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

Ατομική-μοριακή επιστήμη.Οι ουσίες αποτελούνται από χημικά σωματίδια (μόρια, άτομα, ιόντα) που έχουν πολύπλοκη δομήκαι αποτελούνται από στοιχειώδη σωματίδια(πρωτόνια, νετρόνια, ηλεκτρόνια).

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

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

Χημικό στοιχείο– ένας τύπος ατόμων με το ίδιο πυρηνικό φορτίο. Στοιχείο δηλώνει

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

Ισότοπα– άτομα του ίδιου στοιχείου με διαφορετικούς αριθμούς μάζας.

Σχετική ατομική μάζα(A r) είναι ο λόγος της μέσης μάζας ενός ατόμου ενός στοιχείου φυσικής ισοτοπικής σύστασης προς το 1/12 της μάζας ενός ατόμου του ισοτόπου άνθρακα 12 C.

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

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

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

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

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

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

M = m/n,που: m = M nΚαι n = m/M.

Μοριακός όγκος αερίουV M(l/mol) – αναλογία όγκου αερίου V(ιβ) στην ποσότητα της ουσίας αυτού του αερίου n(mol). Στο φυσιολογικές συνθήκες V M = 22,4 l/mol.

Φυσιολογικές συνθήκες:θερμοκρασία t = 0°C ή Τ = 273 K, πίεση p = 1 atm = 760 mm. rt. Τέχνη. = 101.325 Pa = 101.325 kPa.

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

Το αποτέλεσμα είναι ένας γενικός τύπος:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2. Ατομική δομή και Περιοδικός Νόμος

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Γραφική μορφή του κανόνα του Κλετσκόφσκι.

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

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

Ηλεκτρονικές διαμορφώσειςενός αριθμού ατόμων διαφέρουν από αυτά που προβλέπει ο κανόνας του Klechkovsky. Έτσι, για το Cr και το Cu:

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

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

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

α) κατά επίπεδα)2)8)5;

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

γ) με τροχιακό

Παραδείγματα ηλεκτρονικών τύπων ορισμένων ατόμων και ιόντων:

V(23e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2;

V 3+ (20e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 0.

3. Χημικός δεσμός

3.1. Μέθοδος δεσμού σθένους

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

Ομοιοπολικό δεσμό. Σύνδεση δωρητή-δέκτη.

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

Σθένος ατόμων

Για παράδειγμα, για άνθρακα και θείο:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

3.2. Μοριακή τροχιακή θεωρία

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

Όροι αλληλεπίδρασης της JSC

1. Οι ΑΟ αλληλεπιδρούν εάν έχουν παρόμοιες ενέργειες.

2. Τα AO αλληλεπιδρούν εάν αλληλοεπικαλύπτονται.

3. Οι ΑΟ αλληλεπιδρούν εάν έχουν την κατάλληλη συμμετρία.

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

Αν ένα δεδομένο MO έχει άξονα συμμετρίας,

Εάν ένα δεδομένο MO έχει ένα επίπεδο συμμετρίας,

Αν το ΜΟ έχει δύο κάθετα επίπεδα συμμετρίας.

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

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

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

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

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

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

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

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

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

3.3. Μερικοί τύποι συνδέσεων

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

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

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

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

4. Μοτίβα χημικών διεργασιών

4.1. Θερμοχημεία

Ενέργεια(ΜΙ)- ικανότητα παραγωγής έργου. Μηχανολογικές εργασίεςΤο (Α) επιτυγχάνεται, για παράδειγμα, από ένα αέριο κατά τη διαστολή του: A = p?V.

Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν με την απορρόφηση ενέργειας είναι: ενδόθερμος.

Οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν την απελευθέρωση ενέργειας είναι: εξώθερμη.

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

Τύποι ενέργειας:κινητική και δυναμική.

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

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

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

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

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

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

Τυπική ενθαλπία σχηματισμού;– θερμότητα που απελευθερώνεται ή απορροφάται κατά το σχηματισμό 1 mole ουσίας από απλές ουσίες, τα συστατικά του, υπό τυπικές συνθήκες. Για παράδειγμα, ?Ν αρ.(NaCl) = -411 kJ/mol. Αυτό σημαίνει ότι στην αντίδραση Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) όταν σχηματίζεται 1 mole NaCl, απελευθερώνονται 411 kJ ενέργειας.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Σε χαμηλές θερμοκρασίες, όταν η τιμή Τείναι κοντά στο μηδέν, συμβαίνουν μόνο εξώθερμες αντιδράσεις, αφού T?S– λίγο και;G = ? Ν< 0. Σε υψηλές θερμοκρασίες οι τιμές T?Sυπέροχο, και, παραμελώντας το μέγεθος; Ν,έχουμε;G = – T?S,δηλ. διεργασίες με αυξανόμενη εντροπία θα συμβούν αυθόρμητα, για τις οποίες;S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по απόλυτη τιμήτιμή;G, τόσο πιο ολοκληρωμένα περνάει αυτή η διαδικασία.

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

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

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

4.2. Χημική κινητική

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

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

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

Επίδραση συγκέντρωσης. ΣΕυπόθεση απλές αντιδράσειςο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών, λαμβανομένων σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους.

Για αντίδραση

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

v 1 = k 1 ? [Είμαι ? [B]n και

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

Οπου v- αντίδραση ταχύτητας, κ– σταθερά ρυθμού, [A] – μοριακή συγκέντρωση της ουσίας Α.

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

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

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

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

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

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

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

όπου v 1 και v 2 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης στην αρχική (t 1) και την τελική (t 2) θερμοκρασίες, ; – συντελεστής θερμοκρασίαςταχύτητα αντίδρασης, η οποία δείχνει πόσες φορές αυξάνεται η ταχύτητα αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°.

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

k = A; μι - E/(RT)

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

4.3. Χημική ισορροπία

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

Ένα παράδειγμα αναστρέψιμης αντίδρασης είναι η αντίδραση

Ν2 + 3Η2 - 2ΝΗ3.

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

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

Κ = O – δεν λαμβάνει χώρα άμεση αντίδραση.

Κ =? – η άμεση αντίδραση ολοκληρώνεται.

Κ > 1 – η ισορροπία μετατοπίστηκε προς τα δεξιά.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ< 1 – η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.

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

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

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

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

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

5. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

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

Οξείδωση– διαδικασία δωρεάς ηλεκτρονίων.

Ανάκτηση– η διαδικασία προσθήκης ηλεκτρονίων.

Οξειδωτής– άτομο, μόριο ή ιόν που δέχεται ηλεκτρόνια.

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

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

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

Τα αναγωγικά, δίνοντας ηλεκτρόνια, πηγαίνουν στην οξειδωμένη μορφή:

Na 0 [ανάκτηση ] – 1e > Na + [περ.].

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

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

Τυπικές τιμές δυναμικά ηλεκτροδίων Ε 0δίνονται σε πίνακες και χαρακτηρίζουν τις οξειδωτικές και αναγωγικές ιδιότητες των ενώσεων: τόσο πιο θετική είναι η τιμή Ε 0,τόσο ισχυρότερες είναι οι οξειδωτικές ιδιότητες και τόσο περισσότερο πιο αρνητική τιμή Ε 0,τόσο ισχυρότερες είναι οι ιδιότητες αποκατάστασης.

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

Μια αντίδραση οξειδοαναγωγής είναι ένας συνδυασμός δύο ημι-αντιδράσεων, της οξείδωσης και της αναγωγής, και χαρακτηρίζεται από ηλεκτροκινητική δύναμη(εμφ) ? E 0:?Ε 0= ?Ε 0 εντάξει – ?E 0 επαναφορά, Οπου Ε 0 εντάξειΚαι? E 0 επαναφορά– τυπικές δυνατότητεςοξειδωτικό και αναγωγικό παράγοντα για αυτή την αντίδραση.

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

?G = –nF?Ε 0ή? E = (RT/nF) ln Κ.

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

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

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

Πηγές χημικού ρεύματος

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

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

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

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

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

Ξηρό στοιχείοαποτελείται από σώμα ψευδαργύρου, πάστα NH 4 Cl με άμυλο ή αλεύρι, μείγμα MnO 2 με γραφίτη και ένα ηλεκτρόδιο γραφίτη. Κατά τη λειτουργία του γίνεται η ακόλουθη αντίδραση: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

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

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

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

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

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

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

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

Η συνολική αντίδραση μπορεί να γραφτεί ως:

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

6. Λύσεις

6.1. Συγκέντρωση διαλυμάτων

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

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

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

6.2. Ηλεκτρολυτική διάσταση

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

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

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

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

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες(για αυτούς?<< 1) – Н 2 O, NH 4 OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, CH 3 COOH и другие.

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

CaCO 3 v + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ^

CaCO 3 v + 2H + + 2Cl; = Ca 2+ + 2Cl; + H 2 O + CO 2 ^

CaCO 3 v + 2H + = Ca 2 + + H 2 O + CO 2 ^

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

6.3. Διάσταση αδύναμων ηλεκτρολυτών

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

CH 3 COOH - CH 3 COO; +Η+

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

Τα πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

6.4. Διάσταση ισχυρών ηλεκτρολυτών

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

Συντελεστής δραστηριότηταςφά– αναλογία δραστηριότητας ιόντων ΕΝΑσυγκέντρωση με: φά= μετα Χριστονή ΕΝΑ = fc.

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

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

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

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

εγώ = 0,52?s z2.

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

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

6.5 Ιονικό προϊόν νερού. τιμή pH

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

Η 2 Ο - Η + + ΟΗ;.

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

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

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

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

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

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

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

Η τιμή του pH χαρακτηρίζει την αντίδραση του μέσου.

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

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

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

6.6. Ρυθμιστικά διαλύματα

Ρυθμιστικά διαλύματα– διαλύματα με συγκεκριμένη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου. Το pH αυτών των διαλυμάτων δεν αλλάζει όταν αραιώνονται και αλλάζει ελάχιστα όταν προστίθενται μικρές ποσότητες οξέων και αλκαλίων.

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

pH = pK όξινο + log (αλάτι/s ξινό).

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

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

6.7. Υδρόλυση αλάτων

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

Παραδείγματα εξισώσεων αντίδρασης υδρόλυσης.

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

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

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

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

Στο δεύτερο στάδιο, υδρόλυση πρακτικά δεν συμβαίνει.

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

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

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

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

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

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

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

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

CH 3 COONH 4 + H 2 O - CH 3 COOH + NH 4 OH

CH 3 COO; + NH 4 + + H 2 O - CH 3 COOH + NH 4 OH, pH = 7.

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

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

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

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

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

Για άλατα που σχηματίζονται από ισχυρή βάση και ασθενές οξύ:

= κεφрOH = – log, рН = 14 – ροΗ.

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

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

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

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

Για άλατα που σχηματίζονται από αδύναμη βάση και ισχυρό οξύ

[Η + ] = κεφ pH = – λογ.

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

6.8. Πρωτολυτική θεωρία οξέων και βάσεων

Πρωτόλυση– διαδικασία μεταφοράς πρωτονίων.

Πρωτόλιθοι– οξέα και βάσεις που δίνουν και δέχονται πρωτόνια.

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

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

K k = 4 ? 10 -7

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

K k = 9 ? 10 -6

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

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

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

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

HCO3; – οξύ.

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

HCO3; - θεμέλιο.

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

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

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

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

ΕΝΑ? + H 2 O - HA + OH;,

7. Σταθερά διαλυτότητας. Διαλυτότητα

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

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

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

Δεδομένου ότι = const,

ΠΡΟΣ ΤΗΝ = K s (AgCl) = .

Γενικά έχουμε:

ΕΝΑ Μσι n(τηλεόραση) - ΜΕΝΑ +n+nσι -Μ

K s (ΕΝΑ Μσι ιδ)= [Α +n ] Μ[ΣΕ -Μ ] n .

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

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

Η διαλυτότητα των ενώσεων σχετίζεται με το προϊόν διαλυτότητάς τους.

Συνθήκη για καθίζηση και διάλυση του ιζήματος

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

K s= :

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

β) συνθήκη εναπόθεσης: > K s ;κατά τη διάρκεια της καθίζησης, οι συγκεντρώσεις ιόντων μειώνονται μέχρι να επιτευχθεί ισορροπία.

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

8. Ενώσεις συντονισμού

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

Για το K 3:

ιόντα της εξωτερικής σφαίρας - 3K +,

ιόν εσωτερικής σφαίρας – 3-,

παράγοντας συμπλοκοποίησης – Fe 3+,

συνδετήρες – 6CN?, η οδοντωτή τους – 1,

αριθμός συντονισμού – 6.

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

Παραδείγματα προσδεμάτων: πολικά μόριαΗ2Ο, ΝΗ3, CO και τα ανιόντα CNa, Cla, ΟΗβ. και τα λοιπά.

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

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

Cl-χλωριούχο διαμινοάργυρο(I).

SO 4 – θειικός χαλκός (II) τετραμίνης.

K 3 – εξακυανοφερρικό κάλιο (III).

Χημική ουσίασύνδεση.

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

Διαμαγνητικό σύμπλοκο ιόν Fe(CN) 6 4-.

Κυανιούχο ιόν – δότης

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

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

Παραμαγνητικό σύμπλοκο ιόν FeF 6 3-.

Το ιόν φθορίου είναι δότης.

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

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

Διάσπαση ενώσεων συντονισμού.

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

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

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

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

Η απόφαση για την ανάγκη διατήρησης ενός τέτοιου σημειωματάριου δεν ήρθε αμέσως, αλλά σταδιακά, με τη συσσώρευση εργασιακής εμπειρίας.

Στην αρχή ήταν ένα μέρος στο τέλος ΤΕΤΡΑΔΙΟ ΕΡΓΑΣΙΩΝ– πολλές σελίδες για την καταγραφή των πιο σημαντικών ορισμών. Τότε τοποθετήθηκαν εκεί τα πιο σημαντικά τραπέζια. Τότε ήρθε η συνειδητοποίηση ότι οι περισσότεροι μαθητές, για να μάθουν να λύνουν προβλήματα, χρειάζονται αυστηρές αλγοριθμικές οδηγίες, τις οποίες, πρώτα απ 'όλα, πρέπει να κατανοούν και να θυμούνται.

Τότε ήρθε η απόφαση να κρατηθεί, εκτός από το τετράδιο εργασιών, ένα άλλο υποχρεωτικό σημειωματάριο στη χημεία - ένα λεξικό χημικών. Σε αντίθεση με τα βιβλία εργασίας, από τα οποία μπορεί να υπάρχουν ακόμη και δύο σε ένα σχολική χρονιά, το λεξικό είναι ένα ενιαίο τετράδιο για ολόκληρο το μάθημα της χημείας. Είναι καλύτερο αν αυτό το σημειωματάριο έχει 48 φύλλα και ανθεκτικό κάλυμμα.

Τακτοποιούμε το υλικό σε αυτό το τετράδιο ως εξής: στην αρχή - τους πιο σημαντικούς ορισμούς, τους οποίους τα παιδιά αντιγράφουν από το σχολικό βιβλίο ή γράφουν κάτω από την υπαγόρευση του δασκάλου. Για παράδειγμα, στο πρώτο μάθημα στην 8η τάξη, αυτός είναι ο ορισμός του θέματος «χημεία», η έννοια των «χημικών αντιδράσεων». Κατά τη διάρκεια της σχολικής χρονιάς στην 8η τάξη συγκεντρώνονται πάνω από τριάντα από αυτά. Κάνω έρευνες σχετικά με αυτούς τους ορισμούς σε ορισμένα μαθήματα. Για παράδειγμα, μια προφορική ερώτηση σε αλυσίδα, όταν ένας μαθητής κάνει μια ερώτηση σε έναν άλλον, αν απάντησε σωστά, τότε κάνει ήδη την επόμενη ερώτηση. ή, όταν ένας μαθητής τίθεται σε ερωτήσεις από άλλους μαθητές, εάν δεν μπορεί να απαντήσει, τότε απαντούν οι ίδιοι. Στην οργανική χημεία αυτοί είναι κυρίως ορισμοί τάξης οργανική ύληκαι κύριες έννοιες, για παράδειγμα, «ομόλογα», «ισομερή» κ.λπ.

Στο τέλος του βιβλίου αναφοράς μας, παρουσιάζεται το υλικό με τη μορφή πινάκων και διαγραμμάτων. Στην τελευταία σελίδα βρίσκεται ο πρώτος πίνακας «Χημικά στοιχεία. Χημικά σημάδια" Στη συνέχεια οι πίνακες «Σθένος», «Οξέα», «Δείκτες», «Ηλεκτροχημική σειρά τάσεων μετάλλων», «Σειρά Ηλεκτραρνητικότητας».

Θέλω ιδιαίτερα να σταθώ στα περιεχόμενα του πίνακα "Αντιστοιχία οξέων με οξείδια οξέος":

Αντιστοιχία οξέων με οξείδια οξέος
Οξείδιο οξέος		Οξύ
Ονομα	Τύπος	Ονομα	Τύπος	Κατάλοιπο οξέος, σθένος
μονοξείδιο του άνθρακα (II).	CO2	κάρβουνο	H2CO3	CO3(II)
οξείδιο του θείου (IV).	ΛΟΙΠΟΝ 2	θειούχος	H2SO3	SO3(II)
οξείδιο του θείου (VI).	ΛΟΙΠΟΝ 3	θειικός	H2SO4	SO 4 (II)
οξείδιο του πυριτίου (IV).	SiO2	πυρίτιο	H2SiO3	SiO3(II)
μονοξείδιο του αζώτου (V)	N2O5	άζωτο	HNO3	NO 3 (I)
οξείδιο του φωσφόρου (V).	P2O5	φώσφορος	H3PO4	PO 4 (III)

Χωρίς να κατανοήσουν και να απομνημονεύσουν αυτόν τον πίνακα, είναι δύσκολο για τους μαθητές της 8ης τάξης να συντάξουν εξισώσεις για τις αντιδράσεις των οξειδίων του οξέος με τα αλκάλια.

Όταν μελετάμε τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, σημειώνουμε διαγράμματα και κανόνες στο τέλος του τετραδίου.

Κανόνες για τη σύνθεση ιοντικών εξισώσεων:

1. Οι τύποι των ισχυρών ηλεκτρολυτών διαλυτών στο νερό γράφονται με τη μορφή ιόντων.

2. Οι τύποι των απλών ουσιών, των οξειδίων, των ασθενών ηλεκτρολυτών και όλων των αδιάλυτων ουσιών γράφονται σε μοριακή μορφή.

3. Οι τύποι των κακώς διαλυτών ουσιών στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης γράφονται σε ιοντική μορφή, στα δεξιά - σε μοριακή μορφή.

Κατά τη μελέτη οργανική χημείαΓράφουμε στο λεξικό γενικούς πίνακες για υδρογονάνθρακες, κατηγορίες ουσιών που περιέχουν οξυγόνο και άζωτο, διαγράμματα γενετικών συνδέσεων.

Φυσικές ποσότητες
Ονομασία	Ονομα	Μονάδες	ΜΑΘΗΜΑΤΙΚΟΙ τυποι
	ποσότητα ουσίας	ΕΛΙΑ δερματος	= N / N A ; = m / M; V / V m (για αέρια)
Ν Α	Η σταθερά του Avogadro	μόρια, άτομα και άλλα σωματίδια	N A = 6,02 10 23
Ν	αριθμός σωματιδίων	μόρια, άτομα και άλλα σωματίδια	N = N A
Μ	μοριακή μάζα	g/mol, kg/kmol	M = m / ; /M/ = M r
Μ	βάρος	g, kg	m = M ; m = V
Vm	μοριακός όγκος αερίου	l/mol, m 3/kmol	Vm = 22,4 l / mol = 22,4 m 3 / kmol
V	Ενταση ΗΧΟΥ	l, m 3	V = V m (για αέρια);
	πυκνότητα	g/ml;	=m/V; M / V m (για αέρια)

Κατά τη διάρκεια της 25ετούς περιόδου διδασκαλίας της χημείας στο σχολείο, έπρεπε να δουλέψω χρησιμοποιώντας διαφορετικά προγράμματα και σχολικά βιβλία. Ταυτόχρονα, ήταν πάντα έκπληξη το γεγονός ότι πρακτικά κανένα σχολικό βιβλίο δεν διδάσκει πώς να λύνεις προβλήματα. Στην αρχή των σπουδών της χημείας, για τη συστηματοποίηση και εμπέδωση της γνώσης στο λεξικό, οι μαθητές μου και εγώ συντάσσουμε έναν πίνακα «Φυσικά μεγέθη» με νέες ποσότητες:

Όταν διδάσκουμε στους μαθητές πώς να λύνουν προβλήματα υπολογισμού, είναι πολύ μεγάλης σημασίαςΤο δίνω σε αλγόριθμους. Πιστεύω ότι οι αυστηρές οδηγίες για την ακολουθία των ενεργειών επιτρέπουν σε έναν αδύναμο μαθητή να κατανοήσει τη λύση προβλημάτων συγκεκριμένου τύπου. Για δυνατούς μαθητές, αυτή είναι μια ευκαιρία να αποκτήσουν πρόσβαση δημιουργικό επίπεδοΗ περαιτέρω χημική τους εκπαίδευση και αυτοεκπαίδευση, αφού πρώτα πρέπει να κατακτήσετε με σιγουριά έναν σχετικά μικρό αριθμό τυπικών τεχνικών. Με βάση αυτό, η δυνατότητα σωστής εφαρμογής τους σε διαφορετικά στάδια επίλυσης περισσότερων σύνθετες εργασίες. Επομένως, έχω συντάξει αλγόριθμους για την επίλυση προβλημάτων υπολογισμού για όλους τους τύπους προβλημάτων. σχολικό μάθημακαι για εξωσχολικές δραστηριότητες.

Θα δώσω παραδείγματα από μερικά από αυτά.

Αλγόριθμος επίλυσης προβλημάτων με χρήση χημικών εξισώσεων.

1. Καταγράψτε συνοπτικά τις συνθήκες του προβλήματος και συνθέστε μια χημική εξίσωση.

2. Γράψτε τα δεδομένα του προβλήματος πάνω από τους τύπους στη χημική εξίσωση και γράψτε τον αριθμό των moles κάτω από τους τύπους (που καθορίζεται από τον συντελεστή).

3. Βρείτε την ποσότητα της ουσίας, η μάζα ή ο όγκος της οποίας δίνεται στη δήλωση προβλήματος, χρησιμοποιώντας τους τύπους:

M/M; = V / V m (για αέρια V m = 22,4 l / mol).

Γράψτε τον αριθμό που προκύπτει πάνω από τον τύπο στην εξίσωση.

4. Να βρείτε την ποσότητα μιας ουσίας της οποίας η μάζα ή ο όγκος είναι άγνωστη. Για να το κάνετε αυτό, αιτιολογήστε σύμφωνα με την εξίσωση: συγκρίνετε τον αριθμό των γραμμομορίων σύμφωνα με τη συνθήκη με τον αριθμό των γραμμομορίων σύμφωνα με την εξίσωση. Εάν χρειάζεται, κάντε μια αναλογία.

5. Βρείτε τη μάζα ή τον όγκο χρησιμοποιώντας τους τύπους: m = M; V = Vm.

Αυτός ο αλγόριθμος είναι η βάση που πρέπει να κατακτήσει ο μαθητής ώστε στο μέλλον να μπορεί να λύνει προβλήματα χρησιμοποιώντας εξισώσεις με διάφορες περιπλοκές.

Προβλήματα με υπερβολική και ανεπάρκεια.

Εάν στις προβληματικές συνθήκες οι ποσότητες, οι μάζες ή οι όγκοι δύο αντιδρώντων ουσιών είναι γνωστές ταυτόχρονα, τότε πρόκειται για πρόβλημα περίσσειας και ανεπάρκειας.

Κατά την επίλυσή του:

1. Πρέπει να βρείτε τις ποσότητες δύο ουσιών που αντιδρούν χρησιμοποιώντας τους τύπους:

M/M; = V/V m .

2. Γράψτε τους μοριακούς αριθμούς που προκύπτουν πάνω από την εξίσωση. Συγκρίνοντάς τα με τον αριθμό των γραμμομορίων σύμφωνα με την εξίσωση, βγάλτε συμπέρασμα για το ποια ουσία δίνεται σε έλλειψη.

3. Με βάση την έλλειψη, κάντε περαιτέρω υπολογισμούς.

Προβλήματα σχετικά με το κλάσμα της απόδοσης του προϊόντος αντίδρασης που λαμβάνονται πρακτικά από το θεωρητικά δυνατό.

Χρησιμοποιώντας τις εξισώσεις αντίδρασης, πραγματοποιούνται θεωρητικοί υπολογισμοί και βρίσκονται θεωρητικά δεδομένα για το προϊόν της αντίδρασης: θεωρ. , μ θεωρ. ή θεωρία V. . Κατά τη διεξαγωγή αντιδράσεων στο εργαστήριο ή στη βιομηχανία, συμβαίνουν απώλειες, επομένως τα πρακτικά δεδομένα που λαμβάνονται είναι πρακτικά. ,

m πρακτική. ή V πρακτική. πάντα λιγότερα από τα θεωρητικά υπολογισμένα δεδομένα. Το μερίδιο απόδοσης ορίζεται με το γράμμα (eta) και υπολογίζεται χρησιμοποιώντας τους τύπους:

(αυτό) = πρακτικό. / θεωρία = m πρακτική. / m θεωρ. = V πρακτική / V θεωρ.

Εκφράζεται ως κλάσμα μονάδας ή ως ποσοστό. Τρεις τύποι εργασιών μπορούν να διακριθούν:

Εάν στη δήλωση προβλήματος τα δεδομένα για την αρχική ουσία και το κλάσμα της απόδοσης του προϊόντος αντίδρασης είναι γνωστά, τότε πρέπει να βρείτε μια πρακτική λύση. , μ πρακτικό ή V πρακτική. προϊόν αντίδρασης.

Διαδικασία λύσης:

1. Πραγματοποιήστε έναν υπολογισμό χρησιμοποιώντας την εξίσωση με βάση τα δεδομένα για την αρχική ουσία, βρείτε τη θεωρία. , μ θεωρ. ή θεωρία V. προϊόν αντίδρασης;

2. Βρείτε τη μάζα ή τον όγκο του προϊόντος της αντίδρασης που λαμβάνεται πρακτικά χρησιμοποιώντας τους τύπους:

m πρακτική. = m θεωρητικός ; V πρακτική = V θεωρ. ; πρακτική. = θεωρητικός .

Εάν στη δήλωση προβλήματος τα δεδομένα για την αρχική ουσία και την πρακτική είναι γνωστά. , μ πρακτικό ή V πρακτική. το προκύπτον προϊόν και πρέπει να βρείτε το κλάσμα απόδοσης του προϊόντος αντίδρασης.

Διαδικασία λύσης:

1. Υπολογίστε χρησιμοποιώντας την εξίσωση με βάση τα δεδομένα για την αρχική ουσία, βρείτε

Θεωρ. , μ θεωρ. ή θεωρία V. προϊόν αντίδρασης.

2. Βρείτε το κλάσμα απόδοσης του προϊόντος αντίδρασης χρησιμοποιώντας τους τύπους:

Πρακτική. / θεωρία = m πρακτική. / m θεωρ. = V πρακτική /V θεωρ.

Εάν οι πρακτικές συνθήκες είναι γνωστές στις προβληματικές συνθήκες. , μ πρακτικό ή V πρακτική. το προκύπτον προϊόν αντίδρασης και το κλάσμα απόδοσης του, ενώ πρέπει να βρείτε δεδομένα για την αρχική ουσία.

Διαδικασία λύσης:

1. Βρείτε θεωρία, μ θεωρία. ή θεωρία V. προϊόν αντίδρασης σύμφωνα με τους τύπους:

Θεωρ. = πρακτικός / ; μ θεωρ. = m πρακτική. / ; V θεωρ. = V πρακτική / .

2. Εκτελέστε υπολογισμούς χρησιμοποιώντας την εξίσωση με βάση τη θεωρία. , μ θεωρ. ή θεωρία V. προϊόν της αντίδρασης και βρείτε τα δεδομένα για την αρχική ουσία.

Φυσικά, εξετάζουμε αυτούς τους τρεις τύπους προβλημάτων σταδιακά, εξασκώντας τις δεξιότητες επίλυσης καθενός από αυτά χρησιμοποιώντας το παράδειγμα μιας σειράς προβλημάτων.

Προβλήματα σε μείγματα και ακαθαρσίες.

Καθαρή ουσία είναι αυτή που είναι πιο άφθονη στο μείγμα, τα υπόλοιπα είναι ακαθαρσίες. Ονομασίες: μάζα μείγματος – m cm, μάζα καθαρής ουσίας – m p.h., μάζα ακαθαρσιών – m περίπου. , κλάσμα μάζας καθαρής ουσίας - p.h.

Το κλάσμα μάζας μιας καθαρής ουσίας βρίσκεται χρησιμοποιώντας τον τύπο: p.h. = m h.v. / m cm, εκφράζεται σε κλάσματα του ενός ή ως ποσοστό. Ας διακρίνουμε 2 τύπους εργασιών.

Εάν η δήλωση προβλήματος δίνει το κλάσμα μάζας μιας καθαρής ουσίας ή το κλάσμα μάζας των προσμίξεων, τότε δίνεται η μάζα του μείγματος. Η λέξη "τεχνικό" σημαίνει επίσης την παρουσία ενός μείγματος.

Διαδικασία λύσης:

1. Να βρείτε τη μάζα μιας καθαρής ουσίας χρησιμοποιώντας τον τύπο: m h.v. = h.v. m cm

Εάν δίνεται το κλάσμα μάζας των ακαθαρσιών, τότε πρέπει πρώτα να βρείτε κλάσμα μάζαςκαθαρή ουσία: καθαρή = 1 - περίπου.

2. Με βάση τη μάζα της καθαρής ουσίας, κάντε περαιτέρω υπολογισμούς χρησιμοποιώντας την εξίσωση.

Εάν η δήλωση προβλήματος δίνει τη μάζα του αρχικού μείγματος και n, m ή V του προϊόντος αντίδρασης, τότε πρέπει να βρείτε το κλάσμα μάζας της καθαρής ουσίας στο αρχικό μείγμα ή το κλάσμα μάζας των ακαθαρσιών σε αυτό.

Διαδικασία λύσης:

1. Υπολογίστε χρησιμοποιώντας την εξίσωση με βάση τα δεδομένα για το προϊόν της αντίδρασης και βρείτε n p.v. και m h.v.

2. Βρείτε το κλάσμα μάζας της καθαρής ουσίας στο μείγμα χρησιμοποιώντας τον τύπο: p.h. = m h.v. / m δείτε και κλάσμα μάζας ακαθαρσιών: περίπου. = 1 - h.v

Νόμος των ογκομετρικών σχέσεων των αερίων.

Οι όγκοι των αερίων σχετίζονται με τον ίδιο τρόπο με τις ποσότητες των ουσιών τους:

V 1 / V 2 = 1 / 2

Αυτός ο νόμος χρησιμοποιείται κατά την επίλυση προβλημάτων χρησιμοποιώντας εξισώσεις στις οποίες δίνεται ο όγκος ενός αερίου και πρέπει να βρείτε τον όγκο ενός άλλου αερίου.

Κλάσμα όγκου αερίου στο μείγμα.

Vg / Vcm, όπου (phi) είναι το κλάσμα όγκου του αερίου.

Vg – όγκος αερίου, Vcm – όγκος αερίου μείγματος.

Εάν το κλάσμα όγκου του αερίου και ο όγκος του μείγματος δίνονται στη δήλωση προβλήματος, τότε, πρώτα απ 'όλα, πρέπει να βρείτε τον όγκο του αερίου: Vg = Vcm.

Ο όγκος του μείγματος αερίων βρίσκεται χρησιμοποιώντας τον τύπο: Vcm = Vg /.

Ο όγκος του αέρα που δαπανάται για την καύση μιας ουσίας βρίσκεται μέσω του όγκου του οξυγόνου που βρίσκεται από την εξίσωση:

Vair = V(O 2) / 0,21

Παραγωγή τύπων οργανικών ουσιών με χρήση γενικών τύπων.

Οι οργανικές ουσίες σχηματίζουν ομόλογες σειρές που έχουν κοινούς τύπους. Αυτό επιτρέπει:

1. Εκφράστε το σχετικό μοριακό βάρος ως προς τον αριθμό n.

M r (C n H 2n + 2) = 12 n + 1 (2n + 2) = 14n + 2.

2. Εξισώστε το M r, που εκφράζεται μέσω n, με το αληθινό M r και βρείτε το n.

3. Να συντάξετε τις εξισώσεις αντίδρασης σε γενική μορφή και να κάνετε υπολογισμούς με βάση αυτές.

Εξαγωγή τύπων ουσιών που βασίζονται σε προϊόντα καύσης.

1. Αναλύστε τη σύνθεση των προϊόντων καύσης και βγάλτε ένα συμπέρασμα σχετικά ποιοτική σύνθεσηκαμένη ουσία: H 2 O -> H, CO 2 -> C, SO 2 -> S, P 2 O 5 -> P, Na 2 CO 3 -> Na, C.

Η παρουσία οξυγόνου στην ουσία απαιτεί επαλήθευση. Να συμβολίσετε τους δείκτες του τύπου με x, y, z. Για παράδειγμα, CxHyOz (?).

2. Βρείτε την ποσότητα των ουσιών στα προϊόντα καύσης χρησιμοποιώντας τους τύπους:

n = m / M και n = V / Vm.

3. Να βρείτε τις ποσότητες των στοιχείων που περιέχονται στην καμένη ουσία. Για παράδειγμα:

n (C) = n (CO 2), n (H) = 2 ћ n (H 2 O), n (Na) = 2 ћ n (Na 2 CO 3), n (C) = n (Na 2 CO 3) κλπ.

4. Αν έχει καεί μια ουσία άγνωστης σύστασης, τότε είναι επιτακτική ανάγκη να ελεγχθεί αν περιείχε οξυγόνο. Για παράδειγμα, CxНyОz (?), m (O) = m in–va – (m (C) + m(H)).

β) εάν η σχετική πυκνότητα είναι γνωστή: M 1 = D 2 M 2, M = D H2 2, M = D O2 32,

M = D αέρα 29, M = D N2 28, κ.λπ.

Μέθοδος 1: εύρεση η απλούστερη φόρμουλαουσίες (βλ. προηγούμενο αλγόριθμο) και την απλούστερη μοριακή μάζα. Στη συνέχεια, συγκρίνετε την πραγματική μοριακή μάζα με την απλούστερη και αυξήστε τους δείκτες στον τύπο κατά τον απαιτούμενο αριθμό φορών.

Μέθοδος 2: βρείτε τους δείκτες χρησιμοποιώντας τον τύπο n = (e) Mr / Ar(e).

Εάν το κλάσμα μάζας ενός από τα στοιχεία είναι άγνωστο, τότε πρέπει να βρεθεί. Για να γίνει αυτό, αφαιρέστε το κλάσμα μάζας του άλλου στοιχείου από το 100% ή από τη μονάδα.

Σταδιακά, κατά τη διάρκεια της μελέτης της χημείας, οι αλγόριθμοι επίλυσης προβλημάτων συσσωρεύονται στο χημικό λεξικό ΔΙΑΦΟΡΕΤΙΚΟΙ ΤΥΠΟΙ. Και ο μαθητής ξέρει πάντα πού να βρει τη σωστή φόρμουλα ή τις απαραίτητες πληροφορίες για να λύσει ένα πρόβλημα.

Σε πολλούς μαθητές αρέσει να κρατούν ένα τέτοιο σημειωματάριο· οι ίδιοι το συμπληρώνουν με διάφορα υλικά αναφοράς.

Όσον αφορά τις εξωσχολικές δραστηριότητες, οι μαθητές μου και εγώ έχουμε επίσης ένα ξεχωριστό σημειωματάριο για την καταγραφή αλγορίθμων για την επίλυση προβλημάτων που ξεπερνούν σχολικό πρόγραμμα σπουδών. Στο ίδιο τετράδιο, για κάθε τύπο προβλήματος σημειώνουμε 1-2 παραδείγματα· λύνουν τα υπόλοιπα προβλήματα σε άλλο τετράδιο. Και, αν το καλοσκεφτείτε, ανάμεσα στα χιλιάδες διαφορετικά προβλήματα που εμφανίζονται στις εξετάσεις της χημείας σε όλα τα πανεπιστήμια, μπορείτε να εντοπίσετε 25 - 30 διαφορετικούς τύπους προβλημάτων. Φυσικά, υπάρχουν πολλές παραλλαγές μεταξύ τους.

Στην ανάπτυξη αλγορίθμων για την επίλυση προβλημάτων σε μαθήματα επιλογής, με βοήθησε πολύ το εγχειρίδιο του A.A. Κουσνάρεβα. (Μαθαίνω επίλυση προβλημάτων στη χημεία, - Μ., Σχολείο - Τύπος, 1996).

Η ικανότητα επίλυσης προβλημάτων στη χημεία είναι το κύριο κριτήριο για τη δημιουργική κατοχή του αντικειμένου. Είναι μέσω της επίλυσης προβλημάτων διαφόρων επιπέδων πολυπλοκότητας που μπορεί να κατακτηθεί αποτελεσματικά ένα μάθημα χημείας.

Εάν ένας μαθητής έχει σαφή κατανόηση όλων των πιθανών τύπων προβλημάτων και έχει λύσει μεγάλο αριθμό προβλημάτων κάθε τύπου, τότε θα είναι σε θέση να αντιμετωπίσει τις εξετάσεις χημείας με τη μορφή της Ενιαίας Κρατικής Εξέτασης και κατά την εισαγωγή στα πανεπιστήμια.

Η χημεία είναι η επιστήμη των ουσιών και των μετασχηματισμών τους μεταξύ τους.

Οι ουσίες είναι χημικά καθαρές ουσίες

Μια χημικά καθαρή ουσία είναι μια συλλογή μορίων που έχουν την ίδια ποιοτική και ποσοτική σύνθεση και την ίδια δομή.

CH 3 -O-CH 3 -

CH3-CH2-OH

Μόριο - τα μικρότερα σωματίδια μιας ουσίας που έχουν όλες τις χημικές της ιδιότητες. ένα μόριο αποτελείται από άτομα.

Ένα άτομο είναι ένα χημικά αδιαίρετο σωματίδιο από το οποίο σχηματίζονται μόρια. (για τα ευγενή αέρια το μόριο και το άτομο είναι το ίδιο, He, Ar)

Ένα άτομο είναι ένα ηλεκτρικά ουδέτερο σωματίδιο που αποτελείται από έναν θετικά φορτισμένο πυρήνα γύρω από τον οποίο κατανέμονται αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια σύμφωνα με τους αυστηρά καθορισμένους νόμους τους. Επιπλέον, το συνολικό φορτίο των ηλεκτρονίων είναι ίσο με το φορτίο του πυρήνα.

Ο πυρήνας ενός ατόμου αποτελείται από θετικά φορτισμένα πρωτόνια (p) και νετρόνια (n) που δεν φέρουν κανένα φορτίο. Η κοινή ονομασία για τα νετρόνια και τα πρωτόνια είναι νουκλεόνια. Η μάζα των πρωτονίων και των νετρονίων είναι σχεδόν η ίδια.

Τα ηλεκτρόνια (e -) φέρουν αρνητικό φορτίο ίσο με το φορτίο ενός πρωτονίου. Η μάζα του e είναι περίπου 0,05% της μάζας του πρωτονίου και του νετρονίου. Έτσι, ολόκληρη η μάζα ενός ατόμου συγκεντρώνεται στον πυρήνα του.

Ο αριθμός p σε ένα άτομο, ίσος με το φορτίο του πυρήνα, ονομάζεται σειριακός αριθμός (Z), δεδομένου ότι το άτομο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο· ο αριθμός e είναι ίσος με τον αριθμό p.

Ο μαζικός αριθμός (Α) ενός ατόμου είναι το άθροισμα των πρωτονίων και των νετρονίων στον πυρήνα. Αντίστοιχα, ο αριθμός των νετρονίων σε ένα άτομο είναι ίσος με τη διαφορά μεταξύ Α και Ζ (μαζικός αριθμός του ατόμου και ατομικός αριθμός) (Ν=Α-Ζ).

17 35 Cl р=17, Ν=18, Ζ=17. 17р + , 18n 0 , 17е - .

Νουκλεόνια

Οι χημικές ιδιότητες των ατόμων καθορίζονται από την ηλεκτρονική τους δομή (αριθμός ηλεκτρονίων), που ισούται με σειριακός αριθμόςάτομα (πυρηνικό φορτίο). Επομένως, όλα τα άτομα με το ίδιο πυρηνικό φορτίο συμπεριφέρονται χημικά το ίδιο και υπολογίζονται ως άτομα του ίδιου χημικό στοιχείο.

Ένα χημικό στοιχείο είναι μια συλλογή ατόμων με το ίδιο πυρηνικό φορτίο. (110 χημικά στοιχεία).

Τα άτομα, που έχουν το ίδιο πυρηνικό φορτίο, μπορεί να διαφέρουν ως προς τον αριθμό μάζας, ο οποίος σχετίζεται με διαφορετικό αριθμό νετρονίων στους πυρήνες τους.

Τα άτομα που έχουν το ίδιο Ζ αλλά διαφορετικούς αριθμούς μάζας ονομάζονται ισότοπα.

17 35 Cl 17 37 Cl

Ισότοπα υδρογόνου H:

Ονομασία: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Όνομα: protium deuterium tritium

Σύνθεση πυρήνα: 1р 1р+1n 1р+2n

Το πρωτίου και το δευτέριο είναι σταθερά

Το τρίτιο διασπάται (ραδιενεργό) Χρησιμοποιείται σε βόμβες υδρογόνου.

Μονάδα ατομικής μάζας. Ο αριθμός του Avogadro. ΜοΙ.

Οι μάζες των ατόμων και των μορίων είναι πολύ μικρές (περίπου 10 -28 έως 10 -24 g), για να εμφανιστούν πρακτικά αυτές οι μάζες, συνιστάται να εισαγάγετε τη δική σας μονάδα μέτρησης, η οποία θα οδηγούσε σε μια βολική και οικεία κλίμακα.

Δεδομένου ότι η μάζα ενός ατόμου είναι συγκεντρωμένη στον πυρήνα του, που αποτελείται από πρωτόνια και νετρόνια σχεδόν ίσης μάζας, είναι λογικό να λαμβάνεται η μάζα ενός νουκλεονίου ως μονάδα ατομικής μάζας.

Συμφωνήσαμε να πάρουμε το ένα δωδέκατο του ισοτόπου άνθρακα, το οποίο έχει συμμετρική δομή του πυρήνα (6p+6n), ως μονάδα μάζας ατόμων και μορίων. Αυτή η μονάδα ονομάζεται μονάδα ατομικής μάζας (amu), είναι αριθμητικά ίση με τη μάζα ενός νουκλεονίου. Σε αυτήν την κλίμακα, οι μάζες των ατόμων είναι κοντά σε ακέραιες τιμές: He-4; Al-27; Ra-226 π.μ……

Ας υπολογίσουμε τη μάζα του 1 amu σε γραμμάρια.

1/12 (12 C) = =1,66*10 -24 g/a.u.m

Ας υπολογίσουμε πόσα amu περιέχονται στο 1g.

Ν ΕΝΑ = 6,02 *-Αριθμός Avogadro

Η αναλογία που προκύπτει ονομάζεται αριθμός Avogadro και δείχνει πόσα amu περιέχονται στο 1g.

Οι ατομικές μάζες που δίνονται στον Περιοδικό Πίνακα εκφράζονται σε amu

Η μοριακή μάζα είναι η μάζα ενός μορίου, εκφρασμένη σε amu, και βρίσκεται ως το άθροισμα των μαζών όλων των ατόμων που σχηματίζουν ένα δεδομένο μόριο.

m(1 μόριο H 2 SO 4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.

Για να μετακινηθείτε από το amu στο 1 g, το οποίο χρησιμοποιείται πρακτικά στη χημεία, εισήχθη ένας υπολογισμός μερίδας της ποσότητας μιας ουσίας, με κάθε τμήμα να περιέχει τον αριθμό N A δομικών μονάδων (άτομα, μόρια, ιόντα, ηλεκτρόνια). Σε αυτή την περίπτωση, η μάζα ενός τέτοιου τμήματος, που ονομάζεται 1 mole, εκφρασμένη σε γραμμάρια, είναι αριθμητικά ίση με την ατομική ή μοριακή μάζα που εκφράζεται σε amu.

Ας βρούμε τη μάζα 1 mol H 2 SO 4:

Μ(1 mol H2SO4)=

98 π.μ.*1,66**6,02*=

Όπως φαίνεται, το μοριακό και μοριακή μάζααριθμητικά ίσο.

1 τυφλοπόντικα– την ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τον αριθμό δομικών μονάδων Avogadro (άτομα, μόρια, ιόντα).

Μοριακό βάρος (M)- μάζα 1 mol μιας ουσίας, εκφρασμένη σε γραμμάρια.

Ποσότητα ουσίας - V (mol); μάζα ουσίας m(g); Μοριακή μάζα M(g/mol) - σχετίζεται με τη σχέση: V=;

2H 2 O+ O 2 2H 2 O

2 mole 1 mole

2.Βασικοί νόμοι της χημείας

Ο νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης μιας ουσίας - μια χημικά καθαρή ουσία, ανεξάρτητα από τη μέθοδο παρασκευής, έχει πάντα μια σταθερή ποιοτική και ποσοτική σύνθεση.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Οι ουσίες με σταθερή σύσταση ονομάζονται δαλτονίτες. Κατ' εξαίρεση, είναι γνωστές ουσίες αμετάβλητης σύνθεσης - βερθόλιθοι (οξείδια, καρβίδια, νιτρίδια)

Νόμος διατήρησης της μάζας (Lomonosov) - η μάζα των ουσιών που εισέρχονται σε μια αντίδραση είναι πάντα ίση με τη μάζα των προϊόντων της αντίδρασης. Από αυτό προκύπτει ότι τα άτομα δεν εξαφανίζονται κατά την αντίδραση και δεν σχηματίζονται· περνούν από τη μια ουσία στην άλλη. Αυτή είναι η βάση για την επιλογή των συντελεστών στην εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης· ο αριθμός των ατόμων κάθε στοιχείου στην αριστερή και τη δεξιά πλευρά της εξίσωσης πρέπει να είναι ίσος.

Νόμος του ισοδύναμου - σε χημικές αντιδράσειςοι ουσίες αντιδρούν και σχηματίζονται σε ποσότητες ίσες με το ισοδύναμο (Πόσα ισοδύναμα μιας ουσίας καταναλώνονται, ακριβώς ο ίδιος αριθμός ισοδυνάμων καταναλώνονται ή σχηματίζονται από άλλη ουσία).

Ισοδύναμη είναι η ποσότητα μιας ουσίας που κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης προσθέτει, αντικαθιστά ή απελευθερώνει ένα mole ατόμων (ιόντων) Η. Η ισοδύναμη μάζα που εκφράζεται σε γραμμάρια ονομάζεται ισοδύναμη μάζα (Ε).

Νόμοι για το φυσικό αέριο

Νόμος του Dalton - η συνολική πίεση ενός μείγματος αερίων είναι ίση με το άθροισμα των μερικών πιέσεων όλων των συστατικών του μείγματος αερίων.

Νόμος του Avogadro: Ίσοι όγκοι διαφορετικών αερίων υπό τις ίδιες συνθήκες περιέχουν ίσο αριθμό μορίων.

Συνέπεια: ένα mole οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες (t=0 μοίρες ή 273K και P=1 ατμόσφαιρα ή 101255 Pascal ή 760 mm Hg. Col.) καταλαμβάνει V=22,4 λίτρα.

Το V που καταλαμβάνει ένα γραμμομόριο αερίου ονομάζεται μοριακός όγκος Vm.

Γνωρίζοντας τον όγκο του αερίου (μίγμα αερίων) και του Vm υπό δεδομένες συνθήκες, είναι εύκολο να υπολογιστεί η ποσότητα του αερίου (μίγμα αερίων) =V/Vm.

Η εξίσωση Mendeleev-Clapeyron συσχετίζει την ποσότητα του αερίου με τις συνθήκες κάτω από τις οποίες βρίσκεται. pV=(m/M)*RT= *RT

Όταν χρησιμοποιείται αυτή η εξίσωση, όλα τα φυσικά μεγέθη πρέπει να εκφράζονται σε SI: πίεση p-αερίου (pascal), όγκος V-αερίου (λίτρα), m-μάζα αερίου (kg), M-μοριακή μάζα (kg/mol), T- θερμοκρασία σε απόλυτη κλίμακα (K), Nu-ποσότητα αερίου (mol), R-αέριο σταθερά = 8,31 J/(mol*K).

D - η σχετική πυκνότητα ενός αερίου σε σύγκριση με ένα άλλο - η αναλογία αερίου M προς αέριο M, που επιλέγεται ως πρότυπο, δείχνει πόσες φορές ένα αέριο είναι βαρύτερο από ένα άλλο D = M1 / ​​M2.

Μέθοδοι έκφρασης της σύνθεσης ενός μείγματος ουσιών.

Κλάσμα μάζας W - ο λόγος της μάζας της ουσίας προς τη μάζα ολόκληρου του μείγματος W=((m μείγμα)/(m διάλυμα))*100%

Μοριακό κλάσμα æ είναι ο λόγος του αριθμού των ουσιών προς τον συνολικό αριθμό όλων των ουσιών. στο μείγμα.

Τα περισσότερα χημικά στοιχεία στη φύση υπάρχουν ως μείγμα διαφορετικών ισοτόπων. Γνωρίζοντας την ισοτοπική σύσταση ενός χημικού στοιχείου, εκφρασμένη σε μοριακά κλάσματα, υπολογίζεται η σταθμισμένη μέση τιμή της ατομικής μάζας αυτού του στοιχείου, η οποία μετατρέπεται σε ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, όπου æi είναι το μοριακό κλάσμα του i-ου ισοτόπου, Αi είναι η ατομική μάζα του i-ου ισοτόπου.

Το κλάσμα όγκου (φ) είναι η αναλογία του Vi προς τον όγκο ολόκληρου του μείγματος. φi=Vi/VΣ

Γνωρίζοντας την ογκομετρική σύσταση του μείγματος αερίων, υπολογίζεται η Mav του αερίου μείγματος. Μσρ= Σ (φi*Mi)= φ1*Μ1+ φ2*Μ2+…+ φn*Μn