Chemia– nauka o składzie, strukturze, właściwościach i przemianach substancji.

Nauka atomowo-molekularna. Substancje składają się z cząstek chemicznych (cząsteczek, atomów, jonów), które mają złożona struktura i składa się z cząstki elementarne(protony, neutrony, elektrony).

Atom– cząstka neutralna składająca się z dodatniego jądra i elektronów.

Cząsteczka– stabilna grupa atomów połączonych wiązaniami chemicznymi.

Pierwiastek chemiczny– rodzaj atomów o tym samym ładunku jądrowym. Oznaczenie elementu

gdzie X jest symbolem pierwiastka, Z– numer seryjny elementu w Układ okresowy elementy D.I. Mendelejew, A- Liczba masowa. Numer seryjny Z równy ładunkowi jądra atomowego, liczbie protonów w jądrze atomowym i liczbie elektronów w atomie. Liczba masowa A równa sumie liczby protonów i neutronów w atomie. Liczba neutronów jest równa różnicy A–Z.

Izotopy– atomy tego samego pierwiastka o różnych liczbach masowych.

Względna masa atomowa(A r) to stosunek średniej masy atomu pierwiastka o naturalnym składzie izotopowym do 1/12 masy atomu izotopu węgla 12 C.

Względna masa cząsteczkowa(M r) to stosunek średniej masy cząsteczki substancji o naturalnym składzie izotopowym do 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Jednostka masy atomowej(a.u.m) – 1/12 masy atomu izotopu węgla 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 lata

Kret– ilość substancji zawierającej tyle jednostek strukturalnych (atomów, cząsteczek, jonów), ile jest atomów w 0,012 kg izotopu węgla 12C. Kret– ilość substancji zawierająca 6,02 10 23 jednostek strukturalnych (atomów, cząsteczek, jonów).

n = N/N A, Gdzie N– ilość substancji (mol), N– liczba cząstek, a NIE– stała Avogadro. Ilość substancji można również oznaczyć symbolem v.

Stała Avogadro NA = 6,02 10 23 cząstek/mol.

Masa cząsteczkowaM(g/mol) – stosunek masy substancji M d) do ilości substancji N(mol):

M = m/n, Gdzie: m = M n I n = m/M.

Objętość molowa gazuV M(l/mol) – stosunek objętości gazu V(l) do ilości substancji tego gazu N(mol). Na normalne warunki VM = 22,4 l/mol.

Normalne warunki: temperatura t = 0°C lub T = 273 K, ciśnienie p = 1 atm = 760 mm. rt. Sztuka. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

VM = V/n, Gdzie: V = V M n I n = V/V M.

Wynikiem jest ogólny wzór:

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

Równowartość- rzeczywista lub fikcyjna cząstka, która oddziałuje z jednym atomem wodoru, zastępuje go lub jest mu w inny sposób równoważna.

Równoważniki masy molowej M e– stosunek masy substancji do liczby równoważników tej substancji: M e = m/n (równ) .

W reakcjach wymiany ładunku masa molowa równoważników substancji wynosi

z masą molową M równe: M mi = M/(n·m).

W reakcjach redoks masa molowa równoważników substancji o masie molowej M równe: M mi = M/n(e), Gdzie n(e)– liczba przeniesionych elektronów.

Prawo ekwiwalentów– masy reagentów 1 i 2 są proporcjonalne do mas molowych ich odpowiedników. m 1 /m 2= M E1/M E2, Lub m 1 /M E1 = m 2 /M E2, Lub n 1 = n 2, Gdzie m 1 I m 2– masy dwóch substancji, M E1 I M E2– masy molowe równoważników, nr 1 I nr 2– liczba równoważników tych substancji.

W przypadku rozwiązań prawo równoważności można zapisać w następujący sposób:

do E1 V 1 = do E2 V 2, Gdzie z E1, z E2, V 1 I V 2– stężenia molowe równoważników i objętości roztworów tych dwóch substancji.

Zjednoczone prawo gazowe: pV = nRT, Gdzie P– ciśnienie (Pa, kPa), V– objętość (m 3, l), N– ilość substancji gazowej (mol), T - temperatura (K), T(K) = T(°C) + 273, R– stała, R= 8,314 J/(K? mol), gdzie J = Pa m 3 = kPa l.

2. Budowa atomu i prawo okresowości

Dualizm korpuskularno-falowy materia - idea, że ​​każdy obiekt może mieć zarówno falę, jak i właściwości korpuskularne. Louis de Broglie zaproponował wzór łączący właściwości falowe i korpuskularne obiektów: ? = godz./(mV), Gdzie H– stała Plancka, ? – długość fali odpowiadająca każdemu ciału posiadającemu masę M i prędkość V. Chociaż właściwości falowe istnieją dla wszystkich obiektów, można je zaobserwować jedynie w przypadku mikroobiektów o masach rzędu masy atomu i elektronu.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga: ?(mV x) ?х > h/2n Lub ?V x ?x > h/(2?m), Gdzie M– masa cząstek, X– jego współrzędna, Vx– prędkość w kierunku X, ?– niepewność, błąd oznaczenia. Zasada nieoznaczoności oznacza, że ​​nie jest możliwe jednoczesne wskazanie położenia (współrzędnej) X) i prędkość (Vx) cząsteczki.

Cząstki o małych masach (atomy, jądra, elektrony, cząsteczki) nie są cząstkami w rozumieniu mechaniki Newtona i nie można ich badać fizyka klasyczna. Są studiowani Fizyka kwantowa.

Główna liczba kwantowaN przyjmuje wartości 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7, odpowiadające poziomom elektronicznym (warstwom) K, L, M, N, O, P i Q.

Poziom– przestrzeń, w której znajdują się elektrony o tej samej liczbie N. Elektrony na różnych poziomach są od siebie oddzielone przestrzennie i energetycznie, ponieważ liczba N określa energię elektronów mi(więcej N, więcej MI) i dystans R pomiędzy elektronami a jądrem (im więcej N, więcej R).

Orbitalna (boczna, azymutalna) liczba kwantowal przyjmuje wartości w zależności od liczby n:l= 0, 1,…(N- 1). Na przykład, jeśli n= 2, zatem l = 0, 1; Jeśli n= 3, zatem l = 0, 1, 2. Liczba l charakteryzuje podpoziom (podwarstwę).

Poziom podrzędny– przestrzeń, w której znajdują się elektrony z pewnymi N I l. Podpoziomy danego poziomu wyznaczane są w zależności od liczby l:s- Jeśli l = 0, P- Jeśli l = 1, D- Jeśli l = 2, F- Jeśli l = 3. Podpoziomy danego atomu wyznaczane są w zależności od liczb N I ja, na przykład: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) itd. Podpoziomy danego poziomu posiadają różną energię (im więcej ja, więcej E): E< E < Е А < … oraz różne kształty orbitali tworzących te podpoziomy: orbital s ma kształt kuli, P-orbital ma kształt hantli itp.

Magnetyczna liczba kwantowam 1 charakteryzuje orientację orbitalnego momentu magnetycznego, równą ja, w przestrzeni w stosunku do zewnątrz pole magnetyczne i przyjmuje wartości: – l,…-1, 0, 1,…l, tj. całkowite (2l+ 1) wartość. Na przykład, jeśli l = 2, zatem m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitalny(część podpoziomu) – przestrzeń, w której z pewnymi umiejscowieniami znajdują się elektrony (nie więcej niż dwa). n, l, m 1. Poziom podrzędny zawiera 2l+1 orbitalny. Na przykład, D– podpoziom zawiera pięć orbitali d. Orbitale tego samego podpoziomu mające różne liczby m 1, mają tę samą energię.

Liczba spinu magnetycznegoSM charakteryzuje orientację własnego momentu magnetycznego elektronu s, równego?, względem zewnętrznego pola magnetycznego i przyjmuje dwie wartości: +? I _ ?.

Elektrony w atomie zajmują poziomy, podpoziomy i orbitale według następujące zasady.

Reguła Pauliego: W jednym atomie dwa elektrony nie mogą mieć czterech identycznych liczb kwantowych. Muszą różnić się co najmniej jedną liczbą kwantową.

Z reguły Pauliego wynika, że ​​orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony, podpoziom może zawierać nie więcej niż 2(2l + 1) elektronów, poziom nie może zawierać więcej 2n 2 elektrony.

Reguła Klechkowskiego: podpoziomy elektroniczne wypełniane są w kolejności rosnącej ilości (n + l), i w przypadku tej samej kwoty (n+l)– w kolejności rosnącej według liczby N.

Graficzna postać reguły Klechkowskiego.

Zgodnie z regułą Klechkowskiego podpoziomy wypełniane są w następującej kolejności: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Chociaż wypełnianie podpoziomów odbywa się zgodnie z regułą Klechkowskiego, w formule elektronicznej podpoziomy są zapisywane sekwencyjnie według poziomu: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f itd. Zatem wzór elektroniczny atomu bromu zapisuje się następująco: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Konfiguracje elektroniczne liczby atomów różnią się od przewidywanych przez regułę Klechkowskiego. Zatem dla Cr i Cu:

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

Reguła Hundy (Gundy): Wypełnianie orbitali danego podpoziomu odbywa się tak, aby całkowity spin był maksymalny. Orbitale danego podpoziomu są zapełniane najpierw jednym elektronem na raz.

Konfiguracje elektroniczne atomów można zapisać za pomocą poziomów, podpoziomów, orbitali. Przykładowo wzór elektroniczny P(15e) można zapisać:

a) według poziomów)2)8)5;

b) według podpoziomów 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) orbitalnie

Przykłady wzorów elektronicznych niektórych atomów i jonów:

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. Wiązanie chemiczne

3.1. Metoda wiązań walencyjnych

Zgodnie z metodą wiązań walencyjnych wiązanie między atomami A i B powstaje w wyniku współdzielenia pary elektronów.

Wiązanie kowalencyjne. Połączenie dawca-akceptor.

Wartościowość charakteryzuje zdolność atomów do tworzenia wiązań chemicznych i jest równa liczbie wiązania chemiczne, utworzony przez atom. Zgodnie z metodą wiązań walencyjnych wartościowość jest równa liczbie wspólnych par elektronów, a w przypadku wiązanie kowalencyjne wartościowość jest równa liczbie niesparowanych elektronów poziom zewnętrzny atom w stanie podstawowym lub wzbudzonym.

Wartościowość atomów

Na przykład dla węgla i siarki:

Nasycalność wiązanie kowalencyjne: atomy tworzą ograniczoną liczbę wiązań równą ich wartościowości.

Hybrydyzacja orbitali atomowych– mieszanie orbitali atomowych (AO) różnych podpoziomów atomu, których elektrony biorą udział w tworzeniu równoważnych wiązań a. Równoważność orbitali hybrydowych (HO) wyjaśnia równoważność utworzonych wiązań chemicznych. Na przykład w przypadku czterowartościowego atomu węgla jest jeden 2s– i trzy 14:00-elektron. Aby wyjaśnić równoważność czterech wiązań a utworzonych przez węgiel w cząsteczkach CH 4, CF 4 itd., Jeden atomowy S- i trzy R- orbitale są zastępowane czterema równoważnymi orbitalami hybrydowymi sp 3-orbitale:

Centrum Wiązanie kowalencyjne polega na tym, że powstaje w kierunku maksymalnego nakładania się orbitali tworzących wspólną parę elektronów.

W zależności od rodzaju hybrydyzacji orbitale hybrydowe mają określone położenie w przestrzeni:

sp– liniowy, kąt pomiędzy osiami orbitali wynosi 180°;

sp 2– trójkątny, kąty między osiami orbitali wynoszą 120°;

sp 3– czworościenny, kąty między osiami orbitali wynoszą 109°;

sp 3 d 1– trójkątno-dwupiramidalny, kąty 90° i 120°;

sp 2 d 1– kwadratowy, kąty między osiami orbitali wynoszą 90°;

sp 3 d 2– oktaedryczny, kąty między osiami orbitali wynoszą 90°.

3.2. Teoria orbitali molekularnych

Zgodnie z teorią orbitali molekularnych cząsteczka składa się z jąder i elektronów. W cząsteczkach elektrony znajdują się na orbitali molekularnych (MO). MO zewnętrznych elektronów mają złożoną strukturę i są uważane za liniową kombinację zewnętrznych orbitali atomów tworzących cząsteczkę. Liczba utworzonych MO jest równa liczbie AO zaangażowanych w ich tworzenie. Energie MO mogą być niższe (MO wiążące), równe (MO niewiążące) lub wyższe (MO antywiążące) niż energie AO, które je tworzą.

Warunki współpracy JSC

1. AO wchodzą w interakcję, jeśli mają podobne energie.

2. AO wchodzą w interakcję, jeśli nakładają się na siebie.

3. AO oddziałują, jeśli mają odpowiednią symetrię.

W przypadku cząsteczki dwuatomowej AB (lub dowolnej cząsteczki liniowej) symetria MO może wynosić:

Jeśli dany MO ma oś symetrii,

Jeśli dany MO ma płaszczyznę symetrii,

Jeśli MO ma dwie prostopadłe płaszczyzny symetrii.

Obecność elektronów na wiążących MO stabilizuje układ, ponieważ zmniejsza energię cząsteczki w porównaniu z energią atomów. Scharakteryzowano stabilność cząsteczki kolejność obligacji n, równy: n = (n światło – n rozmiar)/2, Gdzie n światło i n rozmiar - liczba elektronów w orbitali wiążących i antywiążących.

Wypełnianie MO elektronami odbywa się według tych samych zasad, co wypełnianie AO w atomie, a mianowicie: reguła Pauliego (na MO nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony), reguła Hunda (całkowity spin musi być maksymalny) itp. .

Oddziaływanie atomów 1s-AO pierwszego okresu (H i He) prowadzi do powstania wiązania a-MO i antywiązania a*-MO:

Wzory elektroniczne cząsteczek, porządki wiązań N, eksperymentalne energie wiązań mi i odległości międzycząsteczkowe R dla cząsteczek dwuatomowych z atomów pierwszego okresu podano w poniższej tabeli:

Inne atomy drugiego okresu zawierają oprócz 2s-AO także 2p x -, 2p y – i 2p z -AO, które w wyniku oddziaływania mogą tworzyć Δ– i Δ-MO. W przypadku atomów O, F i Ne energie 2s- i 2p-AO są znacząco różne, a interakcję pomiędzy 2s-AO jednego atomu i 2p-AO innego atomu można pominąć, biorąc pod uwagę interakcję między 2s -AO dwóch atomów niezależnie od oddziaływania ich 2p-AO. Schemat MO dla cząsteczek O 2, F 2, Ne 2 ma następującą postać:

W przypadku atomów B, C, N energie 2s– i 2p-AO są zbliżone pod względem energii, a 2s-AO jednego atomu oddziałuje z 2p z-AO innego atomu. Dlatego kolejność MO w cząsteczkach B 2, C 2 i N 2 różni się od kolejności MO w cząsteczkach O 2, F 2 i Ne 2. Poniżej znajduje się schemat MO dla cząsteczek B 2, C 2 i N 2:

Na podstawie podanych schematów MO można np. zapisać wzory elektroniczne cząsteczek O 2 , O 2 + i O 2 ?:

O2+ (11e)? s2? s*2? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)

n = 2 R = 0,121 nm;

O2(12e)? s2? s*2? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *1)

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

O2?(13e)? s2? s*2? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *2 ? y *1)

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

W przypadku cząsteczki O 2 teoria MO pozwala przewidzieć większą wytrzymałość tej cząsteczki, ponieważ n = 2, charakter zmian energii wiązania i odległości międzyjądrowych w szeregu O 2 + – O 2 – O 2 ?, a także paramagnetyzm cząsteczki O 2, której górne MO mają dwa niesparowane elektrony.

3.3. Niektóre typy połączeń

Wiązanie jonowe – wiązanie elektrostatyczne pomiędzy jonami o przeciwnych ładunkach. Wiązanie jonowe można uznać za skrajny przypadek polarnego wiązania kowalencyjnego. Wiązanie jonowe powstaje, jeśli różnica elektroujemności atomów X jest większa niż 1,5–2,0.

Wiązanie jonowe to bezkierunkowe, nienasycone Komunikacja W krysztale NaCl jon Na+ jest przyciągany przez wszystkie jony Cl? i jest odpychany przez wszystkie inne jony Na+, niezależnie od kierunku oddziaływania i liczby jonów. Determinuje to większą stabilność kryształów jonowych w porównaniu z cząsteczkami jonowymi.

Wiązanie wodorowe– wiązanie pomiędzy atomem wodoru jednej cząsteczki i atomem elektroujemnym (F, CI, N) drugiej cząsteczki.

Istnienie wiązania wodorowego wyjaśnia anomalne właściwości wody: temperatura wrzenia wody jest znacznie wyższa niż jej chemicznych odpowiedników: t kip (H 2 O) = 100 °C i t kip (H 2 S) = - 61°C Pomiędzy cząsteczkami H2S nie powstają wiązania wodorowe.

4. Wzorce procesów chemicznych

4.1. Termochemia

Energia(MI)- zdolność do wytwarzania pracy. Praca mechaniczna(A) jest realizowane na przykład przez gaz podczas jego rozprężania: A = p?V.

Reakcje zachodzące podczas absorpcji energii to: endotermiczny.

Reakcje wymagające uwolnienia energii to: egzotermiczny.

Rodzaje energii: ciepło, światło, energia elektryczna, chemiczna, nuklearna itp.

Rodzaje energii: kinetyczny i potencjalny.

Energia kinetyczna– energia poruszającego się ciała, jest to praca, jaką ciało może wykonać, zanim zajdzie w stan spoczynku.

Ciepło (Q)– rodzaj energii kinetycznej – związanej z ruchem atomów i cząsteczek. Podczas komunikowania się z ciałem masowym (M) i ciepło właściwe (c) ciepła?Q jego temperatura wzrasta o? t: ?Q = m gdzie ?t, Gdzie? t = AQ/(ct).

Energia potencjalna- energia uzyskana przez ciało w wyniku zachodzących w nim zmian składniki położenie w przestrzeni. Energia wiązań chemicznych jest rodzajem energii potencjalnej.

Pierwsza zasada termodynamiki: energia może przechodzić z jednego rodzaju do drugiego, ale nie może zniknąć ani powstać.

Energia wewnętrzna (U) – suma kinetyki i energia potencjalna cząstki tworzące ciało. Ciepło pochłonięte w reakcji jest równe różnicy energii wewnętrznej produktów reakcji i reagentów (Q = ?U = U 2 – U 1), pod warunkiem, że system nie wykonał żadnych prac środowisko. Jeżeli reakcja zachodzi przy stałym ciśnieniu, to uwolnione gazy działają wbrew zewnętrznym siłom ciśnienia, a ciepło pochłonięte podczas reakcji jest równe sumie zmian energii wewnętrznej ?U i praca A = p?V. To ciepło pochłonięte pod stałym ciśnieniem nazywa się zmianą entalpii: ? Н = ?U + p?V, definiowanie entalpia Jak H = U + pV. Reakcje cieczy i ciała stałe kontynuować bez znaczących zmian w objętości (?V = 0), więc co z tymi reakcjami? N blisko ?U (?Н = ?U). Dla reakcji ze zmianą objętości mamy ?Н > ?U, jeśli ekspansja jest w toku, oraz ?N< ?U , jeśli występuje kompresja.

Zmianę entalpii odnosi się zwykle do stanu standardowego substancji, to znaczy dla czystej substancji w określonym stanie (stałym, ciekłym lub gazowym), pod ciśnieniem 1 atm = 101,325 Pa, w temperaturze 298 K i stężenie substancji 1 mol/l.

Standardowa entalpia tworzenia?– ciepło wydzielone lub pochłonięte podczas tworzenia 1 mola substancji proste substancje, jego składników, w standardowych warunkach. Na przykład, ?N przyr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Oznacza to, że w reakcji Na(s) + ACl2 (g) = NaCl(s), gdy powstaje 1 mol NaCl, uwalnia się 411 kJ energii.

Standardowa entalpia reakcji?H– zmiana entalpii podczas reakcji chemicznej, określona wzorem: ?N = ?N przyr.(produkty) – ?N przyr.(odczynniki).

Zatem dla reakcji NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), wiedząc, że? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol i ─H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol mamy:

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

Jeśli? N< 0, wówczas reakcja jest egzotermiczna. Jeśli? N> 0, wówczas reakcja jest endotermiczna.

Prawo Hess: Standardowa entalpia reakcji zależy od standardowych entalpii reagentów i produktów i nie zależy od drogi reakcji.

Procesy samoistne mogą mieć charakter nie tylko egzotermiczny, czyli ze spadkiem energii (?N< 0), ale mogą to być także procesy endotermiczne, czyli procesy ze wzrostem energii (?N> 0). We wszystkich tych procesach wzrasta „nieporządek” systemu.

EntropiaS – wielkość fizyczna, charakteryzujące stopień nieuporządkowania układu. S – entropia standardowa, ?S – zmiana entropii standardowej. Jeśli?S > 0, zaburzenie wzrasta, jeśli AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Dla procesów, w których liczba cząstek maleje, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(stały) + H2O(l) = Ca(OH)2 (stały), AS< 0;

CaCO3 (tv) = CaO (tv) + CO2 (g), ?S > 0.

Procesy zachodzą samoistnie wraz z uwolnieniem energii, tj. dla czego? N< 0, a wraz ze wzrostem entropii, czyli dla którego?S > 0. Uwzględnienie obu czynników prowadzi do wyrażenia na Energia Gibbsa: G = H – TS Lub? G = ?H – T?S. Reakcje, w których energia Gibbsa maleje, tj. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, nie idź spontanicznie. Warunek ?G = 0 oznacza, że ​​pomiędzy produktami i reagentami została ustalona równowaga.

W niskich temperaturach, gdy wartość T jest bliski zeru, ponieważ zachodzą jedynie reakcje egzotermiczne T? S– mały i?G = ? N< 0. W wysokich temperaturach wartości T? Sświetnie, a zaniedbując rozmiar? N, mamy?G = – T?S, tj. procesy o rosnącej entropii będą zachodzić samoistnie, dla czego?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по całkowita wartość wartość?G, tym pełniej przechodzi ten proces.

Wartość AG dla danej reakcji można wyznaczyć ze wzoru:

G = ?С arr (produkty) – ?G o b p (odczynniki).

W tym przypadku wartości ?G o br, a także? Nr przyr. i? S o br for duża liczba substancje podano w specjalnych tabelach.

4.2. Kinetyka chemiczna

Szybkość reakcji chemicznej(w) zależy od zmiany stężenia molowego reagentów w jednostce czasu:

Gdzie w– szybkość reakcji, s – stężenie molowe odczynnika, T- czas.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od charakteru reagentów i warunków reakcji (temperatura, stężenie, obecność katalizatora itp.)

Efekt koncentracji. W sprawa proste reakcje szybkość reakcji jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętego w potęgach równych ich współczynnikom stechiometrycznym.

Dla reakcji

gdzie 1 i 2 to odpowiednio kierunki reakcji do przodu i do tyłu:

v 1 = k 1? [Jestem ? [B]n i

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

Gdzie w- szybkość reakcji, k– stała szybkości, [A] – stężenie molowe substancji A.

Molekularność reakcji– liczba cząsteczek biorących udział w elementarnym akcie reakcji. Dla prostych reakcji, na przykład: mA + nB> рС + qD, molekularność jest równa sumie współczynników (m + n). Reakcje mogą być jednocząsteczkowe, dwucząsteczkowe i rzadko potrójne. Reakcje o wyższej masie cząsteczkowej nie zachodzą.

Kolejność reakcji jest równa sumie wykładników stopni stężenia w doświadczalnym wyrażeniu szybkości reakcji chemicznej. A więc dla złożonej reakcji

mA + nB > рС + qD eksperymentalne wyrażenie szybkości reakcji to

v 1 = k 1? [A] ? ? [W] ? a rząd reakcji to (? +?). W której? I? zostały znalezione eksperymentalnie i mogą nie pokrywać się z M I N odpowiednio, ponieważ równanie złożonej reakcji jest wynikiem kilku prostych reakcji.

Wpływ temperatury. Szybkość reakcji zależy od liczby skutecznych zderzeń pomiędzy cząsteczkami. Wzrost temperatury zwiększa liczbę aktywnych cząsteczek, dając im energię niezbędną do zajścia reakcji. energia aktywacji E działa i zwiększa szybkość reakcji chemicznej.

Reguła Van't Hoffa. Gdy temperatura wzrośnie o 10°, szybkość reakcji wzrasta 2–4 ​​razy. Matematycznie jest to zapisane jako:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

gdzie v 1 i v 2 to szybkości reakcji w temperaturze początkowej (t 1) i końcowej (t 2), ? – współczynnik temperatury szybkość reakcji, która pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o 10°.

Dokładniej wyraża się zależność szybkości reakcji od temperatury Równanie Arrheniusa:

k = A? mi - E/(RT)

Gdzie k– stała szybkości, A– stała niezależna od temperatury, e = 2,71828, mi– energia aktywacji, R= 8,314 J/(K? mol) – stała gazowa; T– temperatura (K). Można zauważyć, że stała szybkości rośnie wraz ze wzrostem temperatury i spadkiem energii aktywacji.

4.3. Równowaga chemiczna

Układ jest w równowadze, jeśli jego stan nie zmienia się w czasie. Równość szybkości reakcji do przodu i do tyłu jest warunkiem utrzymania równowagi układu.

Przykładem reakcji odwracalnej jest reakcja

N2 + 3H2-2NH3.

Prawo działania masowego: stosunek iloczynu stężeń produktów reakcji do iloczynu stężeń substancji wyjściowych (wszystkie stężenia podano w potęgach równych ich współczynnikom stechiometrycznym) jest stałą zwaną stała równowagi.

Stała równowagi jest miarą postępu reakcji do przodu.

K. = O – nie zachodzi reakcja bezpośrednia;

K. =? – reakcja bezpośrednia dobiega końca;

K > 1 – równowaga przesunięta w prawo;

DO< 1 – równowaga przesunięta w lewo.

Stała równowagi reakcji DO jest powiązana z wielkością zmiany standardowej energii Gibbsa?G dla tej samej reakcji:

G= – CZ ln K., lub?G = -2,3RT lg K., Lub K= 10-0,435 G/RT

Jeśli K > 1, następnie lg K> 0 i?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Jeśli DO< 1, następnie lg K < 0 и?G >0, czyli jeśli równowaga zostanie przesunięta w lewo, to reakcja nie przejdzie samoistnie w prawo.

Prawo przesunięcia równowagi: Jeśli na układ będący w równowadze wywierany jest wpływ zewnętrzny, w układzie zachodzi proces, który przeciwdziała wpływowi zewnętrznemu.

5. Reakcje redoks

Reakcje redoks– reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków.

Utlenianie– proces oddawania elektronów.

Powrót do zdrowia– proces dodawania elektronów.

Utleniacz– atom, cząsteczka lub jon, który przyjmuje elektrony.

Środek redukujący– atom, cząsteczka lub jon oddający elektrony.

Utleniacze, przyjmując elektrony, przechodzą w formę zredukowaną:

F 2 [ok. ] + 2e > 2F? [przywrócony].

Reduktory oddając elektrony przechodzą do postaci utlenionej:

Na 0 [odzysk ] – 1e > Na + [w przybliżeniu].

Charakteryzuje się równowagą pomiędzy formą utlenioną i zredukowaną Równania Nernsta dla potencjału redoks:

Gdzie mi 0– standardowa wartość potencjału redoks; N– liczba przeniesionych elektronów; [przywrócony ] i [ok. ] to stężenia molowe związku odpowiednio w postaci zredukowanej i utlenionej.

Wartości standardowe potencjały elektrod mi 0 podano w tabelach i charakteryzują właściwości utleniające i redukcyjne związków: im bardziej dodatnia jest wartość mi 0, tym silniejsze właściwości utleniające i tym więcej bardziej ujemna wartość mi 0, tym silniejsze właściwości regenerujące.

Na przykład dla F 2 + 2e - 2F? mi 0 = 2,87 wolta, a dla Na + + 1e - Na 0 mi 0 =-2,71 V (proces jest zawsze rejestrowany dla reakcji redukcji).

Reakcja redoks jest połączeniem dwóch reakcji połówkowych, utleniania i redukcji, i charakteryzuje się: siła elektromotoryczna(emf)? mi 0:?mi 0= ?E 0 ok – ?E 0 przywróć, Gdzie E 0 ok I? E 0 przywróć– standardowe potencjały utleniacz i reduktor tej reakcji.

E.m.f. reakcje? mi 0 jest powiązana ze zmianą energii swobodnej Gibbsa ?G i stałą równowagi reakcji DO:

?G = – nF?mi 0 Lub? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakcje w niestandardowych stężeniach? mi równy: ? mi =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K Lub? mi =?mi 0 –(0,059/N)lg K.

W przypadku równowagi?G = 0 i?E = 0, skąd to się bierze? mi =(0,059/n)lg K I K. = 10 nAE/0,059.

Aby reakcja przebiegała samoistnie muszą być spełnione zależności: ?G< 0 или K. >> 1, któremu odpowiada warunek? mi 0> 0. Zatem, aby określić możliwość zajścia danej reakcji redoks, należy obliczyć wartość? mi 0. Jeśli? mi 0 > 0, reakcja jest w toku. Jeśli? mi 0< 0, brak reakcji.

Chemiczne źródła prądu

Ogniwa galwaniczne– urządzenia przetwarzające energię reakcji chemicznej na energia elektryczna.

Ogniwo galwaniczne Daniela składa się z elektrod cynkowych i miedzianych zanurzonych odpowiednio w roztworach ZnSO 4 i CuSO 4. Roztwory elektrolitów komunikują się poprzez porowatą przegrodę. W tym przypadku utlenianie zachodzi na elektrodzie cynkowej: Zn > Zn 2+ + 2e, a redukcja na elektrodzie miedzianej: Cu 2+ + 2e > Cu. Ogólnie reakcja przebiega następująco: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anoda– elektroda, na której zachodzi utlenianie. Katoda– elektroda, na której zachodzi redukcja. W ogniwach galwanicznych anoda jest naładowana ujemnie, a katoda jest naładowana dodatnio. Na schematach elementów metal i zaprawa są oddzielone pionową linią, a dwie zaprawy oddzielone są podwójną pionową linią.

Zatem dla reakcji Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu zapisano schemat obwodu ogniwa galwanicznego: (-)Zn | ZnSO4 || CuSO4| Cu(+).

Siła elektromotoryczna (SEM) reakcji wynosi? E 0 = E 0 ok – E 0 przywróć= mi 0(Cu2+ /Cu) – mi 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Z powodu strat napięcie wytworzone przez element będzie nieco mniejsze niż? mi 0. Jeżeli stężenia roztworów różnią się od standardowych i wynoszą 1 mol/l, to E 0 ok I E 0 przywróć oblicza się za pomocą równania Nernsta, a następnie oblicza się siłę emf. odpowiednie ogniwo galwaniczne.

Element suchy składa się z korpusu cynkowego, pasty NH 4 Cl ze skrobią lub mąką, mieszaniny MnO 2 z grafitem i elektrody grafitowej. Podczas jego działania zachodzi reakcja: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Schemat elementu: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

Baterie. Bateria ołowiowa składa się z dwóch płytek ołowiowych zanurzonych w 30% roztworze kwasu siarkowego i pokrytych warstwą nierozpuszczalnego PbSO 4 . Podczas ładowania akumulatora na elektrodach zachodzą następujące procesy:

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

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

Kiedy akumulator jest rozładowany, na elektrodach zachodzą następujące procesy:

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

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

Całkowitą reakcję można zapisać jako:

Aby akumulator działał, wymaga regularnego ładowania i monitorowania stężenia kwasu siarkowego, które w trakcie pracy akumulatorowej może nieznacznie spadać.

6. Rozwiązania

6.1. Stężenie roztworów

Udział masowy substancji w roztworze w równy stosunkowi masy substancji rozpuszczonej do masy roztworu: w = m wody / m roztworu Lub w = m in-va /(V?), ponieważ m rozwiązanie = V p-pa? ?r-ra.

Stężenie molowe Z równy stosunkowi liczby moli substancji rozpuszczonej do objętości roztworu: do = rz(mol)/ V(l) lub c = m/(M? V( l )).

Stężenie molowe równoważników (stężenie normalne lub równoważne) z e jest równy stosunkowi liczby równoważników rozpuszczonej substancji do objętości roztworu: gdzie e = n(równ. molowe)/ V(l) lub gdzie e = m/(M e? V(l)).

6.2. Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna – rozkład elektrolitu na kationy i aniony pod wpływem cząsteczek polarnego rozpuszczalnika.

Stopień dysocjacji?– stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych (z diss) do całkowitego stężenia cząsteczek rozpuszczonych (z obj): ? = z diss / z ob.

Elektrolity można podzielić na mocny(? ~ 1) i słaby.

Silne elektrolity(dla nich? ~ 1) – sole i zasady rozpuszczalne w wodzie, a także niektóre kwasy: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 i inne.

Słabe elektrolity(dla nich?<< 1) – Н 2 O, NH 4 OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, CH 3 COOH и другие.

Równania reakcji jonowych. W W jonowych równaniach reakcji mocne elektrolity są zapisywane w postaci jonów, a słabe elektrolity, słabo rozpuszczalne substancje i gazy są zapisywane w postaci cząsteczek. Na przykład:

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

CaCO 3 v + 2H + + 2Cl? = Ca2+ + 2Cl? + H2O + CO2^

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

Reakcje między jonami zmierzać w kierunku tworzenia substancji wytwarzającej mniej jonów, czyli w kierunku słabszego elektrolitu lub substancji mniej rozpuszczalnej.

6.3. Dysocjacja słabych elektrolitów

Zastosujmy prawo działania mas na przykład do równowagi między jonami i cząsteczkami w słabym roztworze elektrolitu kwas octowy:

CH3COOH - CH3COO? +H+

Nazywa się stałe równowagi reakcji dysocjacji stałe dysocjacji. Stałe dysocjacji charakteryzują dysocjację słabych elektrolitów: im niższa stała, tym mniej dysocjuje słaby elektrolit, tym jest on słabszy.

Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo:

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

Stała równowagi całkowitej reakcji dysocjacji jest równa iloczynowi stałych poszczególnych etapów dysocjacji:

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

Prawo rozcieńczeń Ostwalda: stopień dysocjacji słabego elektrolitu (a) wzrasta wraz ze spadkiem jego stężenia, tj. wraz z rozcieńczeniem:

Wpływ wspólnego jonu na dysocjację słabego elektrolitu: dodatek wspólnego jonu zmniejsza dysocjację słabego elektrolitu. Tak więc, dodając CH 3 COOH do roztworu słabego elektrolitu

CH3COOH - CH3COO? +H+?<< 1

mocny elektrolit zawierający jon wspólny dla CH 3 COOH, tj. jon octanowy, na przykład CH 3 COONa

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

wzrasta stężenie jonu octanowego, a równowaga dysocjacji CH 3 COOH przesuwa się w lewo, tj. dysocjacja kwasu maleje.

6.4. Dysocjacja mocnych elektrolitów

Aktywność jonów A – stężenie jonu, objawiające się jego właściwościami.

Czynnik aktywnościF– współczynnik aktywności jonów A do koncentracji z: F= klimatyzacja Lub A = FC.

Jeśli f = 1, to jony są wolne i nie oddziałują ze sobą. Dzieje się tak w bardzo rozcieńczonych roztworach, w roztworach słabych elektrolitów itp.

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

Współczynnik aktywności zależy od siły jonowej roztworu I: im wyższa siła jonowa, tym niższy współczynnik aktywności.

Siła jonowa roztworu I zależy od opłat z i stężenia jonów:

ja = 0,52 s z2.

Współczynnik aktywności zależy od ładunku jonu: im większy ładunek jonu, tym niższy współczynnik aktywności. Matematycznie zależność współczynnika aktywności F na siłę jonową I i ładunek jonowy z zapisane przy użyciu wzoru Debye’a-Hückela:

Współczynniki aktywności jonów można wyznaczyć korzystając z poniższej tabeli:

6.5 Produkt jonowy wody. wartość PH

Woda, słaby elektrolit, dysocjuje, tworząc jony H+ i OHΔ. Jony te są uwodnione, czyli połączone z kilkoma cząsteczkami wody, ale dla uproszczenia są zapisane w postaci nieuwodnionej

H2O - H + + OH?.

Opierając się na prawie działania mas, dla tej równowagi:

Stężenie cząsteczek wody [H 2 O], czyli liczbę moli w 1 litrze wody, można uznać za stałe i równe [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Stąd:

DO[H2O] = DO(H2O ) = [H + ] = 10 -14 (22°C).

Produkt jonowy wody– iloczyn stężeń [H + ] i – jest wartością stałą w stałej temperaturze i równą 10 -14 w 22°C.

Produkt jonowy wody wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.

wartość PH– logarytm ujemny stężenia jonów wodorowych: pH = – log. Podobnie: pOH = – log.

Biorąc logarytm iloczynu jonowego wody, otrzymujemy: pH + pHOH = 14.

Wartość pH charakteryzuje reakcję ośrodka.

Jeśli pH = 7, to [H + ] = jest ośrodkiem obojętnym.

Jeśli pH< 7, то [Н + ] >– środowisko kwaśne.

Jeśli pH > 7, to [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Roztwory buforowe

Roztwory buforowe– roztwory o określonym stężeniu jonów wodorowych. Wartość pH tych roztworów nie zmienia się po rozcieńczeniu i zmienia się nieznacznie po dodaniu niewielkich ilości kwasów i zasad.

I. Roztwór słabego kwasu HA, stężenie – z kwasu i jego soli z mocną zasadą BA, stężenie – z soli. Na przykład buforem octanowym jest roztwór kwasu octowego i octanu sodu: CH3COOH + CHgCOONa.

pH = pK kwaśny + log(sól/s kwaśny).

II. Roztwór słabej zasady BOH, stężenie - z zasadą i jej solami mocny kwas VA, stężenie - z soli. Na przykład buforem amoniakalnym jest roztwór wodorotlenku amonu i chlorku amonu NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК zasadowy – log(z solą/z zasadą).

6.7. Hydroliza soli

Hydroliza soli– oddziaływanie jonów soli z wodą w celu utworzenia słabego elektrolitu.

Przykłady równań reakcji hydrolizy.

I. Sól powstaje z mocnej zasady i słabego kwasu:

Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH

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

CO 3 2- + H 2 O - HCO 3 ? + OH?, pH > 7, środowisko zasadowe.

W drugim etapie hydroliza praktycznie nie zachodzi.

II. Sól powstaje ze słabej zasady i mocnego kwasu:

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.

W drugim etapie hydroliza zachodzi w mniejszym stopniu, a w trzecim praktycznie nie ma hydrolizy.

III. Sól powstaje z mocnej zasady i mocnego kwasu:

K + + NIE 3? + H2O? brak hydrolizy, pH? 7.

IV. Sól powstaje ze słabej zasady i słabego kwasu:

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.

W niektórych przypadkach, gdy sól jest utworzona przez bardzo słabe zasady i kwasy, następuje całkowita hydroliza. W tabeli rozpuszczalności takich soli symbol jest „rozkładany przez wodę”:

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

W reakcjach wymiany należy uwzględnić możliwość całkowitej hydrolizy:

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

Stopień hydrolizyH – stosunek stężenia cząsteczek zhydrolizowanych do całkowitego stężenia cząsteczek rozpuszczonych.

Dla soli utworzonych przez mocną zasadę i słaby kwas:

= rozdzрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Z wyrażenia wynika, że ​​stopień hydrolizy H(tj. hydroliza) wzrasta:

a) wraz ze wzrostem temperatury, wraz ze wzrostem K(H2O);

b) wraz ze spadkiem dysocjacji kwasu tworzącego sól: im słabszy kwas, tym większa hydroliza;

c) przy rozcieńczeniu: im mniejsze c, tym większa hydroliza.

Dla soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas

[H + ] = rozdz pH = – log.

Dla soli utworzonych przez słabą zasadę i słaby kwas

6.8. Protolityczna teoria kwasów i zasad

Protoliza– proces przeniesienia protonu.

Protolity– kwasy i zasady oddające i akceptujące protony.

Kwas– cząsteczka lub jon zdolny do oddania protonu. Każdy kwas ma odpowiednią sprzężoną zasadę. Siłę kwasów charakteryzuje stała kwasowa K k.

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

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O - 2+ + H3O +

K k = 9 ? 10 -6

Baza– cząsteczka lub jon, który może przyjąć proton. Każda zasada ma odpowiedni sprzężony kwas. Wytrzymałość zasad charakteryzuje się stałą bazową K 0.

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

K0 = 1,8 ?10 -5

Amfolity– protolity zdolne do uwalniania i pozyskiwania protonu.

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

HCO3? – kwas.

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

HCO3? - Fundacja.

Dla wody: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Stałe K k I K 0 dla koniugatów kwasy i zasady są powiązane.

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

A? + H2O - HA + OH?,

7. Stała rozpuszczalności. Rozpuszczalność

W układzie składającym się z roztworu i osadu zachodzą dwa procesy - rozpuszczanie osadu i wytrącanie. Równość szybkości tych dwóch procesów jest warunkiem równowagi.

Roztwór nasycony– roztwór będący w równowadze z osadem.

Prawo działania masy zastosowane do równowagi pomiędzy osadem a roztworem daje:

Ponieważ = stała,

DO = Ks(AgCl) = .

Ogólnie mamy:

A M B N(TELEWIZJA) - M A +n+n B -M

Ks ( A M B N)= [A +n ] M[W -M ] N .

Stała rozpuszczalnościKs(lub iloczyn rozpuszczalności PR) - iloczyn stężenia jonów w nasyconym roztworze słabo rozpuszczalnego elektrolitu - jest wartością stałą i zależy tylko od temperatury.

Rozpuszczalność substancji trudno rozpuszczalnej S można wyrazić w molach na litr. W zależności od rozmiaru S Substancje można podzielić na słabo rozpuszczalne – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? S? 10 -2 mol/l i jest wysoce rozpuszczalny S>10 -2 mol/l.

Rozpuszczalność związków jest związana z ich iloczynem rozpuszczalności.

Warunki wytrącania i rozpuszczania osadów

W przypadku AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

Ks= :

a) warunek równowagi pomiędzy osadem i roztworem: = Ks.

b) warunek osadzania: > Ks; podczas opadów stężenie jonów zmniejsza się aż do ustalenia równowagi;

c) warunek rozpuszczenia osadu lub istnienia roztworu nasyconego:< Ks; W miarę rozpuszczania się osadu stężenie jonów wzrasta aż do ustalenia równowagi.

8. Związki koordynacyjne

Związki koordynacyjne (kompleksowe) to związki posiadające wiązanie donor-akceptor.

Dla K3:

jony sfery zewnętrznej – 3K+,

jon sfery wewnętrznej – 3-,

substancja kompleksująca – Fe 3+,

ligandy – 6CNΔ, ich uzębienie – 1,

numer koordynacyjny – 6.

Przykłady środków kompleksujących: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ itp.

Przykłady ligandów: cząsteczki polarne H 2 O, NH 3, CO i aniony CN?, Cl?, OH? itd.

Liczby koordynacyjne: zwykle 4 lub 6, rzadziej 2, 3 itd.

Nomenklatura. Najpierw nazywa się anion mianownik), następnie kation (w dopełniacz). Nazwy niektórych ligandów: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – cyjano, Cl? – chlor, och? – hydroksy. Nazwy liczb koordynacyjnych: 2 – di, 3 – trzy, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Wskazany jest stopień utlenienia środka kompleksującego:

Cl – chlorek diaminosrebra(I);

SO 4 – siarczan tetraaminy miedzi(II);

K 3 – heksacyjanożelazian(III) potasu.

Chemiczny połączenie.

Teoria wiązań walencyjnych zakłada hybrydyzację orbitali atomu centralnego. Położenie powstałych orbitali hybrydowych determinuje geometrię kompleksów.

Diamagnetyczny jon kompleksowy Fe(CN) 6 4-.

Jon cyjankowy – donor

Jon żelaza Fe 2+ – akceptor – ma wzór 3d 6 4s 0 4p 0. Biorąc pod uwagę diamagnetyczny charakter kompleksu (wszystkie elektrony są sparowane) i liczbę koordynacyjną (potrzebnych jest 6 wolnych orbitali), mamy d 2 sp 3-hybrydyzacja:

Kompleks jest diamagnetyczny, niskospinowy, wewnątrzoczodołowy, stabilny (nie wykorzystuje się elektronów zewnętrznych), oktaedryczny ( d 2 sp 3-hybrydyzacja).

Paramagnetyczny jon kompleksowy FeF 6 3-.

Jon fluorkowy jest dawcą.

Jon żelaza Fe 3+ – akceptor – ma wzór 3d 5 4s 0 4p 0 . Biorąc pod uwagę paramagnetyzm kompleksu (elektrony są sprzężone) i liczbę koordynacyjną (potrzebnych jest 6 wolnych orbitali), mamy sp 3 d 2-hybrydyzacja:

Kompleks jest paramagnetyczny, wysokospinowy, orbitalny zewnętrzny, niestabilny (stosuje się orbitale zewnętrzne 4d), oktaedryczny ( sp 3 d 2-hybrydyzacja).

Dysocjacja związków koordynacyjnych.

Związki koordynacyjne w roztworze całkowicie dysocjują na jony sfery wewnętrznej i zewnętrznej.

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

Jony sfery wewnętrznej, tj. Jony złożone, dysocjują etapami na jony metali i ligandy, podobnie jak słabe elektrolity.

Gdzie K 1 , DO 2 , DO 1 _ 2 nazywane są stałymi niestabilności i scharakteryzuj dysocjację kompleksów: im niższa stała niestabilności, tym mniej kompleks dysocjuje, tym jest bardziej stabilny.

Decyzja o konieczności prowadzenia takiego notesu nie zapadła od razu, ale stopniowo, wraz ze zdobywaniem doświadczenia zawodowego.

Na początku było to miejsce na końcu zeszyt ćwiczeń– kilka stron do zapisania najważniejszych definicji. Wtedy też umieszczono tam najważniejsze stoły. Potem przyszła świadomość, że większość uczniów, aby nauczyć się rozwiązywać problemy, potrzebuje ścisłych instrukcji algorytmicznych, które przede wszystkim muszą zrozumieć i zapamiętać.

Wtedy też zapadła decyzja o prowadzeniu, oprócz zeszytu ćwiczeń, jeszcze jednego obowiązkowego zeszytu z chemii – słownika chemicznego. W przeciwieństwie do zeszytów ćwiczeń, których mogą być nawet dwa w jednym rok szkolny, słownik stanowi pojedynczy zeszyt na cały kurs chemii. Najlepiej, jeśli ten notatnik ma 48 kartek i wytrzymałą okładkę.

Materiał w tym zeszycie układamy następująco: na początku – najważniejsze definicje, które dzieci przepisują z podręcznika lub zapisują pod dyktando nauczyciela. Na przykład na pierwszej lekcji w ósmej klasie jest to definicja przedmiotu „chemia”, pojęcie „reakcji chemicznych”. W ciągu roku szkolnego w ósmej klasie gromadzi się ich ponad trzydzieści. Na niektórych lekcjach przeprowadzam ankiety dotyczące tych definicji. Na przykład pytanie ustne w łańcuchu, gdy jeden uczeń zadaje pytanie drugiemu, jeśli odpowiedział poprawnie, to zadaje już następne pytanie; lub, gdy inni uczniowie zadają jednemu uczniowi pytania, a on nie może odpowiedzieć, odpowiadają sami. W chemii organicznej są to głównie definicje klas materia organiczna oraz główne pojęcia, na przykład „homologie”, „izomery” itp.

Na końcu naszego podręcznika materiał przedstawiono w formie tabel i diagramów. Na ostatniej stronie znajduje się pierwsza tabela „Pierwiastki chemiczne. Znaki chemiczne" Następnie tabele „Walencja”, „Kwasy”, „Wskaźniki”, „Seria elektrochemiczna napięć metali”, „Seria elektroujemności”.

Szczególnie chcę zastanowić się nad zawartością tabeli „Odpowiadanie kwasom tlenkom kwasowym”:

Odpowiadanie kwasom i tlenkom kwasowym
Tlenek kwasowy		Kwas
Nazwa	Formuła	Nazwa	Formuła	Pozostałość kwasowa, wartościowość
tlenek węgla(II).	CO2	węgiel	H2CO3	CO3(II)
tlenek siarki(IV).	TAK 2	siarkowy	H2SO3	SO3(II)
tlenek siarki(VI).	TAK 3	siarkowy	H2SO4	SO 4 (II)
tlenek krzemu(IV).	SiO2	krzem	H2SiO3	SiO3(II)
tlenek azotu (V)	N2O5	azot	HNO3	NIE 3 (ja)
tlenek fosforu(V).	P2O5	fosfor	H3PO4	PO 4 (III)

Bez zrozumienia i zapamiętania tej tabeli uczniom ósmej klasy trudno jest opracować równania reakcji tlenków kwasowych z zasadami.

Studiując teorię dysocjacji elektrolitycznej, zapisujemy na końcu zeszytu schematy i zasady.

Zasady układania równań jonowych:

1. Wzory mocnych elektrolitów rozpuszczalnych w wodzie zapisuje się w postaci jonów.

2. Wzory prostych substancji, tlenków, słabych elektrolitów i wszystkich substancji nierozpuszczalnych zapisuje się w formie molekularnej.

3. Wzory substancji słabo rozpuszczalnych po lewej stronie równania są zapisane w formie jonowej, po prawej - w formie molekularnej.

Podczas nauki Chemia organiczna W słowniku piszemy ogólne tabele dotyczące węglowodorów, klas substancji zawierających tlen i azot, diagramy połączeń genetycznych.

Wielkości fizyczne
Przeznaczenie	Nazwa	Jednostki	Formuły
	ilość substancji	kret	= nie dotyczy; = m / M; V / V m (dla gazów)
NIE	Stała Avogadro	cząsteczki, atomy i inne cząstki	N A = 6,02 10 23
N	liczba cząstek	Cząsteczki, atomy i inne cząstki	N = N. A
M	masa cząsteczkowa	g/mol, kg/kmol	M = m / ; /M/ = M r
M	waga	g, kg	m = M.; m = V
V m	objętość molowa gazu	l/mol, m3/kmol	Vm = 22,4 l / mol = 22,4 m 3 / kmol
V	tom	l, m 3	V = V m (dla gazów);
	gęstość	g/ml;	=m/V; M / V m (dla gazów)

Przez 25 lat nauczania chemii w szkole musiałem pracować korzystając z różnych programów i podręczników. Jednocześnie zawsze zaskakiwało, że praktycznie żaden podręcznik nie uczy rozwiązywania problemów. Na początku nauki chemii, aby usystematyzować i utrwalić wiedzę w słowniku, ja i moi uczniowie tworzymy tabelę „Wielkości fizyczne” z nowymi wielkościami:

Kiedy uczysz studentów, jak rozwiązywać problemy obliczeniowe, jest to bardzo bardzo ważne Oddaję to algorytmom. Uważam, że ścisłe instrukcje dotyczące sekwencji działań pozwalają słabemu uczniowi zrozumieć rozwiązanie problemów określonego rodzaju. Dla silnych uczniów jest to szansa na uzyskanie dostępu poziom kreatywny ich dalsza edukacja chemiczna i samokształcenie, ponieważ najpierw trzeba pewnie opanować stosunkowo niewielką liczbę standardowych technik. Na tej podstawie umiejętność prawidłowego zastosowania ich na różnych etapach rozwiązywania kolejnych złożone zadania. Dlatego skompilowałem algorytmy rozwiązywania problemów obliczeniowych dla wszystkich typów problemów. kurs szkolny oraz na zajęcia pozalekcyjne.

Podam przykłady niektórych z nich.

Algorytm rozwiązywania problemów za pomocą równań chemicznych.

1. Zapisz krótko warunki zadania i ułóż równanie chemiczne.

2. Zapisz dane problemu nad wzorami równania chemicznego, a pod wzorami wpisz liczbę moli (określoną przez współczynnik).

3. Znajdź ilość substancji, której masa lub objętość jest podana w opisie problemu, korzystając ze wzorów:

M/M; = V / V m (dla gazów V m = 22,4 l / mol).

Wynikową liczbę wpisz nad wzorem w równaniu.

4. Znajdź ilość substancji, której masa lub objętość nie jest znana. Aby to zrobić, rozumuj zgodnie z równaniem: porównaj liczbę moli zgodnie z warunkiem z liczbą moli zgodnie z równaniem. Jeśli to konieczne, wykonaj proporcję.

5. Znajdź masę lub objętość korzystając ze wzorów: m = M; V = Vm.

Algorytm ten jest podstawą, którą student musi opanować, aby w przyszłości potrafił rozwiązywać problemy za pomocą równań o różnych komplikacjach.

Problemy z nadmiarem i niedoborem.

Jeśli w warunkach problemowych znane są od razu ilości, masy lub objętości dwóch reagujących substancji, to jest to problem nadmiaru i niedoboru.

Rozwiązując to:

1. Należy znaleźć ilości dwóch reagujących substancji korzystając ze wzorów:

M/M; = V/V m .

2. Zapisz powstałe liczby molowe nad równaniem. Porównując je z liczbą moli zgodnie z równaniem, wyciągnij wniosek, która substancja jest podawana w niedoborze.

3. Na podstawie braków wykonaj dalsze obliczenia.

Zagadnienia dotyczące frakcji wydajności produktu reakcji otrzymanej praktycznie od teoretycznie możliwej.

Korzystając z równań reakcji, przeprowadza się obliczenia teoretyczne i znajduje dane teoretyczne dla produktu reakcji: teoria. , moja teoria. lub teoria V. . Podczas przeprowadzania reakcji w laboratorium lub w przemyśle występują straty, więc uzyskane dane praktyczne są praktyczne. ,

m praktyka lub V praktyczne. zawsze mniej niż dane obliczone teoretycznie. Udział w plonie oznaczany jest literą (eta) i obliczany jest według wzorów:

(to) = praktyczne. / teoria = m praktyk. / m teoria. = V praktyczne / V teoria.

Wyraża się go jako ułamek jednostki lub jako procent. Można wyróżnić trzy rodzaje zadań:

Jeśli w opisie problemu znane są dane dotyczące substancji wyjściowej i ułamka wydajności produktu reakcji, należy znaleźć praktyczne rozwiązanie. , m praktyczne lub V praktyczne. produkt reakcji.

Procedura rozwiązania:

1. Przeprowadź obliczenia, korzystając z równania opartego na danych dla substancji wyjściowej, znajdź teorię. , moja teoria. lub teoria V. produkt reakcji;

2. Znajdź masę lub objętość produktu reakcji praktycznie otrzymanego ze wzorów:

m praktyka = m teoretycznie ; V praktyczne = V teoria. ; praktyczny = teoretyczne .

Jeżeli w opisie problemu znane są dane dotyczące substancji wyjściowej i praktyki. , m praktyczne lub V praktyczne. powstały produkt i musisz znaleźć ułamek wydajności produktu reakcji.

Procedura rozwiązania:

1. Oblicz za pomocą równania opartego na danych dla substancji wyjściowej, znajdź

Teoria. , moja teoria. lub teoria V. produkt reakcji.

2. Znajdź ułamek wydajności produktu reakcji korzystając ze wzorów:

Praktyka. / teoria = m praktyk. / m teoria. = V praktyczne /V teoria.

Jeśli warunki praktyczne są znane w warunkach problemowych. , m praktyczne lub V praktyczne. powstały produkt reakcji i jego ułamek wydajności, podczas gdy musisz znaleźć dane dla substancji wyjściowej.

Procedura rozwiązania:

1. Znajdź teorię, m. teorię. lub teoria V. produkt reakcji według wzorów:

Teoria. = praktyczne / ; moja teoria. = m praktyk. / ; Teoria V. = V praktyczne / .

2. Wykonaj obliczenia, korzystając z równania opartego na teorii. , moja teoria. lub teoria V. produkt reakcji i znajdź dane dla substancji wyjściowej.

Oczywiście te trzy rodzaje problemów rozważamy stopniowo, ćwicząc umiejętność rozwiązywania każdego z nich na przykładzie szeregu problemów.

Problemy dotyczące mieszanin i zanieczyszczeń.

Substancją czystą jest ta, której w mieszance jest więcej, reszta to zanieczyszczenia. Oznaczenia: masa mieszaniny – m cm, masa czystej substancji – m/h, masa zanieczyszczeń – m ok. , ułamek masowy czystej substancji - p.h.

Udział masowy czystej substancji określa się za pomocą wzoru: p.h. = m wys. / m cm, wyraża się go w ułamkach jednego lub w procentach. Rozróżnijmy 2 rodzaje zadań.

Jeżeli w sformułowaniu problemu podany jest ułamek masowy czystej substancji lub ułamek masowy zanieczyszczeń, wówczas podana jest masa mieszaniny. Słowo „techniczny” oznacza również obecność mieszaniny.

Procedura rozwiązania:

1. Znajdź masę czystej substancji, korzystając ze wzoru: m h.v. = h.v. m cm

Jeśli podany jest ułamek masowy zanieczyszczeń, najpierw musisz znaleźć ułamek masowy czysta substancja: czysta = 1 - ok.

2. Na podstawie masy czystej substancji wykonaj dalsze obliczenia korzystając z równania.

Jeśli w opisie problemu podano masę początkowej mieszaniny oraz n, m lub V produktu reakcji, należy znaleźć ułamek masowy czystej substancji w początkowej mieszaninie lub ułamek masowy zawartych w niej zanieczyszczeń.

Procedura rozwiązania:

1. Oblicz korzystając z równania opartego na danych dotyczących produktu reakcji i znajdź n p.v. i m h.v.

2. Znajdź udział masowy czystej substancji w mieszaninie, korzystając ze wzoru: p.h. = m wys. / m zobacz i udział masowy zanieczyszczeń: ok. = 1 - wys

Prawo stosunków objętościowych gazów.

Objętości gazów są powiązane w taki sam sposób, jak ich ilości substancji:

V 1 / V 2 = 1 / 2

Prawo to stosuje się przy rozwiązywaniu problemów za pomocą równań, w których podana jest objętość gazu i trzeba znaleźć objętość innego gazu.

Udział objętościowy gazu w mieszaninie.

Vg / Vcm, gdzie (phi) jest ułamkiem objętościowym gazu.

Vg – objętość gazu, Vcm – objętość mieszaniny gazów.

Jeśli w opisie problemu podany jest udział objętościowy gazu i objętość mieszaniny, to przede wszystkim należy znaleźć objętość gazu: Vg = Vcm.

Objętość mieszaniny gazów określa się za pomocą wzoru: Vcm = Vg /.

Objętość powietrza zużytego na spalanie substancji oblicza się na podstawie objętości tlenu określonej równaniem:

Vair = V(O2) / 0,21

Wyprowadzanie wzorów substancji organicznych za pomocą wzorów ogólnych.

Substancje organiczne tworzą serie homologiczne, które mają wspólne wzory. To pozwala:

1. Wyraź względną masę cząsteczkową w postaci liczby n.

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

2. Przyrównaj M r, wyrażone przez n, do prawdziwego M r i znajdź n.

3. Układać równania reakcji w postaci ogólnej i na ich podstawie dokonywać obliczeń.

Wyprowadzanie wzorów substancji na podstawie produktów spalania.

1. Przeanalizuj skład produktów spalania i wyciągnij wnioski na ich temat jakość składu substancja spalona: H 2 O -> H, CO 2 -> C, SO 2 -> S, P 2 O 5 -> P, Na 2 CO 3 -> Na, C.

Obecność tlenu w substancji wymaga sprawdzenia. Oznacz wskaźniki we wzorze przez x, y, z. Na przykład CxHyOz (?).

2. Znajdź ilość substancji w produktach spalania, korzystając ze wzorów:

n = m / M i n = V / Vm.

3. Znajdź ilości pierwiastków zawarte w spalonej substancji. Na przykład:

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) itd.

4. Jeżeli spaliła się substancja o nieznanym składzie, należy koniecznie sprawdzić, czy zawierała tlen. Na przykład CxНyОz (?), m (O) = m in–va – (m (C) + m(H)).

b) jeśli znana jest gęstość względna: M 1 = D 2 M 2, M = D H2 2, M = D O2 32,

M = D powietrze 29, M = D N2 28 itd.

Metoda 1: znajdź najprostsza formuła substancji (patrz poprzedni algorytm) i najprostszą masę molową. Następnie porównaj rzeczywistą masę molową z najprostszą i zwiększ wskaźniki we wzorze wymaganą liczbę razy.

Metoda 2: znajdź indeksy korzystając ze wzoru n = (e) Mr / Ar(e).

Jeśli udział masowy jednego z pierwiastków nie jest znany, należy go znaleźć. Aby to zrobić, odejmij ułamek masowy drugiego pierwiastka od 100% lub od jedności.

Stopniowo w trakcie studiowania chemii w słowniku chemicznym gromadzone są algorytmy rozwiązywania problemów różne rodzaje. A uczeń zawsze wie, gdzie znaleźć właściwą formułę lub informacje niezbędne do rozwiązania problemu.

Wielu uczniów lubi prowadzić taki zeszyt i sami uzupełniają go różnymi materiałami źródłowymi.

Jeśli chodzi o zajęcia pozalekcyjne, ja i moi uczniowie mamy też osobny zeszyt, w którym zapisujemy algorytmy rozwiązywania problemów wykraczających poza program nauczania. W tym samym zeszycie dla każdego rodzaju zadania zapisujemy 1-2 przykłady, resztę zadań rozwiązują w innym zeszycie. A jeśli się nad tym zastanowić, wśród tysięcy różnych problemów, które pojawiają się na egzaminie z chemii na wszystkich uniwersytetach, można zidentyfikować 25–30 różnych typów problemów. Oczywiście istnieje wiele ich odmian.

W opracowywaniu algorytmów rozwiązywania problemów na zajęciach fakultatywnych bardzo mi pomógł podręcznik AA. Kusnareva. (Nauka rozwiązywania problemów z chemii, - M., Szkoła - prasa, 1996).

Głównym kryterium twórczego opanowania przedmiotu jest umiejętność rozwiązywania problemów z chemii. Dzięki rozwiązywaniu problemów o różnym stopniu złożoności można skutecznie opanować kurs chemii.

Jeśli student ma jasne zrozumienie wszystkich możliwych typów problemów i rozwiązał dużą liczbę problemów każdego rodzaju, wówczas będzie w stanie poradzić sobie z egzaminem z chemii w formie jednolitego egzaminu państwowego i podczas wchodzenia na uniwersytety.

Chemia to nauka o substancjach i ich wzajemnych przemianach.

Substancje to substancje chemicznie czyste

Substancja chemicznie czysta to zbiór cząsteczek, które mają ten sam skład jakościowy i ilościowy oraz tę samą strukturę.

CH 3-O-CH 3 -

CH3-CH2-OH

Cząsteczka - najmniejsze cząstki substancji, które mają wszystkie jej właściwości chemiczne; cząsteczka składa się z atomów.

Atom jest chemicznie niepodzielną cząstką, z której powstają cząsteczki. (dla gazów szlachetnych cząsteczka i atom są takie same, He, Ar)

Atom to elektrycznie obojętna cząstka składająca się z dodatnio naładowanego jądra, wokół którego rozmieszczone są ujemnie naładowane elektrony zgodnie z ich ściśle określonymi prawami. Co więcej, całkowity ładunek elektronów jest równy ładunkowi jądra.

Jądro atomu składa się z dodatnio naładowanych protonów (p) i neutronów (n), które nie przenoszą żadnego ładunku. Powszechną nazwą neutronów i protonów są nukleony. Masa protonów i neutronów jest prawie taka sama.

Elektrony (e -) niosą ładunek ujemny równy ładunkowi protonu. Masa e wynosi w przybliżeniu 0,05% masy protonu i neutronu. Zatem cała masa atomu skupia się w jego jądrze.

Liczba p w atomie, równa ładunkowi jądra, nazywana jest liczbą kolejną (Z), ponieważ atom jest elektrycznie obojętny; liczba e jest równa liczbie p.

Liczba masowa (A) atomu to suma protonów i neutronów w jądrze. Odpowiednio liczba neutronów w atomie jest równa różnicy między A i Z (liczba masowa atomu i liczba atomowa) (N=A-Z).

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

Nukleony

Właściwości chemiczne atomów są określone przez ich strukturę elektronową (liczbę elektronów), która jest równa numer seryjny atomy (ładunek jądrowy). Dlatego wszystkie atomy o tym samym ładunku jądrowym zachowują się chemicznie tak samo i są obliczane jako atomy tego samego pierwiastek chemiczny.

Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym. (110 pierwiastków chemicznych).

Atomy posiadające ten sam ładunek jądrowy mogą różnić się liczbą masową, co jest związane z różną liczbą neutronów w ich jądrach.

Atomy mające to samo Z, ale różne liczby masowe, nazywane są izotopami.

17 35 kl. 17 37 kl

Izotopy wodoru H:

Oznaczenie: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Nazwa: protium deuter tryt

Skład rdzenia: 1р 1р+1n 1р+2n

Prot i deuter są stabilne

Rozpady trytu (radioaktywne) Stosowane w bombach wodorowych.

Jednostka masy atomowej. Liczba Avogadro. Mol.

Masy atomów i cząsteczek są bardzo małe (około 10 -28 do 10 -24 g), aby w praktyce przedstawić te masy, warto wprowadzić własną jednostkę miary, co doprowadzi do wygodnej i znanej skali.

Ponieważ masa atomu jest skoncentrowana w jego jądrze, składającym się z protonów i neutronów o prawie równych masach, logiczne jest przyjęcie masy jednego nukleonu jako jednostki masy atomowej.

Zgodziliśmy się przyjąć jedną dwunastą izotopu węgla, który ma symetryczną budowę jądra (6p+6n), jako jednostkę masy atomów i cząsteczek. Jednostka ta nazywana jest jednostką masy atomowej (amu) i jest liczbowo równa masie jednego nukleonu. W tej skali masy atomów są bliskie wartościom całkowitym: He-4; Al-27; Ra-226 rano……

Obliczmy masę 1 amu w gramach.

1/12 (12°C) = =1,66*10 -24 g/mies

Obliczmy, ile amu zawiera się w 1g.

N A = 6,02 *-liczba Avogadro

Wynikowy stosunek nazywany jest liczbą Avogadra i pokazuje, ile amu zawiera się w 1g.

Masy atomowe podane w układzie okresowym wyrażone są w amu

Masa cząsteczkowa to masa cząsteczki wyrażona w amu i wyrażana jako suma mas wszystkich atomów tworzących daną cząsteczkę.

m(1 cząsteczka H2SO4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.

Aby przejść od amu do 1 g, co jest praktycznie stosowane w chemii, wprowadzono częściowe obliczanie ilości substancji, przy czym każda porcja zawierała liczbę N A jednostek strukturalnych (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów). W tym przypadku masa takiej części, zwanej 1 molem, wyrażona w gramach, jest liczbowo równa masie atomowej lub cząsteczkowej wyrażonej w amu.

Znajdźmy masę 1 mola H 2 SO 4:

M(1 mol H2SO4)=

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

Jak widać, molekularny i masa cząsteczkowa liczbowo równe.

1 mol– ilość substancji zawierająca liczbę Avogadra jednostek strukturalnych (atomów, cząsteczek, jonów).

Masa cząsteczkowa (M)- masa 1 mola substancji wyrażona w gramach.

Ilość substancji - V (mol); masa substancji m(g); masa molowa M(g/mol) - powiązana zależnością: V=;

2H 2O+ O 2 2H 2 O

2 mole 1 mol

2.Podstawowe prawa chemii

Prawo stałości składu substancji – substancja chemicznie czysta, niezależnie od sposobu jej przygotowania, ma zawsze stały skład jakościowy i ilościowy.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Substancje o stałym składzie nazywane są daltonitami. Wyjątkiem są substancje o niezmienionym składzie - bertolity (tlenki, węgliki, azotki)

Prawo zachowania masy (Łomonosow) - masa substancji wchodzących w reakcję jest zawsze równa masie produktów reakcji. Wynika z tego, że atomy podczas reakcji nie znikają i nie powstają, przechodzą z jednej substancji do drugiej. Na tej podstawie dobiera się współczynniki w równaniu reakcji chemicznej, przy czym liczba atomów każdego pierwiastka po lewej i prawej stronie równania musi być równa.

Prawo równoważności - w reakcje chemiczne substancje reagują i powstają w ilościach równych równoważnikom (Ile równoważników jednej substancji zostaje zużytych, dokładnie tyle samo równoważników zostaje zużytych lub utworzonych przez inną substancję).

Równoważna to ilość substancji, która podczas reakcji dodaje, zastępuje lub uwalnia jeden mol atomów (jonów) H. Masa równoważna wyrażona w gramach nazywana jest masą równoważną (E).

Przepisy gazowe

Prawo Daltona - ciśnienie całkowite mieszaniny gazów jest równe sumie ciśnień cząstkowych wszystkich składników mieszaniny gazów.

Prawo Avogadro: W równych objętościach różnych gazów znajdujących się w tych samych warunkach znajduje się jednakowa liczba cząsteczek.

Skutek: jeden mol dowolnego gazu w normalnych warunkach (t=0 stopni lub 273K i P=1 atmosfera lub 101255 paskali lub 760 mm Hg. Col.) zajmuje V=22,4 litra.

V, które zajmuje jeden mol gazu, nazywa się objętością molową Vm.

Znając objętość gazu (mieszaniny gazów) i Vm w danych warunkach, łatwo jest obliczyć ilość gazu (mieszaniny gazów) = V/Vm.

Równanie Mendelejewa-Clapeyrona wiąże ilość gazu z warunkami, w jakich jest on znajdowany. pV=(m/M)*RT= *RT

Korzystając z tego równania, wszystkie wielkości fizyczne muszą być wyrażone w SI: p-ciśnienie gazu (paskale), V-objętość gazu (litry), m-masa gazu (kg), M-masa molowa (kg/mol), T- temperatura w skali absolutnej (K), Nu – ilość gazu (mol), R – stała gazowa = 8,31 J/(mol*K).

D - gęstość względna jednego gazu w porównaniu do drugiego - stosunek gazu M do gazu M, wybrany standardowo, pokazuje, ile razy jeden gaz jest cięższy od drugiego D = M1 / ​​M2.

Metody wyrażania składu mieszaniny substancji.

Ułamek masowy W - stosunek masy substancji do masy całej mieszaniny W=((m mieszaniny)/(m roztworu))*100%

Ułamek molowy æ to stosunek liczby substancji do całkowitej liczby wszystkich substancji. w mieszance.

Większość pierwiastków chemicznych w przyrodzie występuje w postaci mieszaniny różnych izotopów; Znając skład izotopowy pierwiastka chemicznego, wyrażony w ułamkach molowych, oblicza się średnią ważoną wartość masy atomowej tego pierwiastka, którą przelicza się na ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, gdzie æi jest ułamkiem molowym i-tego izotopu, Аi jest masą atomową i-tego izotopu.

Udział objętościowy (φ) to stosunek Vi do objętości całej mieszaniny. φi=Vi/VΣ

Znając skład objętościowy mieszaniny gazów, oblicza się Mav mieszaniny gazów. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn