektrona u atomu:Z = N(p+) = N(e¯).
izotopi- atomi istog elementa, koji se razlikuju po broju neutrona u jezgri, na primjer: kalij-39: 39 K (19 p + , 20n 0 , 19e¯); kalij-40: 40 K (19 p+, 21n 0 , 19e¯).*Razine i podrazine energije
*Atomska orbitala(AO) karakterizira područje prostora u kojem je najveća vjerojatnost da elektron ima određenu energiju da ostane.*Oblici s- i p-orbitala
Periodni zakon i periodni sustav D.I. Mendeljejev
Svojstva elemenata i njihovih spojeva periodički se ponavljaju s rastućim rednim brojem, koji je jednak naboju jezgre atoma elementa.Broj razdoblja odgovara broj energetskih razina ispunjenih elektronima, i znači posljednja razina energije(EU).
Grupa broj A pokazuje I itd.
Grupa broj B pokazuje broj valentnih elektrona ns I (n – 1)d.
s-element presjek- energetska podrazina (EPL) ispunjena je elektronima ns-epu- IA- i IIA-skupine, H i He.
odjeljak p-elemenata- ispunjen elektronima np-epu– IIIA-VIIIA-skupine.
d-element presjek- ispunjen elektronima (P- 1) d-EPU - IB-VIIIB2-skupine.
presjek f-elementa- ispunjen elektronima (str-2) f-EPU - lantanidi i aktinidi.
Promjene u sastavu i svojstvima vodikovih spojeva elemenata 3. periode periodnog sustava
Neisparljiv, razlaže se vodom: NaH, MgH 2 , AlH 3 .Hlapljivo: SiH 4 , PH 3 , H 2 S, HCl.
Promjene u sastavu i svojstvima viših oksida i hidroksida elemenata 3. periode periodnog sustava
Osnovni, temeljni: Na 2 O - NaOH, MgO - Mg (OH) 2.Amfoteran: Al 2 O 3 - Al (OH) 3.
Kiselina: 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.
kemijska veza
Elektronegativnost(χ) je vrijednost koja karakterizira sposobnost atoma u molekuli da stekne negativan naboj.Mehanizmi nastanka kovalentne veze
mehanizam razmjene- preklapanje dviju orbitala susjednih atoma od kojih je svaka imala po jedan elektron.Donorsko-akceptorski mehanizam- preklapanje slobodne orbitale jednog atoma s orbitalom drugog atoma, koji ima par elektrona.
Preklapanje orbita tijekom stvaranja veze
*Vrsta hibridizacije - geometrijski oblik čestice - kut između veza
Hibridizacija orbitala središnjeg atoma– usklađivanje njihove energije i forme.sp– linearno – 180°
sp 2– trokutasti – 120°
sp 3– tetraedar – 109,5°
sp 3 d– trigonalno-bipiramidalno – 90°; 120°
sp 3 d 2– oktaedarski – 90°
Smjese i otopine
Riješenje- homogeni sustav koji se sastoji od dvije ili više tvari, čiji se sadržaj može mijenjati u određenim granicama.
Riješenje: otapalo (npr. voda) + otopljena tvar.
Prava rješenja sadrže čestice manje od 1 nanometra.
Koloidne otopine sadrže čestice veličine 1-100 nanometara.
Mehaničke smjese(suspenzije) sadrže čestice veće od 100 nanometara.
Suspenzija=> čvrsto + tekuće
Emulzija=> tekućina + tekućina
Pjena, magla=> plin + tekućina
Heterogene smjese se odvajaju taloženje i filtriranje.
Homogene smjese se odvajaju isparavanje, destilacija, kromatografija.
zasićena otopina je ili može biti u ravnoteži s otopljenom tvari (ako je otopljena tvar kruta tvar, tada je njezin višak u sedimentu).
Topljivost je sadržaj otopljene tvari u zasićenoj otopini pri određenoj temperaturi.
nezasićena otopina manje,
Prezasićena otopina sadrži otopljenu tvar više, nego njegova topljivost na određenoj temperaturi.
Odnosi između fizikalno-kemijskih veličina u otopini
Maseni udio otopljene tvari U, w(B); udio jedinice ili %:Gdje t(B)- masa B,
t(p) je masa otopine.
Masa otopine m(p), r:
m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),
gdje je F(p) volumen otopine;ρ(p) je gustoća otopine.
Volumen otopine, V(p), l:
molarna koncentracija, s(B), mol/l:Gdje je n(B) količina tvari B;
M(B) je molarna masa tvari B.
Promjena sastava otopine
Razrjeđivanje otopine vodom:> t "(B)= t(B);
> masa otopine se povećava za masu dodane vode: m "(p) \u003d m (p) + m (H2O).
Isparavanje vode iz otopine:
> masa otopljene tvari se ne mijenja: t "(B) \u003d t (B).
> masa otopine smanjena je za masu isparene vode: m "(p) \u003d m (p) - m (H2O).
Spajanje dva rješenja: mase otopina, kao i mase otopljene tvari zbrajaju se:
t "(B) \u003d t (B) + t" (B);
t"(p) = t(p) + t"(p).
Kap kristala: masa otopljene tvari i masa otopine smanjene su za masu istaloženih kristala:
m "(B) \u003d m (B) - m (nacrt); m" (p) \u003d m (p) - m (nacrt).
Masa vode se ne mijenja.
Toplinski učinak kemijske reakcije
*Entalpija nastanka tvari ΔH° (B), kJ / mol, entalpija je reakcije stvaranja 1 mola tvari iz jednostavnih tvari u njihovim standardnim stanjima, to jest pri konstantnom tlaku (1 atm za svaki plin u sustavu ili pri ukupni tlak od 1 atm u odsutnosti sudionika plinovite reakcije) i konstantna temperatura (obično 298 K , ili 25°C).* Toplinski učinak kemijske reakcije (Hessov zakon)
Q = ΣQ(proizvodi) - ΣQ(reagensi).
ΔN° = ΣΔN°(proizvodi) – Σ ΔH°(reagensi).
Za reakciju aA + bB +… = dD + eE +…ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),
Gdje a, b, d, e su stehiometrijske količine tvari koje odgovaraju koeficijentima u jednadžbi reakcije.Brzina kemijske reakcije
Ako se za vrijeme τ u volumenu V količina reaktanta ili proizvoda promijenjena za Δ n, brzina reakcije:
Za monomolekularnu reakciju A → …:
v=k c(A).
Za bimolekulsku reakciju A + B → ...:v=k c(A) c(B).
Za trimolekulsku reakciju A + B + C → ...:v=k c(A) c(B) c(C).
Promjena brzine kemijske reakcije
Brzina reakcije povećati:1) kemijski aktivan reagensi;
2) promocija koncentracije reagensa;
3) povećati
4) promocija temperatura;
5) katalizatori. Brzina reakcije smanjiti:
1) kemijski neaktivan reagensi;
2) unazaditi koncentracije reagensa;
3) smanjenje površine krutih i tekućih reagensa;
4) unazaditi temperatura;
5) inhibitori.
*Temperaturni koeficijent brzine(γ) jednak je broju koji pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije kada temperatura poraste za deset stupnjeva:
Kemijska ravnoteža
*Zakon djelovanja mase za kemijsku ravnotežu: u stanju ravnoteže, omjer umnoška molarnih koncentracija produkata u potencijama jednakim
Njihovi stehiometrijski koeficijenti, umnožak molarnih koncentracija reaktanata u potencijama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima, pri konstantnoj temperaturi je konstantna vrijednost (konstanta ravnoteže koncentracije).
U stanju kemijske ravnoteže za reverzibilnu reakciju:
aA + bB + … ↔ dD + fF + …
K c = [D] d [F] f …/ [A] a [B] b …
*Pomak kemijske ravnoteže prema stvaranju produkata
1) Povećanje koncentracije reagensa;2) smanjenje koncentracije proizvoda;
3) povećanje temperature (za endotermnu reakciju);
4) smanjenje temperature (za egzotermnu reakciju);
5) povećanje tlaka (za reakciju koja teče smanjenjem volumena);
6) smanjenje tlaka (za reakciju koja teče s povećanjem volumena).
Reakcije izmjene u otopini
Elektrolitička disocijacija- proces nastanka iona (kationa i aniona) kada se određene tvari otope u vodi.
kiseline formirana kationi vodika I kiselinski anioni, Na primjer:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 ¯
S elektrolitičkom disocijacijom osnove formirana metalni kationi i hidroksidne ione, na primjer:NaOH = Na + + OH¯
S elektrolitičkom disocijacijom soli(srednji, dvostruki, mješoviti). metalni kationi i kiseli anioni, na primjer:NaNO 3 \u003d Na + + NO 3 ¯
KAl (SO 4) 2 \u003d K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
S elektrolitičkom disocijacijom kisele soli formirana metalni kationi i kiseli hidroanioni, na primjer:NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 ‾
Neke jake kiseline
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 4Neki jaki temelji
RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ca(OH) 2Stupanj disocijacije α je omjer broja disociranih čestica prema broju početnih čestica.
Pri konstantnoj glasnoći:
Podjela tvari prema stupnju disocijacije
Bertholletovo pravilo
Reakcije izmjene u otopini odvijaju se nepovratno ako se kao rezultat formiraju talog, plin ili slabi elektrolit.Primjeri jednadžbi molekulskih i ionskih reakcija
1. Molekulska jednadžba: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl"Kompletna" ionska jednadžba: Cu 2+ + 2Cl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl¯
"Kratka" ionska jednadžba: Su 2+ + 2OH¯ \u003d Cu (OH) 2 ↓
2. Molekulska jednadžba: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
"Puna" ionska jednadžba: FeS + 2H + + 2Cl¯ = Fe 2+ + 2Cl¯ + H 2 S
"Kratka" ionska jednadžba: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S
3. Molekulska jednadžba: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3
"Puna" ionska jednadžba: 3H + + 3NO 3 ¯ + ZK + + PO 4 3- \u003d H 3 RO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯
"Kratka" ionska jednadžba: 3H + + PO 4 3- \u003d H 3 PO 4
*Vodikov indeks
(pH) pH = – lg = 14 + lg*PH raspon za razrijeđene vodene otopine
pH 7 (neutralni medij)Primjeri reakcija izmjene
Reakcija neutralizacije- reakcija izmjene koja se javlja kada kiselina i baza međusobno djeluju.1. Alkalije + jaka kiselina: Ba (OH) 2 + 2HCl \u003d BaCl 2 + 2H 2 O
Ba 2+ + 2OH¯ + 2H + + 2Cl¯ = Ba 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O
H + + OH¯ \u003d H 2 O
2. Slabo topljiva baza + jaka kiselina: Su (OH) 2 (t) + 2NCl = SuCl 2 + 2N 2 O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl¯ \u003d Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O
Cu (OH) 2 + 2H + \u003d Cu 2+ + 2H 2 O
*Hidroliza- reakcija izmjene između tvari i vode bez promjene oksidacijskih stanja atoma.
1. Ireverzibilna hidroliza binarnih spojeva:
Mg 3 N 2 + 6H 2 O \u003d 3 Mg (OH) 2 + 2NH 3
2. Reverzibilna hidroliza soli:
A) nastaje sol jak bazni kation i jak kiselinski anion:
NaCl = Na + + Sl¯
Na + + H 2 O ≠ ;
Cl¯ + H 2 O ≠
Hidroliza je odsutna; medij je neutralan, pH = 7.
B) Nastaje sol kation jake baze i anion slabe kiseline:
Na 2 S \u003d 2Na + + S 2-
Na + + H 2 O ≠
S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯
anionska hidroliza; alkalna sredina, pH>7.
B) Nastaje sol kation slabe ili teško topive baze i anion jake kiseline:
Kraj uvodnog segmenta.
Tekst osigurao liters LLC.
Knjigu možete sigurno platiti bankovnom karticom Visa, MasterCard, Maestro, s računa mobilnog telefona, s terminala za plaćanje, u salonu MTS ili Svyaznoy, putem PayPal, WebMoney, Yandex.Money, QIWI Wallet, bonus kartice ili drugu metodu koja vam odgovara.
