Хемија– наука за составот, структурата, својствата и трансформациите на супстанциите.

Атомско-молекуларна наука.Супстанциите се состојат од хемиски честички (молекули, атоми, јони) кои имаат комплексна структураи се состои од елементарни честички(протони, неутрони, електрони).

Атом– неутрална честичка која се состои од позитивно јадро и електрони.

Молекула– стабилна група на атоми поврзани со хемиски врски.

Хемиски елемент– вид на атоми со ист нуклеарен полнеж. Елемент означуваат

каде што X е симбол на елементот, З– сериски број на елементот во Периодичен системелементите Д.И. Менделеев, А– масен број. Сериски број Зеднаков на полнежот на атомското јадро, бројот на протони во атомското јадро и бројот на електрони во атомот. Масовен број Аеднаков на збирот на бројот на протони и неутрони во атомот. Бројот на неутрони е еднаков на разликата А–З.

Изотопи– атоми од ист елемент со различен масен број.

Релативна атомска маса(A r) е односот на просечната маса на атом на елемент со природен изотопски состав до 1/12 од масата на атомот на јаглеродниот изотоп 12 C.

Релативна молекуларна тежина(M r) е односот на просечната маса на молекула на супстанца со природен изотопски состав до 1/12 од масата на атомот на јаглеродниот изотоп 12 C.

Единица за атомска маса(a.u.m) – 1/12 од масата на атом на јаглеродниот изотоп 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 години

Крт– количеството на супстанција што содржи толку структурни единици (атоми, молекули, јони) колку што има атоми во 0,012 kg од јаглеродниот изотоп 12 C. Крт– количината на супстанција која содржи 6,02 10 23 структурни единици (атоми, молекули, јони).

n = N/N А, Каде n- количина на супстанција (мол), Н– број на честички, а Н А– Константа на Авогадро. Количината на супстанцијата може да се означи и со симболот v.

Константа на Авогадро N A = 6,02 10 23 честички/мол.

Моларна масаМ(g/mol) – однос на масата на супстанцијата м(г) до количината на супстанцијата n(мол):

M = m/n,каде: m = M nИ n = m/M.

Моларен волумен на гасВ М(l/mol) – однос на волуменот на гасот В(ј) до количината на супстанцијата на овој гас n(мол). На нормални услови V M = 22,4 l/mol.

Нормални услови:температура t = 0°C или Т = 273 К, притисок стр = 1 atm = 760 mm. rt. чл. = 101.325 Pa = 101.325 kPa.

V M = V/n,каде: V = V M nИ n = V/V М.

Резултатот е општа формула:

n = m/M = V/V M = N/N А.

Еквивалент- реална или фиктивна честичка што е во интеракција со еден водороден атом, или го заменува, или е еквивалентна со неа на некој друг начин.

Еквиваленти на моларна маса M e– односот на масата на супстанцијата со бројот на еквиваленти на оваа супстанца: M e = m/n (изедначување) .

Во реакциите на размена на полнеж, моларната маса на еквивалентите на супстанцијата е

со моларна маса Меднакво на: M e = M/(n ? m).

Во редокс реакции, моларна маса на еквиваленти на супстанција со моларна маса Меднакво на: M e = М/н(д),Каде n(д)– број на пренесени електрони.

Закон за еквиваленти– масите на реактантите 1 и 2 се пропорционални со моларните маси на нивните еквиваленти. m 1 / m 2= М Е1/М Е2,или m 1 / M E1 = m 2 / M E2,или n 1 = n 2,Каде m 1И m 2- маса од две супстанции, М Е1И М Е2- моларни маси на еквиваленти, n 1И n 2– бројот на еквиваленти на овие супстанции.

За решенија, законот за еквиваленти може да се напише на следниов начин:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Каде со Е1, со Е2, V 1И V 2– моларни концентрации на еквиваленти и волумени на раствори на овие две супстанции.

Обединетото право за гас: pV = nRT, Каде стр- притисок (Pa, kPa), В– волумен (m 3, l), n– количина на гасна супстанција (мол), Т -температура (К), Т(К) = т(°C) + 273, Р- постојано, R= 8,314 J/(K? mol), со J = Pa m 3 = kPa l.

2. Атомска структура и периодичен закон

Двојност бран-честичкаматерија - идејата дека секој објект може да има и бран и корпускуларни својства. Луис де Брогли предложи формула за поврзување на брановите и корпускуларните својства на предметите: ? = h/(mV),Каде ч- Планкова константа, ? – бранова должина што одговара на секое тело со маса ми брзина В.Иако брановите својства постојат за сите објекти, тие можат да се забележат само за микро-објекти со маси од редот на масата на атом и електрон.

Принцип на несигурност на Хајзенберг: ?(mV x) ?х > h/2nили ?V x ?x > h/(2?m),Каде м- маса на честички, x- нејзината координата, V x– брзина во насока x, ?– неизвесност, грешка при определување. Принципот на несигурност значи дека е невозможно истовремено да се означи позицијата (координација) x)и брзина (V x)честички.

Честичките со мала маса (атоми, јадра, електрони, молекули) не се честички во смисла на Њутновата механика и не можат да се проучуваат класична физика. Тие се изучуваат квантна физика.

Главен квантен бројnзема вредности 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, што одговараат на електронските нивоа (слоеви) K, L, M, N, O, P и Q.

Ниво– просторот каде што се наоѓаат електроните со ист број n.Електроните од различни нивоа се просторно и енергетски одделени едни од други, бидејќи бројот nја одредува енергијата на електроните Е(повеќе n,повеќе Д)и растојанието Рпомеѓу електроните и јадрото (колку повеќе n,повеќе Р).

Орбитален (страничен, азимутален) квантен бројлзема вредности во зависност од бројот n:l= 0, 1,…(n- 1). На пример, ако n= 2, тогаш l = 0, 1; Ако n= 3, тогаш l = 0, 1, 2. Број лго карактеризира поднивото (подслој).

Подниво– просторот каде што електроните со одредени nИ л.Поднивоата на даденото ниво се означени во зависност од бројот l:s- Ако l = 0, стр- Ако l = 1, г- Ако l = 2, ѓ- Ако l = 3.Поднивоата на даден атом се означени во зависност од бројките nИ л,на пример: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), итн. Поднивоата на дадено ниво имаат различни енергии (колку повеќе л,повеќе Д): Е с< E < Е А < … и различните форми на орбиталите што ги сочинуваат овие поднивоа: s-орбиталата има форма на топка, стр-орбиталата е обликувана како гира итн.

Магнетен квантен бројm 1ја карактеризира ориентацијата на орбиталниот магнетен момент, еднаков на л,во просторот во однос на надворешноста магнетно полеи зема вредности: – l,…-1, 0, 1,…l,односно вкупно (2л + 1) вредност. На пример, ако l = 2, тогаш m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Орбитална(дел од подниво) – просторот каде што се наоѓаат електроните (не повеќе од два) со одредени n, l, m 1.Поднивото содржи 2л+1орбитален. На пример, г– поднивото содржи пет d-орбитали. Орбитали од исто подниво со различни броеви m 1,имаат иста енергија.

Број на магнетно вртењеГоспоѓицаја карактеризира ориентацијата на сопствениот магнетен момент s на електронот, еднаков на?, во однос на надворешното магнетно поле и зема две вредности: +? И _ ?.

Електроните во атомот зафаќаат нивоа, поднивоа и орбитали според следејќи ги правилата.

Правилото на Паули:Во еден атом, два електрони не можат да имаат четири идентични квантни броеви. Тие мора да се разликуваат во најмалку еден квантен број.

Од правилото на Паули, следува дека орбиталата може да содржи не повеќе од два електрони, поднивото може да содржи не повеќе од 2(2l + 1) електрони, нивото не може да содржи повеќе 2n 2електрони.

Правилото на Клечковски:електронските поднивоа се пополнуваат по редослед на зголемување на износот (n + l),а во случај на иста сума (n+l)– по растечки редослед на бројот n.

Графичка форма на владеењето на Клечковски.

Според правилото на Клечковски, поднивоата се пополнуваат по следниот редослед: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Иако пополнувањето на поднивоата се случува според правилото Клечковски, во електронската формула поднивоата се запишуваат последователно по нивоа: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4fТака, електронската формула на атомот на бром е напишана на следниов начин: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Електронски конфигурацииголем број атоми се разликуваат од оние предвидени со правилото на Клечковски. Значи, за Cr и Cu:

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

Правило на Хунда (Гунда):Пополнувањето на орбиталите на дадено подниво се врши така што вкупниот спин е максимален. Орбиталите на дадено подниво прво се пополнуваат со по еден електрон.

Електронските конфигурации на атомите можат да се напишат по нивоа, поднивоа, орбитали. На пример, електронската формула P(15e) може да се напише:

а) по нивоа)2)8)5;

б) по поднивоа 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

в) по орбитала

Примери на електронски формули на некои атоми и јони:

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. Хемиска врска

3.1. Метод на валентна врска

Според методот на валентна врска, врската помеѓу атомите А и Б се формира со споделување на пар електрони.

Ковалентна врска. Врска донатор-акцептор.

Валентноста ја карактеризира способноста на атомите да формираат хемиски врски и е еднаква на бројот хемиски врски, формиран од атом. Според методот на валентна врска, валентноста е еднаква на бројот на споделени парови на електрони, а во случај на ковалентна врскавалентноста е еднаква на бројот на неспарени електрони на надворешно нивоатом во неговата основа или возбудени состојби.

Валентност на атомите

На пример, за јаглерод и сулфур:

Заситеностковалентна врска: атомите формираат ограничен број врски еднаков на нивната валентност.

Хибридизација на атомски орбитали– мешање на атомски орбитали (АО) од различни поднивоа на атомот, чии електрони учествуваат во формирањето на еквивалентни?-врски. Хибридната орбитална (HO) еквиваленција ја објаснува еквивалентноста на формираните хемиски врски. На пример, во случај на четиривалентен јаглероден атом има еден 2с-и три 2 стр-електрон. Да се ​​објасни еквивалентноста на четирите?-врски формирани од јаглерод во молекулите CH 4, CF 4 итн., атомска s-и три R-орбиталите се заменуваат со четири еквивалентни хибридни сп 3-орбитали:

Фокусирајте сеКовалентната врска е тоа што е формирана во насока на максимално преклопување на орбиталите кои формираат заеднички пар електрони.

Во зависност од видот на хибридизацијата, хибридните орбитали имаат одредена локација во вселената:

сп– линеарна, аголот помеѓу оските на орбиталите е 180°;

сп 2– триаголен, аглите меѓу оските на орбиталите се 120°;

сп 3– тетраедар, аглите помеѓу оските на орбиталите се 109°;

sp 3 d 1– тригонално-бипирамидални, агли 90° и 120°;

sp 2 d 1– квадрат, аглите меѓу оските на орбиталите се 90°;

sp 3 d 2– октаедарски, аглите меѓу оските на орбиталите се 90°.

3.2. Молекуларна орбитална теорија

Според теоријата на молекуларните орбитали, молекулата се состои од јадра и електрони. Во молекулите, електроните се наоѓаат во молекуларните орбитали (MO). MO на надворешните електрони имаат сложена структура и се сметаат како линеарна комбинација на надворешните орбитали на атомите што ја сочинуваат молекулата. Бројот на формирани МО е еднаков на бројот на АО вклучени во нивното формирање. Енергиите на MO може да бидат помали (сврзувачки MOs), еднакви (неврзувачки MOs) или повисоки (антиврзувачки MOs), од енергиите на AOs што ги формираат.

Услови за интеракција на АД

1. АО комуницираат ако имаат слични енергии.

2. АО содејствуваат ако се преклопуваат.

3. АО комуницираат ако имаат соодветна симетрија.

За диатомска молекула AB (или која било линеарна молекула), симетријата на MO може да биде:

Ако дадениот MO има оска на симетрија,

Ако дадена MO има рамнина на симетрија,

Ако MO има две нормални рамнини на симетрија.

Присуството на електрони на сврзувачките MO го стабилизира системот, бидејќи ја намалува енергијата на молекулата во споредба со енергијата на атомите. Се карактеризира стабилноста на молекулата налог за обврзници n,еднаква на: n = (n светло – n големина)/2,Каде n светлина и n големина -број на електрони во сврзувачките и антиврзувачките орбитали.

Пополнувањето на MO со електрони се случува според истите правила како и полнењето на AOs во атом, имено: правилото на Паули (не може да има повеќе од два електрони на MO), правилото на Хунд (вкупниот спин мора да биде максимален) итн. .

Интеракцијата на атомите 1s-AO од првиот период (H и He) доведува до формирање на поврзување?-MO и антиврзување?*-MO:

Електронски формули на молекули, редови на врски n,експериментални енергии на врски Еи меѓумолекуларните растојанија Рза диатомски молекули од атоми од првиот период се дадени во следната табела:

Другите атоми од вториот период содржат, покрај 2s-AO, и 2p x -, 2p y – и 2p z -AO, кои при интеракција можат да формираат?– и?-MO. За атомите O, F и Ne, енергиите на 2s- и 2p-AOs се значително различни, а интеракцијата помеѓу 2s-AO на еден атом и 2p-AO на друг атом може да се занемари, со оглед на интеракцијата помеѓу 2s -АО на два атома одделно од интеракцијата на нивните 2p-AO. Шемата MO за молекулите O 2, F 2, Ne 2 ја има следната форма:

За атомите B, C, N, енергиите на 2s– и 2p-AO се блиски во нивните енергии, а 2s-AO на еден атом е во интеракција со 2p z-AO на друг атом. Затоа, редоследот на MO во молекулите B 2, C 2 и N 2 се разликува од редот на MOs во молекулите O 2, F 2 и Ne 2. Подолу е шемата MO за молекулите B 2, C 2 и N 2:

Врз основа на дадените шеми MO, можно е, на пример, да се запишат електронските формули на молекулите O 2 , O 2 + и 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.

Во случајот на молекулата O 2, теоријата на MO ни овозможува да предвидиме поголема јачина на оваа молекула, бидејќи n = 2, природата на промените во енергиите на врзување и меѓунуклеарните растојанија во серијата O 2 + – O 2 – O 2 ?, како и парамагнетизмот на молекулата O 2, чии горни MO имаат два неспарени електрони.

3.3. Некои типови на врски

Јонска врска – електростатска врска помеѓу јони со спротивни полнежи. Јонската врска може да се смета за екстремен случај на поларна ковалентна врска. Јонска врска се формира ако разликата во електронегативноста на атомите?X е поголема од 1,5–2,0.

Јонска врска е ненасочен незаситенкомуникација Во кристалот на NaCl, јонот на Na+ е привлечен од сите Cl јони? а се одбива од сите други Na + јони, без оглед на насоката на заемното дејство и бројот на јони. Ова ја одредува поголемата стабилност на јонските кристали во споредба со јонските молекули.

Водородна врска– врска помеѓу атом на водород од една молекула и електронегативен атом (F, CI, N) на друга молекула.

Постоењето на водородна врска ги објаснува аномалните својства на водата: точката на вриење на водата е многу повисока од онаа на нејзините хемиски аналози: t kip (H 2 O) = 100 ° C и t kip (H 2 S) = - 61 ° C. Не се формираат водородни врски помеѓу молекулите H 2 S.

4. Модели на хемиски процеси

4.1. Термохемија

Енергија(Д)- способност за производство на работа. Механичка работа(А) се постигнува, на пример, со гас за време на неговото проширување: A = p?V.

Реакциите што се случуваат со апсорпција на енергија се: ендотермичен.

Реакциите кои вклучуваат ослободување на енергија се: егзотермични.

Видови на енергија:топлина, светлина, електрична, хемиска, нуклеарна енергија итн.

Видови енергија:кинетичка и потенцијална.

Кинетичка енергија– енергијата на телото што се движи, тоа е работата што телото може да ја изврши пред да дојде до одмор.

Топлина (Q)– вид на кинетичка енергија – поврзана со движењето на атомите и молекулите. При комуникација со тело од маса (м)и специфичен топлински капацитет (в) на топлина?Q неговата температура се зголемува за? t: ?Q = m со ?t,каде? t = ?Q/(c t).

Потенцијална енергија- енергија добиена од телото како резултат на промени во него или неговите компонентипозиција во просторот. Енергијата на хемиските врски е вид на потенцијална енергија.

Првиот закон на термодинамиката:енергијата може да помине од еден тип во друг, но не може да исчезне или да настане.

Внатрешна енергија (U) – збир на кинетичка и потенцијална енергијачестички кои го сочинуваат телото. Топлината апсорбирана во реакцијата е еднаква на разликата во внатрешната енергија на реакционите производи и реагенси (Q = ?U = U 2 – U 1),под услов системот да не извршил никаква работа на животната средина. Ако реакцијата се случува при постојан притисок, тогаш ослободените гасови работат против надворешните сили на притисок, а топлината што се апсорбира за време на реакцијата е еднаква на збирот на промените во внатрешната енергија ?Уи работа A = p?V.Оваа топлина апсорбирана при постојан притисок се нарекува промена на енталпијата: ? Н = ?U + p?V,дефинирање енталпијаКако H = U + pV.Реакции на течност и цврсти материипродолжи без значителни промени во волуменот (? V = 0), па што е со овие реакции? Нблиску до ?U (?Н = ?U). За реакции со промена на волуменот имаме ?Н > ?У, ако проширувањето е во тек, и Н< ?U , ако има компресија.

Промената на енталпијата обично се однесува на стандардната состојба на супстанцијата: односно за чиста супстанција во одредена состојба (цврста, течна или гасовита), при притисок од 1 atm = 101,325 Pa, температура од 298 K и концентрација на супстанции од 1 mol/l.

Стандардна енталпија на формирање?– топлина ослободена или апсорбирана при формирање на 1 мол супстанца од едноставни материи, неговите компоненти, под стандардни услови. На пример, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Тоа значи дека во реакцијата Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) кога се формира 1 мол NaCl, се ослободува 411 kJ енергија.

Стандардна енталпија на реакција?H- промена на енталпијата за време на хемиска реакција, одредена со формулата: Н = ?N arr.(производи) - ?N arr.(реагенси).

Значи, за реакцијата NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), знаејќи? kJ /mol и?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol имаме:

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

Ако? Н< 0, тогаш реакцијата е егзотермна. Ако? N> 0, тогаш реакцијата е ендотермична.

ЗаконХес: Стандардната енталпија на реакцијата зависи од стандардните енталпии на реактантите и производите и не зависи од патеката на реакцијата.

Спонтаните процеси можат да бидат не само егзотермни, односно процеси со намалување на енергијата (?Н< 0), но може да бидат и ендотермични процеси, односно процеси со зголемена енергија (?N> 0). Во сите овие процеси се зголемува „нередот“ на системот.

ЕнтропијаС – физичката количина, карактеризирајќи го степенот на нарушување на системот. S – стандардна ентропија, ?S – промена на стандардната ентропија. Ако?S > 0, нарушувањето се зголемува ако АС< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. За процеси во кои се намалува бројот на честички, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Процесите се случуваат спонтано со ослободување на енергија, т.е. за што? Н< 0, а со зголемување на ентропијата, т.е. за кој?S > 0. Земајќи ги предвид двата фактори доведува до израз за Гибсова енергија: G = H – TSили? G = ?H – T?S.Реакции во кои енергијата на Гибс се намалува, т.е< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, не одете спонтано. Условот?G = 0 значи дека е воспоставена рамнотежа помеѓу производите и реактантите.

При ниски температури, кога вредноста Те блиску до нула, се случуваат само егзотермни реакции, бидејќи Т?С– малку и?G = ? Н< 0. При високи температури вредностите Т?Содлично, и, занемарувајќи ја големината? N,имаме?G = - Т?С,т.е., процесите со зголемување на ентропијата ќе се случат спонтано, за кои?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолутна вредноствредност?G, толку поцелосно поминува овој процес.

Вредноста на AG за одредена реакција може да се определи со формулата:

G = ?С arr (производи) – ?G o b p (реагенси).

Во овој случај, вредностите на ?G o br, како и? N arr.и?С о бр за голем бројсупстанциите се дадени во посебни табели.

4.2. Хемиска кинетика

Брзина на хемиска реакција(v) се одредува со промената на моларната концентрација на реактантите по единица време:

Каде v– брзина на реакција, s – моларна концентрација на реагенсот, т- време.

Брзината на хемиската реакција зависи од природата на реактантите и од условите на реакцијата (температура, концентрација, присуство на катализатор итн.)

Ефект на концентрација. ВОслучај едноставни реакциибрзината на реакцијата е пропорционална на производот од концентрациите на супстанците кои реагираат, земени во моќности еднакви на нивните стехиометриски коефициенти.

За реакција

каде што 1 и 2 се насоките на напредните и обратните реакции, соодветно:

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n и

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

Каде v- брзина на реакција, к– константна стапка, [A] – моларна концентрација на супстанцијата А.

Молекуларност на реакцијата– бројот на молекули кои учествуваат во елементарниот чин на реакцијата. За едноставни реакции, на пример: mA + nB> рС + qD,молекуларноста е еднаква на збирот на коефициентите (m + n).Реакциите можат да бидат едномолекули, двомолекули и ретко тромолекули. Не се јавуваат реакции со поголема молекуларна тежина.

Редоследот на реакцијае еднаков на збирот на експонентите на степените на концентрација во експерименталното изразување на брзината на хемиската реакција. Значи, за сложена реакција

mA + nB > рС + qDексперименталниот израз за брзината на реакцијата е

v 1 = k 1 ? [А]? ? [ВО] ? а редоследот на реакцијата е (? + ?). Каде? И? се наоѓаат експериментално и можеби не се совпаѓаат со мИ nсоодветно, бидејќи равенката на сложена реакција е резултат на неколку едноставни реакции.

Ефект на температурата.Брзината на реакцијата зависи од бројот на ефективни судири помеѓу молекулите. Зголемувањето на температурата го зголемува бројот на активни молекули, давајќи им ја потребната енергија за да се случи реакцијата. енергија за активирањеЕ дејствува и ја зголемува брзината на хемиската реакција.

Правилото на Ван'т Хоф.Кога температурата се зголемува за 10 °, брзината на реакција се зголемува за 2-4 пати. Математички ова е напишано како:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

каде v 1 и v 2 се стапките на реакција на почетната (t 1) и крајната (t 2) температури, ? - температурен коефициентбрзина на реакција, која покажува колку пати брзината на реакција се зголемува со зголемување на температурата за 10 °.

Поточно, се изразува зависноста на брзината на реакцијата од температурата Равенка на Арениус:

k = A? д - E/(RT)

Каде к- константна стапка, А– константа независно од температурата, e = 2,71828, Е- енергија за активирање, R= 8,314 J/(K? mol) – гасна константа; Т– температура (К). Може да се види дека константата на брзина се зголемува со зголемување на температурата и намалување на енергијата на активирање.

4.3. Хемиска рамнотежа

Системот е во рамнотежа ако неговата состојба не се менува со текот на времето. Еднаквоста на стапките на напредни и обратни реакции е услов за одржување на рамнотежата на системот.

Пример за реверзибилна реакција е реакцијата

N 2 + 3H 2 - 2NH 3.

Закон за масовна акција:односот на производот од концентрациите на реакционите производи со производот од концентрациите на почетните супстанции (сите концентрации се означени во моќност еднакви на нивните стехиометриски коефициенти) е константа т.н. константа на рамнотежа.

Константата на рамнотежа е мерка за напредокот на напредната реакција.

К =О – не се јавува директна реакција;

К =? – директната реакција оди до крај;

К > 1 – рамнотежа е поместена надесно;

ДО< 1 - рамнотежата е поместена налево.

Константа на рамнотежа на реакцијата ДОе поврзана со големината на промената на стандардната Гибсова енергија?G за истата реакција:

G= – RT ln К,или?G = -2,3 RT lg К,или K= 10 -0,435?G/RT

Ако К > 1, потоа lg К> 0 и?Г< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Ако ДО< 1, потоа lg К < 0 и?G >0, т.е. ако рамнотежата е поместена налево, тогаш реакцијата спонтано не оди надесно.

Закон за промена на рамнотежата:Ако се изврши надворешно влијание врз систем во рамнотежа, во системот се јавува процес кој се спротивставува на надворешното влијание.

5. Редокс реакции

Редокс реакции– реакции кои настануваат со промена на оксидациските состојби на елементите.

Оксидација– процес на донирање електрони.

Закрепнување– процес на додавање електрони.

Оксидизатор– атом, молекула или јон што прифаќа електрони.

Средство за намалување– атом, молекула или јон што донира електрони.

Оксидирачките агенси, прифаќајќи електрони, одат во редуцирана форма:

F 2 [прибл. ] + 2e > 2F? [реставриран].

Редуктантите, откажувајќи се од електроните, влегуваат во оксидирана форма:

Na 0 [закрепнување ] – 1e > Na + [приближно].

Рамнотежата помеѓу оксидираните и редуцираните форми се карактеризира со Нернстови равенкиза редокс потенцијал:

Каде Е 0– стандардна вредност на редокс потенцијалот; n– број на пренесени електрони; [реставриран ] и [прибл. ] се моларните концентрации на соединението во редуцирана и оксидирана форма, соодветно.

Стандардни вредности електродни потенцијали Е 0се дадени во табели и ги карактеризираат оксидативните и редукционите својства на соединенијата: колку е попозитивна вредноста Е 0,колку се посилни оксидирачките својства и толку повеќе повеќе негативна вредност Е 0,толку посилни се ресторативните својства.

На пример, за F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 волти, а за Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 волти (процесот секогаш се евидентира за реакции на редукција).

Редокс реакцијата е комбинација од две полуреакции, оксидација и редукција и се карактеризира со електромоторна сила(emf) ? E 0:?Е 0= ?Е 0 во ред – ?E 0 врати, Каде Е 0 во редИ? E 0 врати– стандардни потенцијалиоксидирачки агенс и редукционо средство за оваа реакција.

Е.м.ф. реакции? Е 0е поврзана со промената на Гибсовата слободна енергија?G и константата на рамнотежата на реакцијата ДО:

?G = – nF?Е 0или? E = (RT/nF) ln К.

Е.м.ф. реакции при нестандардни концентрации? Ееднаква на: ? Е =?E 0 – (RT/nF) ?Иг Кили? Е =?E 0 -(0,059/n) лг К.

Во случај на рамнотежа?G = 0 и?E = 0, од ​​каде доаѓа? Е =(0,059/n)lg КИ К = 10 n?E/0,059.

За реакцијата да продолжи спонтано, треба да се задоволат следните односи: ?Г< 0 или К >> 1, на кој условот одговара? Е 0> 0. Затоа, за да се одреди можноста за дадена редокс реакција, потребно е да се пресмета вредноста? Е 0.Ако? E 0 > 0, реакцијата е во тек. Ако? Е 0< 0, нема одговор.

Хемиски извори на струја

Галвански ќелии– уреди кои ја претвораат енергијата на хемиската реакција во електрична енергија.

Даниелова галванска ќелијасе состои од цинк и бакарни електроди потопени во раствори на ZnSO 4 и CuSO 4, соодветно. Електролитните раствори комуницираат преку порозна преграда. Во овој случај, оксидацијата се јавува на цинковата електрода: Zn > Zn 2+ + 2e, а редукцијата се јавува на бакарната електрода: Cu 2+ + 2e > Cu. Генерално, реакцијата оди: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Анода– електрода на која се јавува оксидација. Катода– електродата на која се одвива редукцијата. Во галванските ќелии, анодата е негативно наелектризирана, а катодата е позитивно наелектризирана. На дијаграмите на елементите, металот и малтерот се одделени со вертикална линија, а два малтери се одделени со двојна вертикална линија.

Значи, за реакцијата Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, дијаграмот на колото на галванската ќелија е запишан: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu (+).

Електромоторната сила (emf) на реакцијата е? E 0 = E 0 ok – E 0 врати= Е 0(Cu 2+ /Cu) - Е 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Поради загубите, напонот создаден од елементот ќе биде нешто помал од? Е 0.Ако концентрациите на растворите се разликуваат од стандардните, еднакви на 1 mol/l, тогаш Е 0 во редИ E 0 вратисе пресметуваат со помош на Nernst равенката, а потоа се пресметува emf. соодветна галванска ќелија.

Сув елементсе состои од тело од цинк, паста NH 4 Cl со скроб или брашно, мешавина од MnO 2 со графит и графитна електрода. При неговото функционирање се јавува следната реакција: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Дијаграм на елементи: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). Е.м.ф. елемент - 1,5 V.

Батерии.Оловната батерија се состои од две оловни плочи потопени во 30% раствор на сулфурна киселина и обложени со слој од нерастворлив PbSO4. При полнење на батеријата, на електродите се случуваат следниве процеси:

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

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

Кога батеријата е испразнета, на електродите се случуваат следниве процеси:

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

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

Вкупната реакција може да се напише како:

За да работи, батеријата бара редовно полнење и следење на концентрацијата на сулфурна киселина, која може малку да се намали за време на работата на батеријата.

6. Решенија

6.1. Концентрација на раствори

Масен дел од супстанцијата во раствор w еднаков на односот на масата на растворената супстанција со масата на растворот: w = m вода / m растворили w = m in-va /(V ? ?), бидејќи m решение = V p-pa ? ?р-ра.

Моларна концентрација Со еднаков на односот на бројот на молови растворена супстанција до волуменот на растворот: c = n(мол)/ В(л) или c = m/(M? V(л )).

Моларна концентрација на еквиваленти (нормална или еквивалентна концентрација) со де еднаков на односот на бројот на еквиваленти на растворена супстанција до волуменот на растворот: со e = n(мол еднаквост)/ В(л) или со e = m/(M e? V(l)).

6.2. Електролитичка дисоцијација

Електролитичка дисоцијација – разградување на електролитот на катјони и анјони под влијание на молекулите на поларните растворувачи.

Степен на дисоцијација?– однос на концентрацијата на дисоцираните молекули (со дис) кон вкупната концентрација на растворените молекули (со волумен): ? = со diss / со об.

Електролитите може да се поделат на силна(? ~ 1) и слаб.

Силни електролити(за нив? ~ 1) – соли и бази растворливи во вода, како и некои киселини: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 и други.

Слаби електролити(за нив?<< 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.

Равенки за јонска реакција. ВОВо јонските равенки на реакции, силните електролити се запишуваат во форма на јони, а слабите електролити, слабо растворливите супстанции и гасовите се запишуваат во форма на молекули. На пример:

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 ^

Реакции помеѓу јонитеоди кон формирање на супстанца која произведува помалку јони, односно кон послаб електролит или помалку растворлива супстанција.

6.3. Дисоцијација на слаби електролити

Да го примениме законот за масовно дејство на рамнотежата помеѓу јоните и молекулите во слаб раствор на електролит, на пример оцетна киселина:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Константите на рамнотежа за реакциите на дисоцијација се нарекуваат константи на дисоцијација.Константите на дисоцијација ја карактеризираат дисоцијацијата на слабите електролити: колку е помала константата, толку помалку слабиот електролит дисоцира, толку е послаб.

Полибазни киселини се дисоцираат постепено:

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

Константата на рамнотежа на вкупната реакција на дисоцијација е еднаква на производот од константите на одделните фази на дисоцијација:

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

Оствалдовиот закон за разредување:степенот на дисоцијација на слаб електролит (а) се зголемува со намалување на неговата концентрација, т.е., со разредување:

Ефект на заеднички јон на дисоцијација на слаб електролит:додавањето на заеднички јон ја намалува дисоцијацијата на слабиот електролит. Значи, кога се додава CH 3 COOH во раствор од слаб електролит

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

силен електролит кој содржи јон заеднички за CH3COOH, т.е. ацетатен јон, на пример CH3COONa

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

концентрацијата на ацетат јон се зголемува, а рамнотежата на дисоцијација на CH 3 COOH се поместува налево, т.е. дисоцијацијата на киселината се намалува.

6.4. Дисоцијација на силни електролити

Јонска активност А – концентрација на јон, манифестирана во неговите својства.

Фактор на активностѓ– однос на јонска активност Ада се концентрира со: ѓ= a/cили А = fc.

Ако f = 1, тогаш јоните се слободни и не комуницираат едни со други. Ова се случува во многу разредени раствори, во раствори на слаби електролити итн.

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

Коефициентот на активност зависи од јонската јачина на растворот I: колку е поголема јонската јачина, толку е помал коефициентот на активност.

Јонска јачина на растворот Јас зависи од трошоците z и концентрации од јони:

Јас = 0,52?s z2.

Коефициентот на активност зависи од полнежот на јонот: колку е поголем полнежот на јонот, толку е помал коефициентот на активност. Математички, зависноста на коефициентот на активност ѓна јонска јачина Јаси јонско полнење zнапишано користејќи ја формулата Дебај-Хукел:

Коефициентите на јонска активност може да се одредат со помош на следната табела:

6.5 Јонски производ од вода. pH вредност

Водата, слаб електролит, се дисоцира, формирајќи H+ и OH? јони. Овие јони се хидрирани, односно поврзани со неколку молекули на вода, но за едноставност тие се напишани во нехидрирана форма

H 2 O - H + + OH?.

Врз основа на законот за масовно дејство, за оваа рамнотежа:

Концентрацијата на молекулите на водата [H 2 O], т.е. бројот на молови во 1 литар вода, може да се смета за константна и еднаква на [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Од тука:

ДО[H 2 O] = ДО(H 2 O ) = [H + ] = 10 -14 (22°C).

Јонски производ на вода– производот од концентрациите [H + ] и – е константна вредност на константна температура и еднаква на 10 -14 на 22°C.

Јонскиот производ на водата се зголемува со зголемување на температурата.

pH вредност– негативен логаритам на концентрацијата на водородни јони: pH = – лог. Слично: pOH = – лог.

Земајќи го логаритамот на јонскиот производ на водата се добива: pH + pHOH = 14.

рН вредноста ја карактеризира реакцијата на медиумот.

Ако pH = 7, тогаш [H + ] = е неутрална средина.

Ако pH вредност< 7, то [Н + ] >– кисела средина.

Ако pH > 7, тогаш [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Пуфер решенија

Пуфер решенија– раствори со одредена концентрација на водородни јони. рН на овие раствори не се менува кога се разредуваат и малку се менува кога се додаваат мали количини киселини и алкалии.

I. Раствор на слабата киселина HA, концентрација – од киселината и нејзината сол со силната база BA, концентрација – од солта. На пример, ацетатен пуфер е раствор од оцетна киселина и натриум ацетат: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK кисела + лог (сол/и кисело).

II. Раствор на слабата база BOH, концентрација - со базична, и нејзините соли со силна киселина VA, концентрација - од сол. На пример, пуфер за амонијак е раствор од амониум хидроксид и амониум хлорид NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК основно – лог(со сол/со основно).

6.7. Хидролиза на соли

Хидролиза на соли– интеракција на јони на сол со вода за да се формира слаб електролит.

Примери на равенки за реакција на хидролиза.

I. Солта се формира од силна база и слаба киселина:

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

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

CO 3 2- + H 2 O - HCO 3 ? + OH?, pH > 7, алкална средина.

Во втората фаза, хидролизата практично не се јавува.

II. Солта се формира од слаба база и силна киселина:

AlCl 3 + H 2 O - (AlOH)Cl 2 + HCl

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

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

Во втората фаза, хидролизата се случува помалку, а во третата фаза практично нема хидролиза.

III. Солта се формира од силна база и силна киселина:

K + + NO 3 ? + H 2 O ? нема хидролиза, pH вредност? 7.

IV. Солта се формира од слаба база и слаба киселина:

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

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

Во некои случаи, кога солта е формирана од многу слаби бази и киселини, доаѓа до целосна хидролиза. Во табелата за растворливост за такви соли симболот е „разграден со вода“:

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

Можноста за целосна хидролиза треба да се земе предвид при реакциите на размена:

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

Степен на хидролизач – односот на концентрацијата на хидролизираните молекули со вкупната концентрација на растворените молекули.

За соли формирани од силна база и слаба киселина:

= поглрOH = – лог, рН = 14 – рOH.

Од изразот произлегува дека степенот на хидролиза ч(т.е. хидролиза) се зголемува:

а) со зголемување на температурата, како што се зголемува K(H 2 O);

б) со намалување на дисоцијацијата на киселината што ја формира солта: колку е послаба киселината, толку е поголема хидролизата;

в) со разредување: колку е помало c, толку е поголема хидролизата.

За соли формирани од слаба база и силна киселина

[H + ] = погл pH = – лог.

За соли формирани од слаба база и слаба киселина

6.8. Протолитичка теорија на киселини и бази

Протолиза– процес на пренос на протон.

Протолити– киселини и бази кои донираат и прифаќаат протони.

Киселина– молекула или јон способен да донира протон. Секоја киселина има соодветна конјугирана база. Јачината на киселините се карактеризира со киселинска константа К к.

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

База– молекула или јон што може да прифати протон. Секоја база има соодветна конјугирана киселина. Јачината на базите се карактеризира со основната константа К 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Амфолити– протолити способни за ослободување и стекнување на протон.

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

HCO3? - киселина.

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

HCO3? – основа.

За вода: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Константи К кИ К 0за конјугирани киселини и бази се поврзани.

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

А? + H 2 O - HA + OH?,

7. Константа на растворливост. Растворливост

Во систем кој се состои од раствор и талог, се одвиваат два процеса - растворање на талогот и талог. Еднаквоста на стапките на овие два процеса е услов за рамнотежа.

Заситен раствор– раствор кој е во рамнотежа со талогот.

Законот за масовно дејство применет на рамнотежата помеѓу талогот и растворот дава:

Бидејќи = конст,

ДО = Ks(AgCl) = .

Генерално имаме:

А мБ n(ТЕЛЕВИЗИЈА) - мА +n+nБ -м

К с (А мБ n)= [А +n ] м[ВО -м ] n .

Константа на растворливостК с(или производ на растворливост PR) - производот од концентрациите на јони во заситен раствор на малку растворлив електролит - е константна вредност и зависи само од температурата.

Растворливост на слабо растворлива супстанција с може да се изрази во молови на литар. Во зависност од големината ссупстанциите може да се поделат на слабо растворливи – с< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? с? 10 -2 mol/l и високо растворлив с>10 -2 mol/l.

Растворливоста на соединенијата е поврзана со производот на нивната растворливост.

Услов за врнежи и растворање на седиментот

Во случај на AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

К с= :

а) состојба на рамнотежа помеѓу талог и раствор: = Кс.

б) состојба на таложење: > К с;за време на врнежите, концентрациите на јоните се намалуваат додека не се воспостави рамнотежа;

в) условот за растворање на талогот или постоење на заситен раствор:< К с;Како што талогот се раствора, концентрацијата на јоните се зголемува додека не се воспостави рамнотежа.

8. Координативни соединенија

Координативните (комплексни) соединенија се соединенија со врска донор-акцептор.

За К 3:

јони на надворешната сфера - 3K +,

јон на внатрешната сфера – 3-,

средство за комплексирање - Fe 3+,

лиганди – 6CN?, нивната забност – 1,

координативен број – 6.

Примери на комплексни средства: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ итн.

Примери на лиганди: поларни молекули H2O, NH3, CO и анјоните CN?, Cl?, OH? и сл.

Координативни броеви: обично 4 или 6, поретко 2, 3, итн.

Номенклатура.Прво се нарекува анјонот номинативен случај), потоа катјонот (во генитив случај). Имиња на некои лиганди: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – цијано, Кл? - хлоро, ох? – хидроксо. Имиња на координативните броеви: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – хекса. Оксидационата состојба на комплексниот агенс е индицирана:

Cl-диаминесребро(I) хлорид;

SO 4 – тетрамин бакар(II) сулфат;

K 3 - калиум хексацијаноферат (III).

Хемискиповрзување.

Теоријата на валентната врска претпоставува хибридизација на орбиталите на централниот атом. Локацијата на добиените хибридни орбитали ја одредува геометријата на комплексите.

Дијамагнетен комплекс јон Fe(CN) 6 4-.

Цијанид јон – донатор

Железниот јон Fe 2+ – акцептор – ја има формулата 3d 6 4s 0 4p 0. Земајќи ја предвид дијамагнетната природа на комплексот (сите електрони се спарени) и координативниот број (потребни се 6 слободни орбитали), имаме d 2 sp 3-хибридизација:

Комплексот е дијамагнетен, низок спин, интраорбитален, стабилен (не се користат надворешни електрони), октаедрален ( d 2 sp 3-хибридизација).

Парамагнетен комплекс јон FeF 6 3-.

Флуоридниот јон е донатор.

Железниот јон Fe 3+ – акцептор – ја има формулата 3d 5 4s 0 4p 0 .Земајќи ги предвид парамагнетизмот на комплексот (електроните се споени) и координативниот број (потребни се 6 слободни орбитали), имаме sp 3 d 2-хибридизација:

Комплексот е парамагнетен, високо-спин, надворешен орбитален, нестабилен (се користат надворешни 4d орбитали), октаедрален ( sp 3 d 2-хибридизација).

Дисоцијација на координационите соединенија.

Координативните соединенија во растворот целосно се дисоцираат на јони на внатрешната и надворешната сфера.

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

Јоните на внатрешната сфера, т.е. сложените јони, во фази се дисоцираат на метални јони и лиганди, како слаби електролити.

Каде К 1 , ДО 2 , ДО 1 _ 2 се нарекуваат константи на нестабилности ја карактеризираат дисоцијацијата на комплексите: колку е помала константата на нестабилност, толку помалку комплексот дисоцира, толку е постабилен.

Одлуката за потребата од одржување на ваква тетратка не дојде веднаш, туку постепено, со акумулацијата на работното искуство.

На почетокот тоа беше место на крајот работна тетратка– неколку страници за запишување на најважните дефиниции. Тогаш таму беа поставени најважните маси. Потоа дојде сознанието дека на повеќето ученици, за да научат да решаваат проблеми, им требаат строги алгоритамски инструкции, кои тие, пред сè, мора да ги разберат и запомнат.

Тогаш беше донесена одлука, покрај работната тетратка, да се задржи уште една задолжителна тетратка по хемија - хемиски речник. За разлика од работните книги, од кои може да има дури и две во едно учебната година, речникот е една тетратка за целиот курс по хемија. Најдобро е оваа тетратка да има 48 листови и издржлив капак.

Материјалот во оваа тетратка го распоредуваме на следниов начин: на почетокот - најважните дефиниции, кои децата ги препишуваат од учебникот или ги запишуваат под диктат на наставникот. На пример, во првиот час во 8-мо одделение, ова е дефиниција за предметот „хемија“, концептот на „хемиски реакции“. Во текот на учебната година во 8-мо одделение се акумулираат повеќе од триесет од нив. Јас спроведувам анкети за овие дефиниции во некои лекции. На пример, усно прашање во синџир, кога еден ученик му поставува прашање на друг, ако одговорил точно, тогаш веќе го поставува следното прашање; или, кога на еден ученик му поставуваат прашања други ученици, ако не може да одговори, тогаш тие сами си одговараат. Во органската хемија ова се главно дефиниции за класи органска материјаи главните концепти, на пример, „хомолози“, „изомери“ итн.

На крајот од нашата референтна книга, материјалот е претставен во форма на табели и дијаграми. На последната страница е првата табела „Хемиски елементи. Хемиски знаци" Потоа табелите „Валентност“, „Киселини“, „Индикатори“, „Електрохемиска серија на метални напони“, „Серија на електронегативност“.

Особено сакам да се задржам на содржината на табелата „Соодветност на киселини со киселински оксиди“:

Кореспонденција на киселините со киселинските оксиди
Киселински оксид		Киселина
Име	Формула	Име	Формула	Киселински остаток, валентност
јаглерод (II) моноксид	CO2	јаглен	H2CO3	CO3 (II)
сулфур(IV) оксид	SO 2	сулфурна	H2SO3	SO3(II)
сулфур(VI) оксид	СО 3	сулфурна	H2SO4	SO 4 (II)
силициум (IV) оксид	SiO2	силикон	H2SiO3	SiO3 (II)
азотен оксид (V)	N2O5	азот	HNO3	NO 3 (I)
фосфор (V) оксид	P2O5	фосфор	H3PO4	PO 4 (III)

Без разбирање и меморирање на оваа табела, на учениците од 8-мо одделение им е тешко да состават равенки за реакциите на киселинските оксиди со алкалите.

Кога ја проучуваме теоријата на електролитичка дисоцијација, на крајот од тетратката запишуваме дијаграми и правила.

Правила за составување јонски равенки:

1. Формулите на силни електролити растворливи во вода се запишани во форма на јони.

2. Формулите на едноставни материи, оксиди, слаби електролити и сите нерастворливи материи се запишани во молекуларна форма.

3. Формулите на слабо растворливи материи на левата страна на равенката се напишани во јонска форма, на десната - во молекуларна форма.

При студирањето органска хемијаВо речникот пишуваме општи табели за јаглеводороди, класи на супстанции што содржат кислород и азот, дијаграми за генетски врски.

Физички количини
Означување	Име	Единици	Формули
	количина на супстанција	крт	= N / N A; = m / M; V / V m (за гасови)
Н А	Константа на Авогадро	молекули, атоми и други честички	N A = 6,02 10 23
Н	број на честички	молекули, атоми и други честички	N = N A
М	моларна маса	g/mol, kg/kmol	M = m /; /М/ = М р
м	Тежина	g, kg	m = M; m = V
V m	моларен волумен на гас	l/mol, m 3/kmol	Vm = 22,4 l / mol = 22,4 m 3 / kmol
В	волумен	л, м 3	V = V m (за гасови);
	густина	g/ml;	=m/V; M / V m (за гасови)

Во текот на 25-годишниот период на настава по хемија на училиште, морав да работам користејќи различни програми и учебници. Во исто време, секогаш беше изненадувачки што практично ниту еден учебник не учи како да се решаваат проблемите. На почетокот на студирањето хемија, за систематизирање и консолидирање на знаењето во речникот, моите студенти и јас составуваме табела „Физички величини“ со нови количини:

Кога ги учат учениците како да решаваат пресметковни проблеми, тоа е многу големо значењеГо давам на алгоритми. Верувам дека строгите упатства за редоследот на дејствата му овозможуваат на слабиот ученик да го разбере решението на проблемите од одреден тип. За силни студенти, ова е можност да добијат пристап до креативно нивонивното понатамошно хемиско образование и самообразование, бидејќи прво треба самоуверено да совладате релативно мал број стандардни техники. Врз основа на ова, способноста правилно да се применат во различни фази на решавање повеќе сложени задачи. Затоа, составив алгоритми за решавање на пресметковни проблеми за сите видови проблеми. училишен курси за воннаставни активности.

Ќе дадам примери за некои од нив.

Алгоритам за решавање проблеми со помош на хемиски равенки.

1. Накратко запиши ги условите на задачата и состави хемиска равенка.

2. Запишете ги податоците за задачата над формулите во хемиската равенка и запишете го бројот на молови под формулите (одреден со коефициентот).

3. Најдете ја количината на супстанција, чија маса или волумен е дадена во изјавата за проблемот, користејќи ги формулите:

М/М; = V / V m (за гасови V m = 22,4 l / mol).

Напишете го добиениот број над формулата во равенката.

4. Најдете ја количината на супстанција чија маса или волумен се непознати. За да го направите ова, резонирајте според равенката: споредете го бројот на бенки според состојбата со бројот на молови според равенката. Доколку е потребно, направете пропорција.

5. Најдете ја масата или волуменот користејќи ги формулите: m = M; V = Vm.

Овој алгоритам е основата која ученикот мора да ја совлада за во иднина да може да решава проблеми користејќи равенки со различни компликации.

Проблеми со вишок и недостаток.

Ако во проблематичните услови се познати количините, масите или волумените на две супстанци кои реагираат одеднаш, тогаш ова е проблем со вишок и недостаток.

Кога го решавате:

1. Треба да ги пронајдете количините на две супстанци кои реагираат користејќи ги формулите:

М/М; = V/V m.

2. Напиши ги добиените молови броеви над равенката. Споредувајќи ги со бројот на молови според равенката, извлечете заклучок за тоа која супстанција е дадена во недостаток.

3. Врз основа на недостатокот, направете дополнителни пресметки.

Проблеми на фракцијата на приносот на производот на реакцијата практично добиени од теоретски можното.

Со помош на равенките на реакцијата се вршат теоретски пресметки и се наоѓаат теоретски податоци за реакциониот производ: теор. , м теоре. или V теорија. . При спроведување на реакции во лабораторија или во индустријата, се случуваат загуби, така што практичните податоци добиени се практични. ,

м пракса. или V практични. секогаш помалку од теоретски пресметаните податоци. Уделот на приносот е означен со буквата (ета) и се пресметува со помош на формулите:

(ова) = практично. / теорија = m вежбај. / m теорија. = V практични / V теорија.

Се изразува како дел од единица или како процент. Може да се разликуваат три типа на задачи:

Ако во изјавата за проблемот се познати податоците за почетната супстанција и делот од приносот на производот од реакцијата, тогаш треба да најдете практично решение. , m практично или V практични. производ за реакција.

Постапка за решение:

1. Направете пресметка користејќи ја равенката врз основа на податоците за почетната супстанција, најдете ја теоријата. , м теоре. или V теорија. производ за реакција;

2. Најдете ја масата или волуменот на производот од реакцијата практично добиен со помош на формулите:

м пракса. = m теоретски ; V практични = V теорија. ; вежбајте. = теоретски .

Ако во изјавата за проблемот се познати податоците за почетната супстанција и практиката. , m практично или V практични. добиениот производ, и треба да ја пронајдете фракцијата на принос на производот на реакцијата.

Постапка за решение:

1. Пресметајте со помош на равенката врз основа на податоците за почетната супстанција, најдете

Теорет. , м теоре. или V теорија. производ за реакција.

2. Најдете ја фракцијата на пропустливост на производот од реакцијата користејќи ги формулите:

Вежбајте. / теорија = m вежбај. / m теорија. = V практични /V теорија.

Ако во проблематичните услови се познати практичните услови. , m практично или V практични. добиениот производ на реакција и неговата фракција на принос, додека треба да најдете податоци за почетната супстанција.

Постапка за решение:

1. Најдете теорија, м теорија. или V теорија. производ на реакција според формулите:

Теорет. = практично / ; m theor. = m вежбај. / ; V теорија. = V практични / .

2. Вршете пресметки користејќи ја равенката заснована на теоријата. , м теоре. или V теорија. производ на реакцијата и пронајдете ги податоците за почетната супстанција.

Се разбира, овие три типа проблеми ги разгледуваме постепено, практикувајќи ги вештините за решавање на секој од нив користејќи го примерот на голем број проблеми.

Проблеми со мешавини и нечистотии.

Чиста материја е онаа што ја има повеќе во смесата, останатите се нечистотии. Ознаки: маса на смесата – m cm, маса на чиста супстанција – m p.h., маса на нечистотии – m прибл. , масен удел на чиста супстанција - p.h.

Масен удел на чиста супстанција се наоѓа со помош на формулата: p.h. = m h.v. / m cm, се изразува во фракции од еден или како процент. Да разликуваме 2 типа задачи.

Ако изјавата за проблемот го дава масениот удел на чиста супстанција или масениот удел на нечистотии, тогаш се дава масата на смесата. Зборот „технички“ значи и присуство на мешавина.

Постапка за решение:

1. Најдете ја масата на чистата супстанција со формулата: m h.v. = ж.в. m cm

Ако е даден масениот дел од нечистотии, тогаш прво треба да пронајдете масен уделчиста супстанција: чист = 1 - прибл.

2. Врз основа на масата на чистата супстанција, направете дополнителни пресметки користејќи ја равенката.

Ако изјавата за проблемот ја дава масата на почетната смеса и n, m или V на производот од реакцијата, тогаш треба да ја пронајдете масената фракција на чистата супстанција во почетната смеса или масениот удел на нечистотиите во неа.

Постапка за решение:

1. Пресметај со помош на равенката врз основа на податоците за производот од реакцијата и најде n p.v. и м х.в.

2. Најдете го масениот удел на чистата супстанција во смесата користејќи ја формулата: p.h. = m h.v. / m види и масен дел од нечистотии: прибл. = 1 - ж.в

Закон за волуметриски односи на гасови.

Волуменот на гасовите се поврзани на ист начин како и нивните количини на супстанции:

V 1 / V 2 = 1 / 2

Овој закон се користи кога се решаваат проблеми со помош на равенки во кои е даден волуменот на гасот и треба да се најде волуменот на друг гас.

Волуменска фракција на гас во смесата.

Vg / Vcm, каде што (phi) е волуменскиот дел на гасот.

Vg – волумен на гас, Vcm – волумен на гасна смеса.

Ако изјавата за проблемот ја дава волуменската фракција на гасот и волуменот на смесата, тогаш, пред сè, треба да го пронајдете волуменот на гасот: Vg = Vcm.

Волуменот на мешавината на гас се наоѓа со помош на формулата: Vcm = Vg /.

Волуменот на воздух потрошен за согорување на супстанција се наоѓа преку волуменот на кислород пронајден со равенката:

Ваир = V(O 2) / 0,21

Изведување на формули на органски материи со користење на општи формули.

Органските супстанции формираат хомологни серии кои имаат заеднички формули. Ова овозможува:

1. Изрази ја релативната молекуларна тежина во однос на бројот n.

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

2. Изедначете го M r, изразено преку n, со вистинското M r и најдете n.

3. Составете равенки за реакција во општа форма и направете пресметки врз основа на нив.

Изведување формули на супстанции врз основа на производи за согорување.

1. Анализирајте го составот на производите за согорување и извлечете заклучок за квалитетен составизгорена супстанција: H 2 O -> H, CO 2 -> C, SO 2 -> S, P 2 O 5 -> P, Na 2 CO 3 -> Na, C.

Присуството на кислород во супстанцијата бара верификација. Означете ги индексите во формулата со x, y, z. На пример, CxHyOz (?).

2. Најдете ја количината на супстанции во производите за согорување користејќи ги формулите:

n = m / M и n = V / Vm.

3. Најдете ги количините на елементи содржани во изгорената супстанција. На пример:

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) итн.

4. Ако изгорела супстанца со непознат состав, тогаш е императив да се провери дали содржела кислород. На пример, CxНyОz (?), m (O) = m in–va – (m (C) + m(H)).

б) ако е позната релативната густина: M 1 = D 2 M 2, M = D H2 2, M = D O2 32,

M = D воздух 29, M = D N2 28, итн.

Метод 1: најдете наједноставната формуласупстанции (види претходниот алгоритам) и наједноставната моларна маса. Потоа споредете ја вистинската моларна маса со наједноставната и зголемете ги индексите во формулата за потребниот број пати.

Метод 2: најдете ги индексите користејќи ја формулата n = (e) Mr / Ar(e).

Ако масениот удел на еден од елементите е непознат, тогаш треба да се најде. За да го направите ова, одземете го масениот удел на другиот елемент од 100% или од единството.

Постепено, во текот на изучувањето на хемијата, алгоритмите за решавање проблеми се акумулираат во хемискиот речник различни типови. А ученикот секогаш знае каде да ја најде вистинската формула или потребните информации за да реши некој проблем.

Многу студенти сакаат да чуваат таква тетратка, тие самите ја дополнуваат со разни референтни материјали.

Што се однесува до воннаставните активности, јас и моите ученици имаме и посебна тетратка за снимање алгоритми за решавање на проблеми кои надминуваат училишна наставна програма. Во истата тетратка за секој тип на проблем запишуваме по 1-2 примери, а останатите задачи ги решаваат во друга тетратка. И, ако размислите за тоа, меѓу илјадниците различни проблеми што се појавуваат на испитот по хемија на сите универзитети, можете да идентификувате 25 - 30 различни видови проблеми. Се разбира, има многу варијации меѓу нив.

Во развојот на алгоритми за решавање проблеми во изборните часови, многу ми помогна прирачникот на А.А. Кушнарева. (Учење за решавање проблеми по хемија, - М., Училиште - прес, 1996).

Способноста за решавање проблеми во хемијата е главниот критериум за креативно совладување на предметот. Тоа е преку решавање на проблеми од различни нивоа на сложеност дека курсот по хемија може ефективно да се совлада.

Доколку студентот има јасно разбирање за сите можни видови проблеми и има решено голем број проблеми од секој тип, тогаш тој ќе може да се справи со испитот по хемија во форма на обединет државен испит и при влез на универзитети.

Хемијата е наука за супстанциите и нивните трансформации една во друга.

Супстанциите се хемиски чисти материи

Хемиски чиста супстанција е збирка на молекули кои имаат ист квалитативен и квантитативен состав и иста структура.

CH 3 -O-CH 3 -

CH3-CH2-OH

Молекула - најмалите честички на супстанцијата што ги имаат сите нејзини хемиски својства; молекулата е составена од атоми.

Атомот е хемиски неделива честичка од која се формираат молекули. (за благородни гасови, молекулата и атомот се исти, He, Ar)

Атомот е електрично неутрална честичка која се состои од позитивно наелектризирано јадро околу кое негативно наелектризираните електрони се распоредени според нивните строго дефинирани закони. Покрај тоа, вкупниот полнеж на електроните е еднаков на полнењето на јадрото.

Јадрото на атомот се состои од позитивно наелектризирани протони (p) и неутрони (n) кои не носат никаков полнеж. Вообичаеното име за неутроните и протоните е нуклеони. Масата на протоните и неутроните е речиси иста.

Електроните (е -) носат негативен полнеж еднаков на полнежот на протонот. Масата на e е приближно 0,05% од масата на протонот и неутронот. Така, целата маса на атомот е концентрирана во неговото јадро.

Бројот p во атомот, еднаков на полнењето на јадрото, се нарекува сериски број (Z), бидејќи атомот е електрично неутрален; бројот e е еднаков на бројот p.

Масовниот број (А) на атомот е збир на протони и неутрони во јадрото. Според тоа, бројот на неутрони во атомот е еднаков на разликата помеѓу A и Z (масен број на атомот и атомски број) (N=A-Z).

17 35 Cl р=17, N=18, Z=17. 17р + , 18n 0 , 17е - .

Нуклеони

Хемиските својства на атомите се определуваат со нивната електронска структура (број на електрони), која е еднаква на сериски бројатоми (нуклеарен полнеж). Според тоа, сите атоми со ист нуклеарен полнеж хемиски се однесуваат исто и се пресметуваат како атоми на истиот хемиски елемент.

Хемиски елемент е збир на атоми со ист нуклеарен полнеж. (110 хемиски елементи).

Атомите, кои имаат ист нуклеарен полнеж, може да се разликуваат по масен број, што е поврзано со различен број на неутрони во нивните јадра.

Атомите кои имаат ист Z, но различен масен број се нарекуваат изотопи.

17 35 Cl 17 37 Cl

Изотопи на водород H:

Ознака: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Име: протиум деутериум тритиум

Состав на јадро: 1р 1р+1n 1р+2n

Протиумот и деутериумот се стабилни

Тритиумот се распаѓа (радиоактивен) Се користи во водородни бомби.

Единица за атомска маса. Бројот на Авогадро. Мол.

Масите на атомите и молекулите се многу мали (приближно 10 -28 до 10 -24 g); за практично да се прикажат овие маси, препорачливо е да се воведе сопствена мерна единица, што би довело до удобна и позната скала.

Бидејќи масата на атомот е концентрирана во неговото јадро, составено од протони и неутрони со речиси еднаква маса, логично е да се земе масата на еден нуклеон како единица за атомска маса.

Се договоривме да земеме една дванаесетина од јаглеродниот изотоп, кој има симетрична структура на јадрото (6p+6n), како единица за маса на атомите и молекулите. Оваа единица се нарекува единица на атомска маса (аму), таа е нумерички еднаква на масата на еден нуклеон. Во оваа скала, масите на атомите се блиску до цели броеви: He-4; Ал-27; Ра-226 часот наутро……

Да ја пресметаме масата на 1 аму во грамови.

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

Да пресметаме колку аму содржи 1гр.

Н А = 6,02 *-Авогадро број

Добиениот сооднос се нарекува број на Авогадро и покажува колку аму се содржани во 1 g.

Атомските маси дадени во Периодниот систем се изразени во аму

Молекуларната маса е масата на молекулата, изразена во аму, и се наоѓа како збир на масите на сите атоми кои формираат дадена молекула.

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

За да се премести од аму до 1 g, што практично се користи во хемијата, воведена е пресметка на дел од количината на супстанцијата, при што секој дел го содржи бројот N A на структурните единици (атоми, молекули, јони, електрони). Во овој случај, масата на таков дел, наречен 1 мол, изразена во грамови, е нумерички еднаква на атомската или молекуларната маса изразена во аму.

Да ја најдеме масата на 1 mol H 2 SO 4:

M(1 mol H2SO4)=

98a.u.m*1,66**6,02*=

Како што може да се види, молекуларната и моларна масанумерички еднакви.

1 крт– количината на супстанција која го содржи Авогадро бројот на структурни единици (атоми, молекули, јони).

Молекуларна тежина (М)- маса од 1 мол супстанција, изразена во грамови.

Количина на супстанција - V (мол); маса на супстанција m(g); моларна маса M(g/mol) - поврзана со односот: V=;

2H 2 O+ O 2 2H 2 O

2 мол 1 мол

2.Основни закони на хемијата

Законот за постојаност на составот на супстанцијата - хемиски чиста супстанција, без оглед на начинот на подготовка, секогаш има постојан квалитативен и квантитативен состав.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Супстанциите со постојан состав се нарекуваат далтонити. По исклучок, познати се супстанции со непроменет состав - бертолити (оксиди, карбиди, нитриди)

Закон за зачувување на масата (Ломоносов) - масата на супстанции што влегуваат во реакција е секогаш еднаква на масата на производите на реакцијата. Од ова произлегува дека атомите не исчезнуваат за време на реакцијата и не се формираат; тие минуваат од една супстанција во друга. Ова е основа за избор на коефициенти во равенката на хемиска реакција; бројот на атоми на секој елемент во левата и десната страна на равенката мора да биде еднаков.

Закон за еквивалент - во хемиски реакциисупстанциите реагираат и се формираат во количини еднакви на еквивалентот (Колку еквиваленти на една супстанција се потрошени, точно ист број еквиваленти се консумираат или се формираат од друга супстанција).

Еквивалент е количината на супстанција која за време на реакцијата додава, заменува или ослободува еден мол атоми на H (јони).Еквивалентната маса изразена во грами се нарекува еквивалентна маса (Е).

Закони за гас

Далтоновиот закон - вкупниот притисок на мешавината на гас е еднаков на збирот на парцијалните притисоци на сите компоненти на гасната смеса.

Закон на Авогадро: Еднаквите волумени на различни гасови под исти услови содржат еднаков број на молекули.

Последица: еден мол од кој било гас во нормални услови (t=0 степени или 273K и P=1 атмосфера или 101255 Паскал или 760 mm Hg. Кол.) зафаќа V=22,4 литри.

V кој зафаќа еден мол гас се нарекува моларен волумен Vm.

Знаејќи го волуменот на гасот (гасната смеса) и Vm под дадени услови, лесно е да се пресмета количината на гас (гасна мешавина) =V/Vm.

Равенката Менделеев-Клапејрон го поврзува количеството на гас со условите под кои се наоѓа. pV=(m/M)*RT= *RT

Кога се користи оваа равенка, сите физички величини мора да се изразат во SI: притисок на п-гас (паскал), волумен на V-гас (литри), m-гасна маса (kg), М-моларна маса (kg/mol), Т- температура на апсолутна скала (K), Nu-количина на гас (mol), R-гас константа = 8,31 J/(mol*K).

D - релативната густина на еден гас во споредба со друг - односот на M гасот до M гасот, избран како стандард, покажува колку пати еден гас е потежок од друг D = M1 / ​​M2.

Методи на изразување на составот на мешавина на супстанции.

Масен удел W - односот на масата на супстанцијата со масата на целата смеса W=((m смеса)/(m раствор))*100%

Моловиот дел æ е односот на бројот на супстанции со вкупниот број на сите супстанции. во смесата.

Повеќето хемиски елементи во природата се присутни како мешавина од различни изотопи; Познавајќи го изотопскиот состав на хемискиот елемент, изразен во молови фракции, се пресметува просечната пондерирана вредност на атомската маса на овој елемент, која се претвора во ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, каде што æi е молската фракција на i-тиот изотоп, Аi е атомската маса на i-тиот изотоп.

Волуменската фракција (φ) е односот на Vi до волуменот на целата смеса. φi=Vi/VΣ

Знаејќи го волуметрискиот состав на гасната смеса, се пресметува Mav на мешавината на гас. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn