Všetky vzorce látok v chémii. Chémia všetko, čo potrebujete vedieť pre OGE
niekoľko základných pojmov a vzorcov.
Všetky látky majú rôznu hmotnosť, hustotu a objem. Kus kovu z jedného prvku môže vážiť mnohonásobne viac ako presne rovnako veľký kus z iného kovu.
Krtko(počet mólov)
označenie: Krtko, medzinárodný: mol je merná jednotka pre množstvo látky. Zodpovedá množstvu látky, ktoré obsahuje NAčastice (molekuly, atómy, ióny) Preto bola zavedená univerzálna hodnota - počet krtkov.Často sa vyskytujúcou frázou v úlohách je „bolo prijaté ... mol látky"
NA= 6,02 1023
NA je Avogadrove číslo. Aj "číslo dohodou". Koľko atómov je na hrote ceruzky? Asi tisíc. S takýmito hodnotami nie je vhodné pracovať. Preto sa chemici a fyzici na celom svete zhodli – označme 6,02 1023 častíc (atómov, molekúl, iónov) ako 1 mol látok.
1 mol = 6,02 1023 častíc
Bol to prvý zo základných vzorcov na riešenie problémov.
Molová hmotnosť látky
Molárna hmota hmota je hmotnosť jedného mól látky.
Označovaný ako Mr. Nachádza sa podľa periodickej tabuľky - to je jednoducho súčet atómových hmotností látky.
Napríklad dostaneme kyselinu sírovú - H2SO4. Vypočítajme molárnu hmotnosť látky: atómová hmotnosť H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=12+32+164=98 g/mol.
Druhým nevyhnutným vzorcom na riešenie problémov je
hmotnostný vzorec:
To znamená, že na nájdenie hmotnosti látky potrebujete poznať počet mólov (n) a nájdeme molárnu hmotnosť z periodickej sústavy.
Zákon zachovania hmoty je Hmotnosť látok, ktoré vstupujú do chemickej reakcie, sa vždy rovná hmotnosti vytvorených látok.
Ak poznáme hmotnosť (hmotnosti) látok, ktoré vstúpili do reakcie, môžeme nájsť hmotnosť (hmotnosti) produktov tejto reakcie. A naopak.
Tretí vzorec na riešenie problémov v chémii je
objem hmoty:
Žiaľ, tento obrázok nie je v súlade s našimi pokynmi. Ak chcete pokračovať v uverejňovaní, odstráňte obrázok alebo nahrajte iný.Odkiaľ sa vzalo číslo 22,4? Od Avogadrov zákon:
rovnaké objemy rôznych plynov odoberané pri rovnakej teplote a tlaku obsahujú rovnaký počet molekúl.
Podľa Avogadrovho zákona má 1 mol ideálneho plynu za normálnych podmienok (n.o.) rovnaký objem Vm\u003d 22 413 996 (39) l
To znamená, že ak máme v úlohe normálne podmienky, potom, keď poznáme počet mólov (n), môžeme nájsť objem látky.
takže, základné vzorce na riešenie problémov v chémii
Avogadroovo čísloNA
6,02 1023 častíc
Množstvo hmoty n (mol)
n=V\22,4 (l\mol)
Hmotnosť hmoty m (g)
Objem hmoty V(l)
V=n 22,4 (l\mol)
Žiaľ, tento obrázok nie je v súlade s našimi pokynmi. Ak chcete pokračovať v uverejňovaní, odstráňte obrázok alebo nahrajte iný.Toto sú vzorce. Často na vyriešenie problémov musíte najprv napísať rovnicu reakcie a (nevyhnutne!) Usporiadať koeficienty - ich pomer určuje pomer mólov v procese.
Chémia- náuka o zložení, štruktúre, vlastnostiach a premenách látok.
Atómovo-molekulárna doktrína. Látky pozostávajú z chemických častíc (molekuly, atómy, ióny), ktoré majú zložitú štruktúru a pozostávajú z elementárnych častíc (protónov, neutrónov, elektrónov).
Atom- neutrálna častica pozostávajúca z kladného jadra a elektrónov.
Molekula- stabilná skupina atómov spojených chemickými väzbami.
Chemický prvok Typ atómu s rovnakým jadrovým nábojom. Označenie prvku
kde X je symbol prvku, Z- poradové číslo prvku v Periodickom systéme prvkov D.I. Mendelejev, A- hromadné číslo. Sériové číslo Z rovná náboju atómového jadra, počtu protónov v atómovom jadre a počtu elektrónov v atóme. Hromadné číslo A sa rovná súčtu počtu protónov a neutrónov v atóme. Počet neutrónov sa rovná rozdielu A-Z
izotopy Atómy toho istého prvku s rôznymi hmotnostnými číslami.
Relatívna atómová hmotnosť(A r) je pomer priemernej hmotnosti atómu prvku prirodzeného izotopového zloženia k 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12C.
Relatívna molekulová hmotnosť(M r) je pomer priemernej hmotnosti molekuly látky prírodného izotopového zloženia k 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12C.
Jednotka atómovej hmotnosti(a.u.m) - 1/12 časti hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 rokov
Krtko- množstvo látky obsahujúcej toľko štruktúrnych jednotiek (atómov, molekúl, iónov), koľko je atómov v 0,012 kg izotopu uhlíka 12C. Krtko- množstvo látky obsahujúcej 6,02 10 23 štruktúrnych jednotiek (atómy, molekuly, ióny).
n = N/N A, Kde n- látkové množstvo (mol), N je počet častíc, a N A je Avogadrova konštanta. Množstvo látky môžeme označiť aj symbolom v.
Avogadro konštanta N A = 6,02 10 23 častíc/mol.
Molárna hmotaM(g / mol) - pomer hmotnosti látky m d) na množstvo látky n(mol):
M = m/n, kde: m = Mn A n = m/M.
Molárny objem plynuV M(l/mol) – pomer objemu plynu V l) na látkové množstvo tohto plynu n(mol). Za normálnych podmienok V M = 22,4 l/mol.
Normálne podmienky: teplota t = 0°C resp T = 273 K, tlak p = 1 atm = 760 mm. rt. čl. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.
V M = V/n, kde: V = V M n A n = V/V M.
Výsledkom je všeobecný vzorec:
n = m/M = V/V M = N/NA.
Ekvivalent- skutočná alebo podmienená častica, ktorá interaguje s jedným atómom vodíka, alebo ho nahrádza, alebo je mu iným spôsobom ekvivalentná.
Ekvivalenty molárnej hmotnosti M e- pomer hmotnosti látky k počtu ekvivalentov tejto látky: M e = m/n (ekv) .
Pri reakciách výmeny náboja molárna hmotnosť látkových ekvivalentov
s molárnou hmotnosťou M sa rovná: M e = М/(n ? m).
Pri redoxných reakciách ekvivalenty molárnej hmotnosti látky s molárnou hmotnosťou M sa rovná: M e = M/n(e), Kde n(e) je počet prenesených elektrónov.
Zákon ekvivalentov– hmotnosti reaktantov 1 a 2 sú úmerné molárnym hmotnostiam ich ekvivalentov. m1/m2= M E1 / M E2, alebo m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2, alebo n 1 \u003d n 2, Kde m 1 A m2 sú hmotnosti dvoch látok, M E1 A M E2 sú molárne hmotnosti ekvivalentov, n 1 A n 2- počet ekvivalentov týchto látok.
Pre riešenia môže byť zákon ekvivalentov napísaný v tejto forme:
c E1 V 1 = c E2 V 2, Kde s E1, s E2, V1 A V 2- molárne koncentrácie ekvivalentov a objemy roztokov týchto dvoch látok.
Zákon o kombinovanom plyne: pV = nRT, Kde p- tlak (Pa, kPa), V- objem (m 3, l), n- množstvo plynnej látky (mol), T- teplota (K), T(K) = t(°C) + 273, R- stály, R= 8,314 J / (K? mol), zatiaľ čo J \u003d Pa m3 \u003d kPa l.
2. Štruktúra atómu a periodický zákon
Dualita vlny a častíc hmota - myšlienka, že každý objekt môže mať vlnové aj korpuskulárne vlastnosti. Louis de Broglie navrhol vzorec spájajúci vlnové a časticové vlastnosti objektov: ? = h/(mV), Kde h je Planckova konštanta, ? je vlnová dĺžka, ktorá zodpovedá každému telesu s hmotnosťou m a rýchlosť v. Hoci vlnové vlastnosti existujú pre všetky objekty, možno ich pozorovať len pre mikroobjekty s hmotnosťou rádovo ako hmotnosť atómu a elektrónu.
Heisenbergov princíp neistoty: ?(mV x) ?x > h/2n alebo ?V x ?x > h/(2?m), Kde m je hmotnosť častice, X je jeho súradnica Vx- rýchlosť v smere X, ?– neistota, chyba v určovaní. Princíp neurčitosti znamená, že nie je možné súčasne určiť polohu (súradnicu). X) a rýchlosť (Vx)častice.
Častice s malou hmotnosťou (atómy, jadrá, elektróny, molekuly) nie sú častice v chápaní tohto newtonovskou mechanikou a nemôžu byť študované klasickou fyzikou. Študuje ich kvantová fyzika.
Hlavné kvantové číslon nadobúda hodnoty 1, 2, 3, 4, 5, 6 a 7 zodpovedajúce elektronickým úrovniam (vrstvám) K, L, M, N, O, P a Q.
úroveň- priestor, kde sa nachádzajú elektróny s rovnakým počtom n. Elektróny rôznych úrovní sú od seba priestorovo a energeticky oddelené, keďže počet n určuje energiu elektrónov E(viac n, viac E) a vzdialenosť R medzi elektrónmi a jadrom (čím viac n, viac R).
Orbitálne (bočné, azimutálne) kvantové číslol nadobúda hodnoty v závislosti od čísla n:l= 0, 1,…(n- 1). Napríklad, ak n= 2, potom l = 0,1; Ak n= 3, potom l = 0, 1, 2. Číslo l charakterizuje podúroveň (podvrstvu).
Podúroveň- priestor, kde sa nachádzajú elektróny s istotou n A l. Podúrovne tejto úrovne sú určené v závislosti od počtu l:s- Ak l = 0, p- Ak l = 1, d- Ak l = 2, f- Ak l = 3. Podúrovne daného atómu sú označené v závislosti od čísel n A l, napr.: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) atď. Podúrovne danej úrovne majú rôzne energie (čím viac l, viac E): E s< E < Е А < … a rôzne tvary orbitálov, ktoré tvoria tieto podúrovne: s-orbitál má tvar gule, p-orbital má tvar činky a pod.
Magnetické kvantové číslom 1 charakterizuje orientáciu orbitálneho magnetického momentu, rovnú l, v priestore vzhľadom na vonkajšie magnetické pole a nadobúda hodnoty: – l,…-1, 0, 1,…l, t.j. celkom (2l + 1) hodnotu. Napríklad, ak l = 2, potom m1 =-2, -1, 0, 1, 2.
Orbitálny(časť podúrovne) - priestor, kde sa nachádzajú elektróny (nie viac ako dva) s istotou n, l, m1. Podúroveň obsahuje 2l+1 orbitálny. Napríklad, d– podúroveň obsahuje päť d-orbitálov. Orbitály rovnakej podúrovne s rôznymi číslami m 1 , mať rovnakú energiu.
Magnetické spinové číslopani charakterizuje orientáciu vlastného magnetického momentu elektrónu s, ktorý sa rovná?, vzhľadom na vonkajšie magnetické pole a nadobúda dve hodnoty: +? A _?.
Elektróny v atóme zaberajú úrovne, podúrovne a orbitály podľa nasledujúcich pravidiel.
Pauliho pravidlo: Dva elektróny v jednom atóme nemôžu mať štyri rovnaké kvantové čísla. Musia sa líšiť aspoň o jedno kvantové číslo.
Z Pauliho pravidla vyplýva, že orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny, podúroveň môže obsahovať najviac 2 (2l + 1) elektróny, hladina môže obsahovať najviac 2n 2 elektróny.
Klechkovského pravidlo: vypĺňanie elektronických podúrovní sa vykonáva vzostupne podľa sumy (n+l), a v prípade rovnakej sumy (n+l)- vzostupne podľa čísla n.
Grafická podoba Klechkovského pravidla.
Podľa Klechkovského pravidla sa plnenie podúrovní vykonáva v nasledujúcom poradí: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Hoci k vypĺňaniu podúrovní dochádza podľa Klechkovského pravidla, v elektronickom vzorci sú podúrovne zapísané postupne podľa úrovní: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f atď. Elektrónový vzorec atómu brómu je teda napísaný takto: Br (35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .
Elektronické konfigurácie mnohých atómov sa líšia od tých, ktoré predpovedá Klechkovského pravidlo. Takže pre Cr a Cu:
Cr(24e) 1 s 2 2 s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 3 s 5 4 s 1 a Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.
Hundovo (Gundovo) pravidlo: plnenie orbitálov danej podúrovne sa uskutočňuje tak, aby celkový spin bol maximálny. Orbitály danej podúrovne najskôr vyplní jeden elektrón.
Elektronické konfigurácie atómov možno zapísať podľa úrovní, podúrovní, orbitálov. Napríklad elektronický vzorec P(15e) možno napísať:
a) podľa úrovní)2)8)5;
b) podľa podúrovní 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;
c) orbitálmi
Príklady elektronických vzorcov niektorých atómov a iónov:
V(23e) 1 s 2 2 s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 3 s 3 4 s 2;
V 3+ (20e) 1 s 2 2 s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 3 s 2 4 s 0.
3. Chemická väzba
3.1. Metóda valenčnej väzby
Podľa metódy valenčných väzieb sa väzba medzi atómami A a B vytvára pomocou spoločného páru elektrónov.
kovalentná väzba. Spojenie darca-akceptor.Valencia charakterizuje schopnosť atómov vytvárať chemické väzby a rovná sa počtu chemických väzieb vytvorených atómom. Podľa metódy valenčných väzieb sa valencia rovná počtu spoločných párov elektrónov a v prípade kovalentnej väzby sa valencia rovná počtu nespárovaných elektrónov na vonkajšej úrovni atómu v jeho zemi alebo excitovanom. štátov.
Valencia atómovNapríklad pre uhlík a síru:
Sýtosť kovalentná väzba: atómy tvoria obmedzený počet väzieb rovný ich valencii.
Hybridizácia atómových orbitálov– miešanie atómových orbitálov (AO) rôznych podúrovní atómu, ktorých elektróny sa podieľajú na tvorbe ekvivalentných ?-väzieb. Ekvivalencia hybridných orbitálov (HO) vysvetľuje ekvivalenciu vytvorených chemických väzieb. Napríklad v prípade štvormocného atómu uhlíka existuje jeden 2 s – a tri 2p-elektrón. Na vysvetlenie ekvivalencie štyroch p-väzieb tvorených uhlíkom v molekulách CH 4, CF 4 atď. s- a tri R- orbitály sú nahradené štyrmi ekvivalentnými hybridmi sp 3- orbitály:
Orientácia kovalentná väzba spočíva v tom, že vzniká v smere maximálneho prekrytia orbitálov, ktoré tvoria spoločný pár elektrónov.
V závislosti od typu hybridizácie majú hybridné orbitaly určité priestorové usporiadanie:
sp– lineárny, uhol medzi osami orbitálov je 180°;
sp 2– trojuholníkový, uhly medzi osami orbitálov sú 120°;
sp 3– tetraedrický, uhly medzi osami orbitálov sú 109°;
sp 3 d 1– trigonálne-bipyramídové, uhly 90° a 120°;
sp2d1– štvorcový, uhly medzi osami orbitálov sú 90°;
sp 3 d 2– oktaedrický, uhly medzi osami orbitálov sú 90°.
3.2. Teória molekulových orbitálov
Podľa teórie molekulových orbitálov sa molekula skladá z jadier a elektrónov. V molekulách sú elektróny v molekulových orbitáloch (MO). MO vonkajších elektrónov má zložitú štruktúru a považuje sa za lineárnu kombináciu vonkajších orbitálov atómov, ktoré tvoria molekulu. Počet vytvorených MO sa rovná počtu AO zúčastňujúcich sa na ich vzniku. Energie MO môžu byť nižšie (väzbové MO), rovnaké (neväzbové MO) alebo vyššie (uvoľňujúce sa, protiväzbové MO) ako energie AO, ktoré ich tvoria.
Podmienky interakcie JSC
1. AO interagujú, ak majú podobné energie.
2. AO interagujú, ak sa prekrývajú.
3. AO interagujú, ak majú vhodnú symetriu.
Pre dvojatómovú molekulu AB (alebo akúkoľvek lineárnu molekulu) môže byť MO symetria:
Ak má daný MO os symetrie,
Ak má daný MO rovinu symetrie,
Ak má MO dve na seba kolmé roviny symetrie.
Prítomnosť elektrónov na väzbových MO stabilizuje systém, pretože znižuje energiu molekuly v porovnaní s energiou atómov. Charakterizuje sa stabilita molekuly poradie pripojenia n, rovná: n \u003d (n sv - n res) / 2, Kde n sv a n res - počet elektrónov vo väzbových a uvoľňovacích orbitáloch.
K naplneniu MO elektrónmi dochádza podľa rovnakých pravidiel ako k naplneniu AO v atóme, a to: Pauliho pravidlo (na MO nemôžu byť viac ako dva elektróny), Hundovo pravidlo (celkový spin musí byť maximum) atď.
Interakcia 1s-AO atómov prvej periódy (H a He) vedie k vytvoreniu väzby?-MO a uvoľneniu?*-MO:
Elektronické vzorce molekúl, usporiadanie väzieb n, experimentálne energie väzieb E a medzimolekulové vzdialenosti R pre dvojatómové molekuly z atómov prvej periódy sú uvedené v nasledujúcej tabuľke:
Ďalšie atómy druhej periódy obsahujú okrem 2s-AO aj 2px-, 2py- a 2pz-AO, ktoré môžu pri interakcii tvoriť a- a a-MO. Pre atómy O, F a Ne sú energie 2s- a 2p-AO výrazne odlišné a interakciu medzi 2s-AO jedného atómu a 2p-AO iného atómu možno zanedbať, berúc do úvahy interakciu medzi 2s-AO dvoch atómov oddelene od interakcie ich 2p-AO. Schéma MO pre molekuly O2, F2, Ne2 má nasledujúcu formu:
Pre atómy B, C, N sú energie 2s– a 2p-AO blízke svojimi energiami a 2s-AO jedného atómu interaguje s 2p z-AO iného atómu. Preto sa poradie MO v molekulách B2, C2 a N2 líši od poradia MO v molekulách O2, F2 a Ne2. Nižšie je uvedená schéma MO pre molekuly B2, C2 a N2:
Na základe vyššie uvedených schém MO je možné napríklad zapísať elektrónové vzorce molekúl O 2 , O 2 + a O 2 ?:
O2+ (11e)? s2? s *2? z 2 (? x 2? y 2)(? x *1? y *0)
n = 2 R = 0,121 nm;
O2 (12e)? s2? s *2? z 2 (? x 2? y 2)(? x *1? y *1)
n = 2,5 R = 0,112 nm;
O2? (13e)? s2? s *2? z 2 (? x 2? y 2)(? x *2? y *1)
n = 1,5 R = 0,126 nm.
V prípade molekuly O 2 teória MO umožňuje predvídať väčšiu silu tejto molekuly, pretože n = 2, charakter zmeny väzbových energií a medzijadrových vzdialeností v rade O 2 + – O 2 – O 2 ?, ako aj paramagnetizmus molekuly O 2, na ktorej hornom MO sú dva nepárové elektróny.
3.3. Niektoré typy spojení
Iónová väzba– elektrostatická väzba medzi iónmi s opačným nábojom. Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad kovalentnej polárnej väzby. Iónová väzba vzniká, ak je rozdiel v elektronegativite atómov X väčší ako 1,5–2,0.
Iónová väzba je nesmerové nesýtené spojenie. V kryštáli NaCl je ión Na + priťahovaný všetkými iónmi Cl? a je odpudzovaný všetkými ostatnými iónmi Na +, bez ohľadu na smer interakcie a počet iónov. To predurčuje väčšiu stabilitu iónových kryštálov v porovnaní s iónovými molekulami.
vodíková väzba- väzba medzi atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom (F, CI, N) inej molekuly.
Existencia vodíkovej väzby vysvetľuje anomálne vlastnosti vody: teplota varu vody je oveľa vyššia ako teplota jej chemických náprotivkov: t bal (H 2 O) = 100 ° C a t bal (H 2 S) = - 61 °C. Medzi molekulami H 2 S nevznikajú vodíkové väzby.
4. Vzorce priebehu chemických procesov
4.1. Termochémia
Energia(E)- schopnosť vykonávať prácu. Mechanická práca (A) sa vykonáva napríklad plynom pri jeho expanzii: A \u003d p? V.
Reakcie, ktoré súvisia s absorpciou energie - endotermický.
Reakcie, ktoré prebiehajú s uvoľnením energie exotermický.
Druhy energie: tepelná, svetelná, elektrická, chemická, jadrová energia atď.
Druhy energie: kinetické a potenciálne.
Kinetická energia- energia pohybujúceho sa telesa, to je práca, ktorú môže teleso vykonať, kým sa dostane do pokoja.
Teplo (Q)- druh kinetickej energie - spojený s pohybom atómov a molekúl. Pri dodávaní hmoty do tela (m) a merná tepelná kapacita (c) tepla Q jeho teplota stúpne o množstvo? t: ?Q = m s ?t, kde? t = AQ/(ct).
Potenciálna energia- energia, ktorú telo získava v dôsledku zmeny jeho polohy v priestore alebo jeho zložiek. Energia chemických väzieb je druh potenciálnej energie.
Prvý zákon termodynamiky: energia môže prechádzať z jednej formy do druhej, ale nemôže zaniknúť ani vzniknúť.
Vnútorná energia (U) - súčet kinetických a potenciálnych energií častíc tvoriacich teleso. Teplo absorbované pri reakcii sa rovná rozdielu medzi vnútornou energiou reakčných produktov a reaktantov (Q \u003d? U \u003d U 2 - U 1), za predpokladu, že systém nevykonal prácu na životnom prostredí. Ak reakcia prebieha pri konštantnom tlaku, potom uvoľnené plyny pôsobia proti silám vonkajšieho tlaku a teplo absorbované počas reakcie sa rovná súčtu zmien vnútornej energie. ?U a práca A \u003d p? V. Toto teplo absorbované pri konštantnom tlaku sa nazýva zmena entalpie: H = ?U + p?V, definovanie entalpia Ako H \u003d U + pV. Reakcie kvapalných a pevných látok prebiehajú bez výraznej zmeny objemu (V= 0), čo je teda za tieto reakcie? H blízko ?U (AH = ?U). Pre reakcie so zmenou hlasitosti máme ?H > ?U ak prebieha rozširovanie a ?H< ?U ak prebieha kompresia.
Zmena entalpie sa zvyčajne pripisuje štandardnému stavu hmoty: t.j. pre čistú látku v určitom (pevnom, kvapalnom alebo plynnom) skupenstve pri tlaku 1 atm = 101 325 Pa, teplote 298 K a koncentrácia látok 1 mol / l.
Štandardná entalpia tvorby H arr- teplo uvoľnené alebo absorbované pri vzniku 1 mol látky z jednoduchých látok, ktoré ju tvoria za štandardných podmienok. Napríklad, ?N arr(NaCI) = -411 kJ/mol. To znamená, že pri reakcii Na(tv) + ?Cl 2 (g) = NaCl(tv) sa pri tvorbe 1 mol NaCl uvoľní 411 kJ energie.
Štandardná entalpia reakcie?- zmena entalpie počas chemickej reakcie je určená vzorcom: ?H = ?N arr(Produkty) - ?N arr(činidlá).
Takže pre reakciu NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), vedieť? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol,? H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol a H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol máme:
H = H o 6p (NH4Cl) - n H o 6 p (NH 3) - H o 6 p (HCl) \u003d -315 - (-46) - (-92) \u003d -177 kJ.
Ak? H< 0, reakcia je exotermická. Ak? H > 0, reakcia je endotermická.
zákon Hess: štandardná entalpia reakcie závisí od štandardných entalpií reaktantov a produktov a nezávisí od cesty reakcie.
Spontánne procesy môžu byť nielen exotermické, t.j. procesy s poklesom energie (?H< 0), ale môžu to byť aj procesy endotermické, t.j. procesy s nárastom energie (?H > 0). Vo všetkých týchto procesoch sa zvyšuje „neporiadok“ systému.
EntropiaS je fyzikálna veličina, ktorá charakterizuje stupeň poruchy systému. S je štandardná entropia, ?S je zmena štandardnej entropie. Ak?S > 0, porucha rastie, ak AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Pre procesy, v ktorých počet častíc klesá, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:
CaO (tv) + H20 (l) \u003d Ca (OH) 2 (tv),? S< 0;
CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), ?S\u003e 0.
Procesy prebiehajú spontánne s uvoľňovaním energie, t.j. na čo? H< 0, a so zvýšením entropie, t.j. pre ktoré?S > 0. Zohľadnenie oboch faktorov vedie k vyjadreniu pre Gibbsova energia: G = H - TS alebo? G \u003d? H - T? S. Reakcie, pri ktorých klesá Gibbsova energia, t.j< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, spontánne nechodia. Podmienka G = 0 znamená, že medzi produktmi a reaktantmi sa vytvorila rovnováha.
Pri nízkej teplote, kedy je hodnota T je blízko nule, prebiehajú iba exotermické reakcie, keďže T?S– málo a G = ? H< 0. Pri vysokých teplotách sa hodnoty T?S veľké, a zanedbanie veľkosti? H, máme? G = – T?S, spontánne nastanú procesy so zvýšením entropie, pre ktoré? S > 0 a ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.
Hodnota AG pre konkrétnu reakciu môže byť určená vzorcom:
G = ?С arr (produkty) – ?G o b p (činidlá).
V tomto prípade hodnoty?G o br, rovnako ako? H arr a? S o br pre veľký počet látok sú uvedené v špeciálnych tabuľkách.
4.2. Chemická kinetika
Rýchlosť chemickej reakcie(v) je určená zmenou molárnej koncentrácie reaktantov za jednotku času:
Kde v je rýchlosť reakcie, s je molárna koncentrácia činidla, t- čas.
Rýchlosť chemickej reakcie závisí od povahy reaktantov a reakčných podmienok (teplota, koncentrácia, prítomnosť katalyzátora atď.)
Vplyv koncentrácie. IN V prípade jednoduchých reakcií je reakčná rýchlosť úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, braných v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom.
Na reakciu
kde 1 a 2 sú smery doprednej a spätnej reakcie:
v 1 \u003d k 1? [A]m? [B]n a
v 2 \u003d k 2? [C]p? [D]q
Kde v-rýchla reakcia, k je rýchlostná konštanta, [A] je molárna koncentrácia látky A.
Molekulárnosť reakcie je počet molekúl zapojených do elementárneho aktu reakcie. Pre jednoduché reakcie napr. mA + nB> PC + qD, molekulová hmotnosť sa rovná súčtu koeficientov (m + n). Reakcie môžu byť jednomolekulové, dvojmolekulové a zriedkavo trojmolekulové. Vyššie molekulárne reakcie sa nevyskytujú.
Poradie reakcie sa rovná súčtu ukazovateľov stupňov koncentrácie v experimentálnom vyjadrení rýchlosti chemickej reakcie. Takže pre komplexnú reakciu
mA + nB > рС + qD experimentálny výraz pre rýchlosť reakcie má tvar
v 1 = k1? [A] ? ? [IN] ? a poradie reakcií je (? +?). kde? a? sú experimentálne a nemusia sa zhodovať s m A n respektíve, keďže rovnica komplexnej reakcie je výsledkom niekoľkých jednoduchých reakcií.
Vplyv teploty. Rýchlosť reakcie závisí od počtu efektívnych zrážok molekúl. Zvýšenie teploty zvyšuje počet aktívnych molekúl, čo im dáva potrebné pre priebeh reakcie. aktivačnej energie E pôsobí a zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie.
Van't Hoffovo pravidlo. So zvýšením teploty o 10° sa reakčná rýchlosť zvýši 2- až 4-násobne. Matematicky je to napísané takto:
v2 = v1? ?(t2 - t1) / 10
kde vi a v2 sú reakčné rýchlosti pri počiatočnej (ti) a konečnej (t2) teplote, ? - teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10 °.
Presnejšie, závislosť rýchlosti reakcie od teploty je vyjadrená ako Arrheniova rovnica:
k = A? e - E/(RT),
Kde k je rýchlostná konštanta, A- konštantná, nezávislá od teploty, e = 2,71828, E je aktivačná energia, R= 8,314 J/(K? mol) – plynová konštanta; T– teplota (K). Je vidieť, že rýchlostná konštanta rastie so zvyšujúcou sa teplotou a klesajúcou aktivačnou energiou.
4.3. Chemická rovnováha
Systém je v rovnováhe, ak sa jeho stav s časom nemení. Rovnosť rýchlostí priamych a reverzných reakcií je podmienkou udržania rovnováhy systému.
Príkladom reverzibilnej reakcie je reakcia
N2 + 3H2 - 2NH3.
Zákon o hromadnej akcii: pomer súčinu koncentrácií reakčných produktov k súčinu koncentrácií východiskových látok (všetky koncentrácie sú uvedené v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom) je konštanta tzv. rovnovážna konštanta.
Rovnovážna konštanta je mierou priebehu priamej reakcie.
K = O - žiadna priama reakcia;
K =? - priama reakcia ide do konca;
K > 1 - rovnováha je posunutá doprava;
TO< 1 - rovnováha je posunutá doľava.
Reakčná rovnovážna konštanta TO súvisí so zmenou štandardnej Gibbsovej energie?G pre rovnakú reakciu:
G= – RT ln K, alebo ?g= -2,3 RT lg K, alebo K = 10-0,435 °G/RT
Ak K > 1, potom lg K> 0 a?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.
Ak TO< 1, potom lg K < 0 и?G >0, t.j. ak sa rovnováha posunie doľava, tak reakcia spontánne neprejde doprava.
Zákon rovnovážneho posunu: Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv, vzniká v systéme proces, ktorý pôsobí proti vonkajšiemu vplyvu.
5. Redoxné reakcie
Redoxné reakcie- reakcie, ktoré prebiehajú so zmenou oxidačných stavov prvkov.
Oxidácia je proces vzdania sa elektrónov.
zotavenie je proces pridávania elektrónov.
Oxidačné činidlo Atóm, molekula alebo ión, ktorý prijíma elektróny.
Redukčné činidlo Atóm, molekula alebo ión, ktorý daruje elektróny.
Oxidačné činidlá, ktoré prijímajú elektróny, prechádzajú do redukovanej formy:
F2 [cca. ] + 2e > 2F? [odpočinok.].
Redukčné činidlá, darujúce elektróny, prechádzajú do oxidovanej formy:
Na 0 [obnoviť ] – 1e > Na + [približne].
Rovnováhu medzi oxidovanou a redukovanou formou charakterizuje Nernstove rovnice pre redoxný potenciál:
Kde E 0 je štandardná hodnota redoxného potenciálu; n je počet prenesených elektrónov; [odpočinok. ] a [cca. ] sú molárne koncentrácie zlúčeniny v redukovanej a oxidovanej forme.
Hodnoty štandardných elektródových potenciálov E 0 sú uvedené v tabuľkách a charakterizujú oxidačné a redukčné vlastnosti zlúčenín: čím je hodnota pozitívnejšia E 0,čím silnejšie sú oxidačné vlastnosti a tým zápornejšia hodnota E 0, tým silnejšie sú regeneračné vlastnosti.
Napríklad pre F 2 + 2e - 2F? E0 = 2,87 voltov a pre Na + + 1e - Na 0 E0 =-2,71 voltu (pri redukčných reakciách sa proces vždy zaznamenáva).
Redoxná reakcia je kombináciou dvoch polovičných reakcií, oxidácie a redukcie, a je charakterizovaná elektromotorickou silou (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 v poriadku – ?E 0 obnoviť, Kde E 0 v poriadku a? E 0 obnoviť sú štandardné potenciály oxidačného činidla a redukčného činidla pre danú reakciu.
emf reakcie? E 0 súvisí so zmenou Gibbsovej voľnej energie?G a rovnovážnej konštanty reakcie KOMU:
?G = –nF?E 0 alebo? E = (RT/nF) ln K.
emf reakcie pri neštandardných koncentráciách? E rovná sa: ? E =?Eo - (RT / nF)? Ig K alebo? E =?E 0 -(0,059/n)lg K.
V prípade rovnováhy? G \u003d 0 a? E \u003d 0, kde? E =(0,059/n)lg K A K = 10n?E/0,059.
Pre spontánny výskyt reakcie musia byť splnené nasledujúce vzťahy: ?G< 0 или K >> 1, že sa stav zhoduje? E 0> 0. Preto na určenie možnosti danej redoxnej reakcie je potrebné vypočítať hodnotu? E 0. Ak? Eo > 0, reakcia je zapnutá. Ak? E 0< 0, nedochádza k žiadnej reakcii.
Zdroje chemického prúduGalvanické články Zariadenia, ktoré premieňajú energiu chemickej reakcie na elektrickú energiu.
Danielov galvanický článok pozostáva zo zinkových a medených elektród ponorených do roztokov ZnSO 4 a CuSO 4, resp. Roztoky elektrolytov komunikujú cez poréznu priehradku. Súčasne dochádza k oxidácii na zinkovej elektróde: Zn > Zn 2+ + 2e a k redukcii na medenej elektróde: Cu 2+ + 2e > Cu. Vo všeobecnosti reakcia prebieha: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.
anóda- elektróda, na ktorej prebieha oxidácia. Katóda- elektróda, na ktorej prebieha redukcia. V galvanických článkoch je anóda nabitá záporne a katóda je nabitá kladne. V diagramoch prvkov sú kov a roztok oddelené zvislou čiarou a dve riešenia dvojitou zvislou čiarou.
Takže pre reakciu Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu je obvod galvanického článku napísaný: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).
Elektromotorická sila (emf) reakcie je? E 0 \u003d E 0 v poriadku - E 0 obnoviť= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,10 V. V dôsledku strát bude napätie vytvorené prvkom o niečo menšie ako? E 0. Ak sa koncentrácie roztokov líšia od štandardných rovnajúcich sa 1 mol/l, potom E 0 v poriadku A E 0 obnoviť sa vypočítajú podľa Nernstovej rovnice a potom sa vypočíta emf. zodpovedajúci galvanický článok.
suchý prvok pozostáva zo zinkového telesa, pasty NH 4 Cl so škrobom alebo múkou, zmesi MnO 2 s grafitom a grafitovej elektródy. V priebehu jeho práce prebieha nasledujúca reakcia: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.
Schéma prvku: (-)Zn | NH4CI | Mn02, C(+). emf prvok - 1,5 V.
Batérie. Olovená batéria pozostáva z dvoch olovených dosiek ponorených do 30 % roztoku kyseliny sírovej a pokrytých vrstvou nerozpustného PbSO 4 . Keď je batéria nabitá, na elektródach prebiehajú tieto procesy:
PbSO 4 (tv) + 2e > Pb (tv) + SO 4 2-
PbSO4 (tv) + 2H20 > Рb02 (tv) + 4H + + SO42- + 2e
Keď je batéria vybitá, na elektródach prebiehajú tieto procesy:
Pb(tv) + SO42-> PbSO4 (tv) + 2e
РbO2 (tv) + 4H + + SO4 2- + 2e> PbSO4 (tv) + 2H20
Celkovú reakciu možno napísať takto:
Aby batéria fungovala, potrebuje pravidelné nabíjanie a kontrolu koncentrácie kyseliny sírovej, ktorá sa môže počas prevádzky batérie mierne znížiť.
6. Riešenia
6.1. Koncentrácia roztoku
Hmotnostný zlomok látky v roztoku w sa rovná pomeru hmotnosti rozpustenej látky k hmotnosti roztoku: w \u003d m in-va / m roztoku alebo w = m in-va / (V ??), pretože m p-ra \u003d V p-pa? ?r-ra.
Molárna koncentrácia s sa rovná pomeru počtu mólov rozpustenej látky k objemu roztoku: c = n(mol)/ V l) alebo c = m/(M? V( l )).
Molárna koncentrácia ekvivalentov (normálna alebo ekvivalentná koncentrácia) s napr sa rovná pomeru počtu ekvivalentov rozpustenej látky k objemu roztoku: pričom e = n(mol. ekv.)/ V l) alebo s e \u003d m / (M e? V (l)).
6.2. Elektrolytická disociácia
Elektrolytická disociácia– rozklad elektrolytu na katióny a anióny pôsobením molekúl polárneho rozpúšťadla.
Stupeň disociácie? je pomer koncentrácie disociovaných molekúl (c diss) k celkovej koncentrácii rozpustených molekúl (c obj.): ? = s diss / s rev.
Elektrolyty možno rozdeliť na silný(?~1) a slabý.
Silné elektrolyty(pre nich? ~ 1) - soli a zásady rozpustné vo vode, ako aj niektoré kyseliny: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 a iné.
Slabé elektrolyty(pre nich?<< 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.
Rovnice iónovej reakcie. IN V rovniciach iónovej reakcie sa silné elektrolyty píšu ako ióny a slabé elektrolyty, zle rozpustné látky a plyny sa píšu ako molekuly. Napríklad:
CaCO 3 v + 2 HCl \u003d CaCl 2 + H20 + CO2 ^
CaC03v + 2H++ 2CI? \u003d Ca 2+ + 2Cl? + H20 + C02^
CaC03v + 2H+ = Ca2+ + H20 + C02
Reakcie medzi iónmiísť v smere tvorby látky, ktorá dáva menej iónov, teda v smere slabšieho elektrolytu alebo menej rozpustnej látky.
6.3. Disociácia slabých elektrolytov
Aplikujme zákon hromadného pôsobenia na rovnováhu medzi iónmi a molekulami v roztoku slabého elektrolytu, ako je kyselina octová:
CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +
Rovnovážne konštanty disociačných reakcií sa nazývajú disociačné konštanty. Disociačné konštanty charakterizujú disociáciu slabých elektrolytov: čím menšia je konštanta, tým menej slabý elektrolyt disociuje, tým je slabší.
Viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch:
H3P04 - H+ + H2P04?
Rovnovážna konštanta celkovej disociačnej reakcie sa rovná súčinu konštánt jednotlivých štádií disociácie:
H 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-
Ostwaldov zákon riedenia: stupeň disociácie slabého elektrolytu (a) sa zvyšuje so znížením jeho koncentrácie, t. j. pri zriedení:
Vplyv bežného iónu na disociáciu slabého elektrolytu: pridanie spoločného iónu znižuje disociáciu slabého elektrolytu. Takže pri pridávaní slabého roztoku elektrolytu CH 3 COOH
CH 3 COOH - CH 3 COО? + H + ?<< 1
silný elektrolyt obsahujúci ión spoločný s CH3COOH, t.j. acetátový ión, napríklad CH3COONa
CH 3 COONa - CH 3 COO? +Na+? = 1
koncentrácia acetátového iónu sa zvyšuje a rovnováha disociácie CH 3 COOH sa posúva doľava, t. j. disociácia kyseliny klesá.
6.4. Disociácia silných elektrolytov
Aktivita iónov A je koncentrácia iónu, ktorá sa prejavuje jeho vlastnosťami.
Faktor aktivityf je pomer aktivity iónov A sústrediť sa s: f= a/c alebo A = f.c.
Ak f = 1, potom sú ióny voľné a navzájom neinteragujú. K tomu dochádza vo veľmi zriedených roztokoch, v roztokoch slabých elektrolytov atď.
Ak f< 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.
Koeficient aktivity závisí od iónovej sily roztoku I: čím väčšia je iónová sila, tým nižší je koeficient aktivity.
Iónová sila roztoku ja závisí od poplatkov z a koncentrácie z iónov:
ja= 0,52 s z2.
Koeficient aktivity závisí od náboja iónu: čím väčší je náboj iónu, tým nižší je koeficient aktivity. Matematicky závislosť koeficientu aktivity f z iónovej sily ja a iónový náboj z je napísaný pomocou Debye-Hückelovho vzorca:
Koeficienty iónovej aktivity možno určiť pomocou nasledujúcej tabuľky:
6.5 Iónový produkt vody. Indikátor vodíka
Voda, slabý elektrolyt, disociuje za vzniku iónov H+ a OH?. Tieto ióny sú hydratované, t.j. spojené s niekoľkými molekulami vody, ale pre jednoduchosť sú napísané v nehydratovanej forme
H20 - H++ OH-.
Na základe zákona hromadnej akcie pre túto rovnováhu:
Koncentráciu molekúl vody [H2O], t.j. počet mólov v 1 litri vody, možno považovať za konštantnú a rovnú [H2O] \u003d 1000 g / l: 18 g / mol \u003d 55,6 mol / l. Odtiaľ:
TO[H20] = TO(H20 ) = [H+] = 10-14 (22 °C).
Iónový produkt vody– súčin koncentrácií [H + ] a – je konštantná hodnota pri konštantnej teplote a rovná sa 10 -14 pri 22°C.
Iónový produkt vody sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou.
hodnota pH je záporný logaritmus koncentrácie vodíkových iónov: pH = – lg. Podobne: pOH = – lg.
Logaritmus iónového produktu vody dáva: pH + pOH = 14.
Hodnota pH charakterizuje reakciu média.
Ak pH = 7, potom [H + ] = je neutrálne médium.
Ak pH< 7, то [Н + ] >- kyslé prostredie.
Ak pH > 7, potom [H + ]< – щелочная среда.
6.6. tlmivé roztoky
Tlmiace roztoky sú roztoky, ktoré majú určitú koncentráciu vodíkových iónov. pH týchto roztokov sa pri zriedení nemení a mení sa len málo, keď sa pridajú malé množstvá kyselín a zásad.
I. Roztok slabej kyseliny HA, koncentrácia - z kyseliny, a jej solí so silnou zásadou BA, koncentrácia - zo soli. Napríklad acetátový pufor je roztok kyseliny octovej a octanu sodného: CH3COOH + CHgCOONa.
pH \u003d pK kyslé + lg (soľ /s kyslé).
II. Roztok slabej zásady BOH, koncentrácia - so zásadou, a jeho solí so silnou kyselinou BA, koncentrácia - so soľou. Napríklad čpavkový pufor je roztok hydroxidu amónneho a chloridu amónneho NH 4 OH + NH 4 Cl.
pH = 14 - рК zásadité - lg (zo soli / zo zásady).
6.7. Hydrolýza soli
Hydrolýza soli- interakcia iónov solí s vodou za vzniku slabého elektrolytu.
Príklady reakčných rovníc hydrolýzy.
I. Soľ je tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou:
Na2C03 + H20 - NaHC03 + NaOH
2Na + + CO3 2- + H20 - 2Na + + HC03? +Oh?
C032- + H20 - HCO3? + OH?, pH > 7, alkalické.
V druhom stupni k hydrolýze prakticky nedochádza.
II. Soľ sa tvorí zo slabej zásady a silnej kyseliny:
AlCl3 + H20 - (AlOH)Cl2 + HCl
Al 3+ + 3Cl? + H20 - AlOH2+ + 2Cl? + H++ Cl?
Al3+ + H20 - AlOH2+ + H+, pH< 7.
V druhom stupni sa hydrolýza vyskytuje menej a v treťom stupni k nej prakticky nedochádza.
III. Soľ je tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou:
K++ N03? + H20? žiadna hydrolýza, pH? 7.
IV. Soľ sa tvorí zo slabej zásady a slabej kyseliny:
CH3COONH4 + H20 - CH3COOH + NH4OH
CH 3 COO? + NH4+ + H20 - CH3COOH + NH4OH, pH = 7.
V niektorých prípadoch, keď je soľ tvorená veľmi slabými zásadami a kyselinami, dochádza k úplnej hydrolýze. V tabuľke rozpustnosti pre takéto soli je symbol „rozložený vodou“:
Al2S3 + 6H20 \u003d 2Al (OH) 3 v + 3H2S ^
Pri výmenných reakciách by sa mala brať do úvahy možnosť úplnej hydrolýzy:
Al2(S04)3 + 3Na2C03 + 3H20 \u003d 2Al (OH)3v + 3Na2S04 + 3C02^
Stupeň hydrolýzyh je pomer koncentrácie hydrolyzovaných molekúl k celkovej koncentrácii rozpustených molekúl.
Pre soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou:
= ch, pOH = -1 g, pH = 14 - pOH.
Z výrazu vyplýva, že stupeň hydrolýzy h(t.j. hydrolýza) zvyšuje:
a) so zvýšením teploty, pretože K (H 2 O) sa zvyšuje;
b) so znížením disociácie kyseliny, ktorá tvorí soľ: čím slabšia kyselina, tým väčšia hydrolýza;
c) s riedením: čím nižšie c, tým väčšia hydrolýza.
Pre soli vytvorené zo slabej zásady a silnej kyseliny
[H+]= ch, pH = – lg.
Pre soli tvorené slabou zásadou a slabou kyselinou
6.8. Protolytická teória kyselín a zásad
Protolýza je proces prenosu protónov.
Protolity kyseliny a zásady, ktoré darujú a prijímajú protóny.
Kyselina Molekula alebo ión schopný darovať protón. Každá kyselina má svoju konjugovanú bázu. Sila kyselín je charakterizovaná kyslou konštantou Do k.
H2C03 + H20 - H30 + + HCO3?
K k = 4 ? 10 -7
3+ + H20 - 2+ + H30+
K k = 9 ? 10 -6
Základňa Molekula alebo ión, ktorý môže prijať protón. Každá báza má svoju konjugovanú kyselinu. Pevnosť báz je charakterizovaná bázovou konštantou K 0.
NH3? H20 (H20) - NH4+ + OH?
K 0 = 1,8 ?10 -5
Amfolyty- protolity schopné spätného rázu a prichytenia protónov.
HCO3? + H20 - H3O + + CO3 2-
HCO3? - kyselina.
HCO3? + H20 - H2C03 + OH?
HCO3? - základňa.
Pre vodu: H20 + H20 - H30 + + OH?
K (H20) \u003d [H30+] \u003d 10-14 a pH \u003d - lg.
Konštanty K až A K 0 pre konjugované kyseliny a zásady sú spojené.
ON + H20 - H30 + + A ?,
A? + H20 - ON + OH?,
7. Konštanta rozpustnosti. Rozpustnosť
V systéme pozostávajúcom z roztoku a zrazeniny prebiehajú dva procesy - rozpúšťanie zrazeniny a zrážanie. Rovnovážnou podmienkou je rovnosť rýchlostí týchto dvoch procesov.
nasýtený roztok Roztok, ktorý je v rovnováhe so zrazeninou.
Zákon hmotnostného pôsobenia aplikovaný na rovnováhu medzi zrazeninou a roztokom dáva:
Keďže = konštanta,
TO = Ks (AgCl) = .
Vo všeobecnosti máme:
A m B n(TV) - m A +n+n B -m
K s ( A m B n)= [A +n ] m[IN -m ] n .
Konštantná rozpustnosťKs(alebo súčin rozpustnosti PR) - súčin koncentrácií iónov v nasýtenom roztoku ťažko rozpustného elektrolytu - je konštantná hodnota a závisí len od teploty.
Rozpustnosť nerozpustnej látky s možno vyjadriť v móloch na liter. Podľa veľkosti s látky možno rozdeliť na slabo rozpustné – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l a je vysoko rozpustný s>10-2 mol/l.
Rozpustnosť zlúčenín súvisí s ich produktom rozpustnosti.
Podmienky zrážania a rozpúšťania V prípade AgCl: AgCl - Ag + + Cl?
Ks= :
a) podmienka rovnováhy medzi zrazeninou a roztokom: = K s .
b) podmienka usadzovania: > Ks; počas precipitácie koncentrácie iónov klesajú, kým sa nevytvorí rovnováha;
c) podmienka pre rozpustenie zrazeniny alebo existenciu nasýteného roztoku:< Ks; počas rozpúšťania zrazeniny sa koncentrácia iónov zvyšuje, až kým sa nenastolí rovnováha.
8. Koordinačné zlúčeniny
Koordinačné (komplexné) zlúčeniny sú zlúčeniny s väzbou donor-akceptor.
Pre K3:
ióny vonkajšej sféry - 3K +,
ión vnútornej gule - 3-,
komplexotvorné činidlo - Fe 3+,
ligandy - 6CN?, ich denticita - 1,
koordinačné číslo - 6.
Príklady komplexotvorných činidiel: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ atď.
Príklady ligandov: polárne molekuly H 2 O, NH 3, CO a anióny CNa, Cl2, OH? atď.
Koordinačné čísla: zvyčajne 4 alebo 6, zriedka 2, 3 atď.
Nomenklatúra. Najprv je pomenovaný anión (v nominatívnom prípade), potom katión (v prípade genitívu). Názvy niektorých ligandov: NH 3 - amín, H 2 O - akva, CN? – kyano, Cl? – chlór, OH? - hydroxo. Názvy koordinačných čísel: 2 - di, 3 - tri, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa. Uveďte stupeň oxidácie komplexotvorného činidla:
Cl je chlorid diaminstrieborný;
S04 - tetrammínmeďnatý síran;
K3 je hexakyanoželezitan draselný (III).
Chemický spojenie.Teória valenčných väzieb predpokladá hybridizáciu orbitálov centrálneho atómu. Umiestnenie výsledných hybridných orbitálov určuje geometriu komplexov.
Diamagnetický komplexný ión Fe(CN) 6 4- .
Kyanidový ión – donor
Ión železa Fe 2+ - akceptor - má vzorec 3d 6 4s 0 4p 0. Ak vezmeme do úvahy diamagnetizmus komplexu (všetky elektróny sú spárované) a koordinačné číslo (potrebných je 6 voľných orbitálov), máme d2sp3- hybridizácia:
Komplex je diamagnetický, nízkospinový, intraorbitálny, stabilný (nepoužívajú sa žiadne externé elektróny), oktaedrický ( d2sp3-hybridizácia).
Paramagnetický komplexný ión FeF 6 3- .
Fluoridový ión je donorom.
Ión železa Fe 3+ - akceptor - má vzorec 3d 5 4s 0 4p 0 . Ak vezmeme do úvahy paramagnetizmus komplexu (elektróny sú zaparené) a koordinačné číslo (potrebných je 6 voľných orbitálov), máme sp 3 d 2- hybridizácia:
Komplex je paramagnetický, vysokospinový, vonkajší-orbitálny, nestabilný (používajú sa vonkajšie 4d-orbitály), oktaedrický ( sp 3 d 2-hybridizácia).
Disociácia koordinačných zlúčenín.Koordinačné zlúčeniny v roztoku úplne disociujú na ióny vnútornej a vonkajšej sféry.
N03 > Ag(NH3)2 + + N03 ?, ? = 1.
Ióny vnútornej gule, t. j. komplexné ióny, sa postupne disociujú na kovové ióny a ligandy, ako sú slabé elektrolyty.
Kde K 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 sa nazývajú konštanty nestability a charakterizujte disociáciu komplexov: čím menšia konštanta nestability, tým menej komplex disociuje, tým je stabilnejší.
>> Chemické vzorce
Chemické vzorce
Pomôže vám odsek:
> zistiť, čo je chemický vzorec;
> čítať vzorce látok, atómov, molekúl, iónov;
> správne použiť výraz „jednotka vzorca“;
> vytvoriť chemické vzorce iónových zlúčenín;
> charakterizovať zloženie látky, molekuly, iónu chemickým vzorcom.
Chemický vzorec.
Každý to má látok je tam meno. Menovite však nie je možné určiť, z akých častíc sa látka skladá, koľko a aké atómy sú obsiahnuté v jej molekulách, iónoch, aký náboj majú ióny. Odpovede na takéto otázky poskytuje špeciálny záznam - chemický vzorec.
Chemický vzorec je označenie atómu, molekuly, iónu alebo látky pomocou symbolov chemické prvky a indexy.
Chemický vzorec atómu je symbolom príslušného prvku. Napríklad atóm hliníka je označený symbolom Al a atóm kremíka symbolom Si. Jednoduché látky majú tiež takéto vzorce - kov hliník, nekov s atómovou štruktúrou kremík.
Chemický vzorec molekula jednoduchej látky obsahuje symbol príslušného prvku a dolný index - malé číslo napísané nižšie a vpravo. Index udáva počet atómov v molekule.
Molekula kyslíka pozostáva z dvoch atómov kyslíka. Jeho chemický vzorec je O 2 . Tento vzorec sa číta tak, že sa najprv vysloví symbol prvku, potom index: „o-dva“. Vzorec O 2 označuje nielen molekulu, ale aj samotnú látku kyslík.
Molekula O 2 sa nazýva dvojatómová. Z týchto molekúl (ich všeobecný vzorec je E 2) sa skladajú jednoduché látky vodík, dusík, fluór, chlór, bróm, jód.
Ozón obsahuje trojatómové molekuly, biely fosfor - štvoratómový a síra - osematómový. (Napíšte chemické vzorce týchto molekúl.)
H 2
O2
N 2
Cl2
Br2
ja 2
Vo vzorci molekuly komplexnej látky sú napísané symboly prvkov, ktorých atómy sú v nej obsiahnuté, ako aj indexy. Molekula oxidu uhličitého pozostáva z troch atómov: jedného atómu uhlíka a dvoch atómov kyslíka. Jeho chemický vzorec je CO 2 (čítaj „tse-o-dva“). Pamätajte: ak je v molekule jeden atóm akéhokoľvek prvku, potom zodpovedajúci index, t.j. I, nie je zapísaný v chemickom vzorci. Vzorec molekuly oxidu uhličitého je tiež vzorcom samotnej látky.
Vo vzorci iónu je dodatočne zaznamenaný jeho náboj. Ak to chcete urobiť, použite horný index. V ňom číslo označuje výšku poplatku (nepíšu jednotku) a potom znamienko (plus alebo mínus). Napríklad ión sodíka s nábojom +1 má vzorec Na + (čítaj "sodík plus"), ión chlóru s nábojom - I - SG - ("mínus chlóru"), hydroxidový ión s nábojom - I - OH - ("o-popol-mínus"), uhličitanový ión s nábojom -2 - CO 2- 3 ("tse-o-tri-dva-mínus").
Na+, Cl-
jednoduché ióny
OH-, CO2-3
komplexné ióny
Vo vzorcoch iónových zlúčenín najprv zapíšu kladne nabité bez označenia nábojov ióny a potom - negatívne nabité (tabuľka 2). Ak je vzorec správny, súčet nábojov všetkých iónov v ňom sa rovná nule.
tabuľka 2
Vzorce niektorých iónových zlúčenín
V niektorých chemických vzorcoch je skupina atómov alebo komplexný ión napísaný v zátvorkách. Ako príklad si vezmite vzorec pre hasené vápno Ca (OH) 2. Toto je iónová zlúčenina. V ňom na každý ión Ca 2+ pripadajú dva OH - ióny. Zložený vzorec znie " vápnik-o-popol-dvakrát", ale nie "vápnik-o-popol-dva".
Niekedy sa v chemických vzorcoch namiesto symbolov prvkov píšu "cudzie" písmená, ako aj indexové písmená. Takéto vzorce sa často nazývajú všeobecné. Príklady vzorcov tohto typu: ECIn, EnOm, FexOy. najprv
vzorec označuje skupinu zlúčenín prvkov s chlórom, druhý - skupinu zlúčenín prvkov s kyslíkom a tretí sa používa, ak chemický vzorec zlúčeniny Ferrum s Kyslík neznámy a
mal by byť nainštalovaný.
Ak potrebujete označiť dva samostatné atómy neónu, dve molekuly kyslíka, dve molekuly oxidu uhličitého alebo dva ióny sodíka, použite označenie 2Ne, 20 2, 2C0 2, 2Na +. Číslo pred chemickým vzorcom sa nazýva koeficient. Koeficient I sa rovnako ako index I nezapisuje.
jednotka vzorca.
Čo znamená 2NaCl? Neexistujú žiadne molekuly NaCl; kuchynská soľ je iónová zlúčenina, ktorá pozostáva z iónov Na + a Cl -. Dvojica týchto iónov sa nazýva vzorcová jednotka hmoty (je zvýraznená na obr. 44, a). Označenie 2NaCl teda predstavuje dve jednotky vzorca kuchynskej soli, t.j. dva páry iónov Na + a C1-.
Pojem "jednotka vzorca" sa používa pre komplexné látky nielen iónovej, ale aj atómovej štruktúry. Napríklad jednotka vzorca pre kremeň Si02 je kombináciou jedného atómu kremíka a dvoch atómov kyslíka (obr. 44, b).
Ryža. 44. jednotky vzorca v zlúčeninách iónovej (a) atómovej štruktúry (b)
Jednotka vzorca je najmenšia „tehla“ látky, jej najmenší opakujúci sa fragment. Tento fragment môže byť atóm (v jednoduchej hmote), molekula(v jednoduchej alebo zložitej veci),
súbor atómov alebo iónov (v komplexnej látke).
Cvičenie. Zostavte chemický vzorec zlúčeniny, ktorá obsahuje ióny Li + i SO 2-4. Pomenujte jednotku vzorca tejto látky.
Riešenie
V iónovej zlúčenine je súčet nábojov všetkých iónov nula. To je možné za predpokladu, že na každý ión S02-4 sú dva Li+ ióny. Vzorec zlúčeniny je teda Li2S04.
Vzorcovou jednotkou látky sú tri ióny: dva ióny Li + a jeden ión SO 2-4.
Kvalitatívne a kvantitatívne zloženie látky.
Chemický vzorec obsahuje informácie o zložení častice alebo látky. Charakterizujú kvalitatívne zloženie, pomenúvajú prvky, ktoré tvoria časticu alebo látku, a charakterizujú kvantitatívne zloženie, označujú:
Počet atómov každého prvku v molekule alebo komplexnom ióne;
pomer atómov rôznych prvkov alebo iónov v látke.
Cvičenie. Opíšte zloženie metánu CH 4 (molekulárna zlúčenina) a sódy Na 2 CO 3 (iónová zlúčenina)
Riešenie
Metán tvoria prvky Uhlík a Vodík (ide o kvalitatívne zloženie). Molekula metánu obsahuje jeden atóm uhlíka a štyri atómy vodíka; ich pomer v molekule a v látke
N(C): N(H) = 1:4 (kvantitatívne zloženie).
(Písmeno N označuje počet častíc - atómov, molekúl, iónov.
Sóda je tvorená tromi prvkami - sodíkom, uhlíkom a kyslíkom. Obsahuje kladne nabité ióny Na +, keďže sodík je kovový prvok, a záporne nabité ióny CO-2 3 (kvalitatívne zloženie).
Pomer atómov prvkov a iónov v látke je nasledujúci:
závery
Chemický vzorec je záznam atómu, molekuly, iónu, látky pomocou symbolov chemických prvkov a indexov. Počet atómov každého prvku je vo vzorci označený horným indexom a náboj iónu je označený horným indexom.
Jednotka vzorca - častica alebo súbor častíc látky, reprezentovaný jej chemickým vzorcom.
Chemický vzorec odráža kvalitatívne a kvantitatívne zloženie častice alebo látky.
?
66. Aké informácie o látke alebo častici obsahuje chemický vzorec?
67. Aký je rozdiel medzi koeficientom a dolným indexom v chemických záznamoch? Doplňte svoju odpoveď príkladmi. Na čo sa používa horný index?
68. Prečítajte si vzorce: P 4, KHC03, AI 2 (SO 4) 3, Fe(OH) 2NO 3, Ag +, NH + 4, CIO-4.
69. Čo znamenajú položky: 3H20, 2H, 2H2, N2, Li, 4Cu, Zn2+, 502-, NO-3, ZCa (0H)2, 2CaC03?
70. Zapíšte si chemické vzorce, ktoré znejú takto: es-o-tri; bór-dva-o-tri; popol-en-o-dva; chróm-o-popol-trikrát; sodík-popol-es-o-štyri; en-popol-štyri-dvakrát-es; bárium-dva-plus; pe-o-štyri-tri-mínus.
71. Vytvorte chemický vzorec molekuly, ktorá obsahuje: a) jeden atóm dusíka a tri atómy vodíka; b) štyri atómy vodíka, dva atómy fosforu a sedem atómov kyslíka.
72. Aká je jednotka vzorca: a) pre sódu Na 2 CO 3; b) pre iónovú zlúčeninu Li3N; c) pre zlúčeninu B 2 O 3, ktorá má atómovú štruktúru?
73. Vytvorte vzorce pre všetky látky, ktoré môžu obsahovať iba také ióny: K + , Mg2 + , F - , SO -2 4 , OH - .
74. Opíšte kvalitatívne a kvantitatívne zloženie:
a) molekulárne látky - chlór Cl 2, peroxid vodíka (peroxid vodíka) H 2 O 2, glukóza C 6 H 12 O 6;
b) iónová látka - síran sodný Na 2 SO 4;
c) ióny H 3 O +, HPO 2- 4.
Popel P. P., Kriklya L. S., Chémia: Pdruch. pre 7 buniek. zahalnosvit. navch. zakl. - K .: Výstavisko "Akadémia", 2008. - 136 s.: il.
Obsah lekcie zhrnutie a podpora lekcie rámec prezentácie lekcie interaktívne technológie urýchľujúce vyučovacie metódy Prax kvízy, testovanie online úloh a cvičení domáce úlohy workshopy a školenia otázky pre diskusiu v triede Ilustrácie video a audio materiály fotografie, obrázky, grafika, tabuľky, schémy, komiksy, podobenstvá, výroky, krížovky, anekdoty, vtipy, citáty Doplnky abstrakty cheat sheets čipy pre zvedavé články (MAN) literatúra hlavný a doplnkový slovník pojmov Zdokonaľovanie učebníc a vyučovacích hodín oprava chýb v učebnici nahradenie zastaraných vedomostí novými Len pre učiteľov kalendárne plány tréningové programy metodické odporúčaniaKľúčové slová: Chémia 8. ročník. Všetky vzorce a definície, symboly fyzikálnych veličín, merné jednotky, predpony na označenie merných jednotiek, pomery medzi jednotkami, chemické vzorce, základné definície, stručne, tabuľky, diagramy.
1. Symboly, názvy a merné jednotky
niektoré fyzikálne veličiny používané v chémii
| Fyzikálne množstvo | Označenie | Jednotka |
| Čas | t | s |
| Tlak | p | Pa, kPa |
| Množstvo hmoty | ν | Krtko |
| Hmotnosť hmoty | m | kg, g |
| Hmotnostný zlomok | ω | Bezrozmerný |
| Molárna hmota | M | kg/mol, g/mol |
| Molárny objem | V n | m 3 / mol, l / mol |
| Objem hmoty | V | m 3, l |
| Objemový zlomok | Bezrozmerný | |
| Relatívna atómová hmotnosť | A r | Bezrozmerný |
| Pán | Bezrozmerný | |
| Relatívna hustota plynu A oproti plynu B | D B (A) | Bezrozmerný |
| Hustota hmoty | R | kg/m3, g/cm3, g/ml |
| Avogadro konštanta | N A | 1/mol |
| Absolútna teplota | T | K (Kelvin) |
| Celzia teplota | t | °С (stupeň Celzia) |
| Tepelný účinok chemickej reakcie | Q | kJ/mol |
2. Vzťahy medzi jednotkami fyzikálnych veličín
3. Chemické vzorce v 8. ročníku
4. Základné definície v 8. ročníku
- Atom- najmenšia chemicky nedeliteľná častica látky.
- Chemický prvok určitý typ atómu.
- Molekula- najmenšia častica látky, ktorá si zachováva svoje zloženie a chemické vlastnosti a skladá sa z atómov.
- Jednoduché látky Látky, ktorých molekuly sú tvorené atómami rovnakého typu.
- Komplexné látky Látky, ktorých molekuly sú tvorené rôznymi typmi atómov.
- Kvalitatívne zloženie látky ukazuje, z akých atómov sa skladá.
- Kvantitatívne zloženie látky ukazuje počet atómov každého prvku v jeho zložení.
- Chemický vzorec- podmienený záznam kvalitatívneho a kvantitatívneho zloženia látky pomocou chemických značiek a indexov.
- Jednotka atómovej hmotnosti(amu) - jednotka merania hmotnosti atómu, ktorá sa rovná hmotnosti 1/12 atómu uhlíka 12 C.
- Krtko- množstvo látky, ktoré obsahuje počet častíc rovný počtu atómov v 0,012 kg uhlíka 12C.
- Avogadro konštanta (Na \u003d 6 * 10 23 mol -1) - počet častíc obsiahnutých v jednom mole.
- Molová hmotnosť látky (M ) je hmotnosť látky prijatá v množstve 1 mol.
- Relatívna atómová hmotnosť element A r - pomer hmotnosti atómu daného prvku m 0 k 1/12 hmotnosti atómu uhlíka 12 C.
- Relatívna molekulová hmotnosť látok M r - pomer hmotnosti molekuly danej látky k 1/12 hmotnosti atómu uhlíka 12 C. Relatívna molekulová hmotnosť sa rovná súčtu relatívnych atómových hmotností chemických prvkov tvoriacich zlúčeninu, berúc do úvahy počet atómov tohto prvku.
- Hmotnostný zlomok chemický prvok ω(X) ukazuje, akú časť relatívnej molekulovej hmotnosti látky X pripadá na tento prvok.
ATÓMOVO-MOLEKULÁRNE ŠTÚDIE
1. Existujú látky s molekulárnou a nemolekulárnou štruktúrou.
2. Medzi molekulami sú medzery, ktorých rozmery závisia od stavu agregácie látky a teploty.
3. Molekuly sú v nepretržitom pohybe.
4. Molekuly sa skladajú z atómov.
6. Atómy sa vyznačujú určitou hmotnosťou a veľkosťou.
Pri fyzikálnych javoch sa molekuly zachovávajú, pri chemických javoch sa spravidla ničia. Atómy v chemických javoch sa preskupujú a vytvárajú molekuly nových látok.
ZÁKON O STÁLOM ZLOŽENÍ LÁTKY
Každá chemicky čistá látka molekulárnej štruktúry, bez ohľadu na spôsob prípravy, má konštantné kvalitatívne a kvantitatívne zloženie.
VALENCE
Valencia je vlastnosť atómu chemického prvku pripojiť alebo nahradiť určitý počet atómov iného prvku.
CHEMICKÁ REAKCIA
Chemická reakcia je proces, pri ktorom z jednej látky vzniká iná látka. Činidlá sú látky, ktoré vstupujú do chemickej reakcie. Reakčné produkty sú látky, ktoré vznikajú ako výsledok reakcie.
Príznaky chemických reakcií:
1. Uvoľňovanie tepla (svetla).
2. Zmena farby.
3. Vzhľad vône.
4. Zrážky.
5. Uvoľňovanie plynu.
Zbierka základných vzorcov pre školský kurz chémie
Zbierka základných vzorcov pre školský kurz chémie
G. P. Loginová
Elena Savinkina
E. V. Savinkina G. P. Loginová
Zbierka základných vzorcov v chémii
Študentský vreckový sprievodca
všeobecná chémia
Najdôležitejšie chemické pojmy a zákony
Chemický prvok Určitý typ atómu s rovnakým jadrovým nábojom.
Relatívna atómová hmotnosť(A r) ukazuje, koľkokrát je hmotnosť atómu daného chemického prvku väčšia ako hmotnosť atómu uhlíka-12 (12 C).
Chemická látka- súbor akýchkoľvek chemických častíc.
chemické častice
jednotka vzorca- podmienená častica, ktorej zloženie zodpovedá danému chemickému vzorcu, napr.Ar - látka argón (pozostáva z atómov Ar),
H 2 O - látka vody (pozostáva z molekúl H 2 O),
KNO 3 - látka dusičnan draselný (pozostáva z katiónov K + a aniónov NO 3 ¯).
Vzťahy medzi fyzikálnymi veličinami
Atómová hmotnosť (relatívna) prvku B, Ar(B):Kde *T(atóm B) je hmotnosť atómu prvku B;
*t a je jednotka atómovej hmotnosti;
*t a = 1/12 T(atóm 12 C) \u003d 1,6610 24 g.
Množstvo hmoty B, n(B), mol:
Kde N(B) je počet častíc B;
N A je Avogadrova konštanta (NA = 6,0210 23 mol-1).
Molová hmotnosť látky V, M(V), g/mol:
Kde t(B)- hmotnosť B.
Molárny objem plynu IN, V M, l/mol:
Kde V M = 22,4 l/mol (dôsledok Avogadrovho zákona), za normálnych podmienok (n.o. - atmosferický tlak p = 101 325 Pa (1 atm); termodynamická teplota T = 273,15 K alebo teplota Celzia t = 0 °C).
B pre vodík, D(plyn B až H 2):
* Hustota plynnej látky IN letecky, D(plyn B vzduchom): Hmotnostný zlomok prvku E v hmote B, w(E):Kde x je počet atómov E vo vzorci látky B
Štruktúra atómu a periodický zákon D.I. Mendelejev
Hmotnostné číslo (A) - celkový počet protónov a neutrónov v atómovom jadre:
A = N(p0) + N(p+).
Náboj jadra atómu (Z) rovná sa počtu protónov v jadre a počtu elektrónov v atóme:Z = N(p+) = N(e1).
izotopy- atómy toho istého prvku, ktoré sa líšia počtom neutrónov v jadre, napríklad: draslík-39: 39 K (19 p + , 20n 0, 19e¯); draslík-40: 40 K (19 p+, 21n 0, 19e¯).*Úrovne energie a podúrovne
* Atómový orbitál(AO) charakterizuje oblasť priestoru, v ktorej je najväčšia pravdepodobnosť, že elektrón s určitou energiou zostane.*Tvary s- a p-orbitálov
Periodický zákon a periodický systém D.I. Mendelejev
Vlastnosti prvkov a ich zlúčenín sa periodicky opakujú so zvyšujúcim sa poradovým číslom, ktoré sa rovná náboju jadra atómu prvku.Číslo obdobia zodpovedá počet energetických hladín naplnených elektrónmi, a prostriedky posledná energetická hladina(EÚ).
Číslo skupiny A relácie A atď.
Číslo skupiny B relácie počet valenčných elektrónov ns A (n – 1)d.
sekcia s-prvku- energetická podúroveň (EPL) je naplnená elektrónmi ns-epu- IA- a IIA-skupiny, H a He.
sekcia p-prvkov- naplnený elektrónmi np-epu– IIIA-VIIIA-skupiny.
d-prvková sekcia- naplnený elektrónmi (P- 1) d-EPU - IB-VIIIB2-skupiny.
sekcia f-prvku- naplnený elektrónmi (P-2) f-EPU - lantanoidy a aktinidy.
Zmeny v zložení a vlastnostiach vodíkových zlúčenín prvkov 3. periódy periodickej sústavy
Neprchavé, rozložené vodou: NaH, MgH2, AlH3.Prchavé: SiH4, PH3, H2S, HCl.
Zmeny v zložení a vlastnostiach vyšších oxidov a hydroxidov prvkov 3. periódy periodickej sústavy
Základné: Na20 - NaOH, MgO - Mg (OH) 2.Amfotérne: Al203 - Al(OH)3.
Kyselina: Si02 - H4Si04, P205 - H3P04, SO3 - H2S04, Cl207 - HCl04.
chemická väzba
Elektronegativita(χ) je hodnota, ktorá charakterizuje schopnosť atómu v molekule získať záporný náboj.Mechanizmy tvorby kovalentnej väzby
výmenný mechanizmus- prekrytie dvoch orbitálov susedných atómov, z ktorých každý mal jeden elektrón.Donor-akceptorový mechanizmus- prekrytie voľného orbitalu jedného atómu s orbitalom druhého atómu, ktorý má elektrónový pár.
Orbitálne prekrytie počas tvorby väzby
*Typ hybridizácie - geometrický tvar častice - uhol medzi väzbami
Hybridizácia orbitálov centrálneho atómu– zosúladenie ich energie a formy.sp– lineárny – 180°
sp 2– trojuholníkový – 120°
sp 3– štvorsten – 109,5°
sp 3 d– trigonálny-bipyramídový – 90°; 120°
sp 3 d 2– oktaedrický – 90°
Zmesi a roztoky
Riešenie- homogénna sústava pozostávajúca z dvoch alebo viacerých látok, ktorých obsah možno v určitých medziach meniť.
Riešenie: rozpúšťadlo (napr. voda) + rozpustená látka.
Skutočné riešenia obsahujú častice menšie ako 1 nanometer.
Koloidné roztoky obsahujú častice s veľkosťou 1-100 nanometrov.
Mechanické zmesi(suspenzie) obsahujú častice väčšie ako 100 nanometrov.
Pozastavenie=> pevná látka + kvapalina
Emulzia=> kvapalina + kvapalina
Pena, hmla=> plyn + kvapalina
Oddeľujú sa heterogénne zmesi usadzovanie a filtrovanie.
Oddelia sa homogénne zmesi odparovanie, destilácia, chromatografia.
nasýtený roztok je alebo môže byť v rovnováhe s rozpustenou látkou (ak je rozpustená látka tuhá látka, jej prebytok je v sedimente).
Rozpustnosť je obsah rozpustenej látky v nasýtenom roztoku pri danej teplote.
nenasýtený roztok menej,
Presýtený roztok obsahuje rozpustenú látku viac, než je jeho rozpustnosť pri danej teplote.
Vzťahy medzi fyzikálno-chemickými veličinami v roztoku
Hmotnostný zlomok rozpustenej látky IN, w(B); zlomok jednotky alebo %:Kde t(B)- hmotnosť B,
t(p) je hmotnosť roztoku.
Hmotnosť roztoku m(p), r:
m(p) = m(B) + m(H20) = V(p) p(p),
kde F(p) je objem roztoku;ρ(p) je hustota roztoku.
Objem roztoku, V(p), l:
molárna koncentrácia, s(B), mol/l:Kde n(B) je množstvo látky B;
M(B) je molárna hmotnosť látky B.
Zmena zloženia roztoku
Riedenie roztoku vodou:> t "(B)= t(B);
> hmotnosť roztoku sa zvyšuje o hmotnosť pridanej vody: m" (p) \u003d m (p) + m (H20).
Odparovanie vody z roztoku:
> hmotnosť rozpustenej látky sa nemení: t "(B) \u003d t (B).
> hmotnosť roztoku sa zníži o hmotnosť odparenej vody: m" (p) \u003d m (p) - m (H20).
Zlúčenie dvoch riešení: hmotnosti roztokov, ako aj hmotnosti rozpustenej látky sa sčítajú:
t "(B) \u003d t (B) + t" (B);
t"(p) = t(p) + t"(p).
Kvapka kryštálov: hmotnosť rozpustenej látky a hmotnosť roztoku sa zníži o hmotnosť vyzrážaných kryštálov:
m "(B) \u003d m (B) - m (návrh); m" (p) \u003d m (p) - m (návrh).
Hmotnosť vody sa nemení.
Tepelný účinok chemickej reakcie
*Entalpia tvorby hmoty ΔH° (B), kJ / mol, je entalpia reakcie tvorby 1 mol látky z jednoduchých látok v ich štandardnom stave, to znamená pri konštantnom tlaku (1 atm na každý plyn v systéme alebo pri celkový tlak 1 atm v neprítomnosti plynných účastníkov reakcie) a konštantná teplota (zvyčajne 298 K , alebo 25 °C).*Tepelný účinok chemickej reakcie (Hessov zákon)
Q = ΣQ(Produkty) - ΣQ(činidlá).
ΔН° = ΣΔН°(produkty) – Σ ΔH°(činidlá).
Na reakciu aA + bB +… = dD + eE +…ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),
Kde a, b, d, e sú stechiometrické množstvá látok zodpovedajúce koeficientom v reakčnej rovnici.Rýchlosť chemickej reakcie
Ak počas času τ v objeme V množstvo reaktantu alebo produktu zmenené o Δ n, rýchlosť reakcie:
Pre monomolekulárnu reakciu А → …:
v=k c(A).
Pre bimolekulárnu reakciu A + B → ...:v=k c(A) c(B).
Pre trimolekulárnu reakciu A + B + C → ...:v=k c(A) c(B) c(C).
Zmena rýchlosti chemickej reakcie
Rýchla reakcia zvýšiť:1) chemicky aktívnyčinidlá;
2) povýšenie koncentrácie činidla;
3) zvýšiť
4) povýšenie teplota;
5) katalyzátory. Rýchla reakcia znížiť:
1) chemicky neaktívnečinidlá;
2) downgrade koncentrácie činidla;
3) znížiť povrchy pevných a kvapalných činidiel;
4) downgrade teplota;
5) inhibítory.
*Teplotný koeficient rýchlosti(γ) sa rovná číslu, ktoré ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, keď teplota stúpne o desať stupňov:
Chemická rovnováha
*Zákon hromadného pôsobenia pre chemickú rovnováhu: v rovnovážnom stave je pomer súčinu molárnych koncentrácií produktov v mocninách rovný
Ich stechiometrické koeficienty, na súčin molárnych koncentrácií reaktantov v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom, pri konštantnej teplote je konštantná hodnota (rovnovážna konštanta koncentrácie).
V stave chemickej rovnováhy pre reverzibilnú reakciu:
aA + bB + … ↔ dD + fF + …
K c = [D] d [F] f …/ [A] a [B] b …
*Posun chemickej rovnováhy smerom k tvorbe produktov
1) Zvýšenie koncentrácie činidiel;2) zníženie koncentrácie produktov;
3) zvýšenie teploty (pre endotermickú reakciu);
4) zníženie teploty (pre exotermickú reakciu);
5) zvýšenie tlaku (pre reakciu prebiehajúcu so znížením objemu);
6) zníženie tlaku (pre reakciu prebiehajúcu so zvýšením objemu).
Výmenné reakcie v roztoku
Elektrolytická disociácia- proces tvorby iónov (katiónov a aniónov) pri rozpustení určitých látok vo vode.
kyseliny tvorené vodíkové katióny A kyslé anióny, Napríklad:
HNO3 \u003d H++ N03¯
S elektrolytickou disociáciou dôvodov tvorené katióny kovov a hydroxidové ióny, napríklad:NaOH = Na + + OH¯
S elektrolytickou disociáciou soli vznikajú (stredné, dvojité, zmiešané). katióny kovov a kyslé anióny, napríklad:NaNO 3 \u003d Na + + NO 3 ¯
KAl (SO 4) 2 \u003d K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
S elektrolytickou disociáciou kyslé soli tvorené katióny kovov a kyslé hydroanióny, napríklad:NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 ‾
Niektoré silné kyseliny
HBr, HCl, HCl04, H2Cr207, HI, HMn04, H2S04, H2Se04, HN03, H2Cr04Niektoré pevné základy
RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2Stupeň disociácie α je pomer počtu disociovaných častíc k počtu počiatočných častíc.
Pri konštantnej hlasitosti:
Klasifikácia látok podľa stupňa disociácie
Bertholletovo pravidlo
Výmenné reakcie v roztoku prebiehajú nezvratne, ak sa v dôsledku toho vytvorí zrazenina, plyn alebo slabý elektrolyt.Príklady molekulárnych a iónových reakčných rovníc
1. Molekulová rovnica: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl"Úplná" iónová rovnica: Cu 2+ + 2Cl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH)2 ↓ + 2Na + + 2Cl¯
"Krátka" iónová rovnica: Сu 2+ + 2OH¯ \u003d Cu (OH) 2 ↓
2. Molekulárna rovnica: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
"Úplná" iónová rovnica: FeS + 2H + + 2Cl¯ = Fe2+ + 2Cl¯ + H2S
"Krátka" iónová rovnica: FeS (T) + 2H + = Fe2+ + H2S
3. Molekulárna rovnica: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3
"Úplná" iónová rovnica: 3H + + 3NO 3 ¯ + ZK + + PO 4 3- \u003d H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯
"Krátka" iónová rovnica: 3H + + PO 4 3- \u003d H 3 PO 4
* Vodíkový index
(pH) pH = – lg = 14 + lg*Rozsah pH pre zriedené vodné roztoky
pH 7 (neutrálne médium)Príklady výmenných reakcií
Neutralizačná reakcia- výmenná reakcia, ku ktorej dochádza pri interakcii kyseliny a zásady.1. Alkálie + silná kyselina: Ba (OH) 2 + 2HCl \u003d BaCl2 + 2H20
Ba2+ + 2OH¯ + 2H + + 2Cl¯ = Ba2+ + 2Cl¯ + 2H20
H+ + OH¯ \u003d H20
2. Málo rozpustná zásada + silná kyselina: Сu (OH) 2 (t) + 2НCl = СuСl 2 + 2Н 2 O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl¯ \u003d Cu2+ + 2Cl¯ + 2H20
Cu (OH)2 + 2H + \u003d Cu2+ + 2H20
*Hydrolýza- výmenná reakcia medzi látkou a vodou bez zmeny oxidačných stavov atómov.
1. Ireverzibilná hydrolýza binárnych zlúčenín:
Mg3N2 + 6H20 \u003d 3Mg (OH)2 + 2NH3
2. Reverzibilná hydrolýza solí:
A) vzniká soľ silný zásaditý katión a silný kyslý anión:
NaCl = Na + + Cl¯
Na++ H20 ≠ ;
Cl + H20 ≠
Hydrolýza chýba; médium je neutrálne, pH = 7.
B) Vzniká soľ katión silnej zásady a anión slabej kyseliny:
Na 2 S \u003d 2Na + + S 2-
Na++ H20 ≠
S2- + H20 ↔ HS¯ + OH¯
aniónová hydrolýza; alkalické prostredie, pH>7.
B) Vzniká soľ katión slabej alebo ťažko rozpustnej zásady a anión silnej kyseliny:
Koniec úvodnej časti.
Text poskytol liter LLC.
Za knihu môžete bezpečne zaplatiť bankovou kartou Visa, MasterCard, Maestro, z účtu mobilného telefónu, z platobného terminálu, v salóne MTS alebo Svyaznoy, cez PayPal, WebMoney, Yandex.Money, QIWI Wallet, bonusové karty alebo iný spôsob, ktorý vám vyhovuje.
