Lihtsad valemid keemia jaoks. Keemiliste valemite sõnastik

mitu põhimõistet ja valemit.

Kõikidel ainetel on erinev mass, tihedus ja maht. Ühest elemendist pärit metallitükk võib kaaluda kordades rohkem kui täpselt sama suur tükk teisest metallist.

Sünnimärk(moolide arv)

määramine: sünnimärk, rahvusvaheline: mol– aine koguse mõõtühik. Vastab sisalduva aine kogusele N.A. osakesed (molekulid, aatomid, ioonid) Seetõttu võeti kasutusele universaalne kogus - moolide arv.Ülesannetes sageli esinev fraas on "saanud... aine mool"

N.A.= 6,02 1023

N.A.- Avogadro number. Ka “number kokkuleppel”. Mitu aatomit on pliiatsi otsas? Umbes tuhat. Selliste kogustega pole mugav opereerida. Seetõttu leppisid keemikud ja füüsikud üle kogu maailma kokku – nimetagem 6,02 × 1023 osakest (aatomit, molekuli, iooni) 1 mutt ained.

1 mool = 6,02 1023 osakest

See oli ülesannete lahendamise põhivalemitest esimene.

Aine molaarmass

Molaarmass aine on ühe mass aine mool.

Tähistatakse kui hr. See leitakse perioodilisuse tabeli järgi - see on lihtsalt aine aatommasside summa.

Näiteks antakse meile väävelhapet - H2SO4. Arvutame aine molaarmassi: aatommass H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g/mol.

Teine vajalik valem probleemide lahendamiseks on

aine massi valem:

See tähendab, et aine massi leidmiseks peate teadma moolide arvu (n) ja molaarmassi leiame perioodilisest tabelist.

Massi jäävuse seadus - Keemilises reaktsioonis osalevate ainete mass on alati võrdne tekkivate ainete massiga.

Kui teame reageerinud ainete massi(d), saame leida selle reaktsiooni saaduste massi(d). Ja vastupidi.

Kolmas keemiaülesannete lahendamise valem on

aine maht:

Kust tuli number 22,4? Alates Avogadro seadus:

võrdsed kogused erinevaid gaase, mis on võetud samal temperatuuril ja rõhul, sisaldavad sama arvu molekule.

Avogadro seaduse kohaselt on 1 moolil ideaalsel gaasil normaaltingimustes (n.s.) sama maht Vm= 22.413 996(39) l

See tähendab, et kui ülesandes on meile antud normaaltingimused, siis moolide arvu (n) teades leiame aine mahu.

Niisiis, põhivalemid ülesannete lahendamiseks keemias

Avogadro numberN.A.

6,02 1023 osakest

Aine kogus n (mol)

n = V\22,4 (l\mol)

Aine mass m (g)

Aine maht V(l)

V = n 22,4 (l\mol)

Need on valemid. Tihtipeale tuleb ülesannete lahendamiseks esmalt kirjutada reaktsioonivõrrand ja (nõutav!) korraldada koefitsiendid – nende suhe määrab protsessis moolide suhte.

Peamine:

Kuznetsova N.E. ja jne. Keemia. 8.klass-10.klass.– M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Keemia.11.klass 2-osas, 2005-2007.

Egorov A.S. Keemia. Uus kõrghariduseks valmistumise õpik. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 lk.

Egorov A.S. Keemia: kaasaegne kursus ühtseks riigieksamiks valmistumiseks. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 lk.

Egorov A.S. Isekasutusjuhend keemiaprobleemide lahendamiseks. – Rostov Doni ääres: Phoenix, 2000. – 352 lk.

Keemia/juhendaja käsiraamat ülikoolidesse kandideerijatele. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 lk.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Probleemid keemias ülikoolidesse kandideerijatel. M.: Kõrgkool. 2007.–302lk.

Lisaks:

Vrublevsky A.I.. Õppe- ja koolitusmaterjalid keemia tsentraliseeritud testimiseks ettevalmistamiseks / A.I. Vrublevsky – Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 lk.

Vrublevsky A.I.. 1000 keemiaülesannet teisendusahelate ja kontrolltestidega koolilastele ja taotlejatele – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 lk.

Egorov A.S.. Igat tüüpi arvutusülesanded keemias ühtseks riigieksamiks valmistumisel – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 lk.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Tüüpilised ülesanded ja harjutused keemiaeksamiks valmistumisel. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 lk.

Ühtne riigieksam 2007. Keemia. Õppe- ja koolitusmaterjalid õpilaste ettevalmistamiseks / FIPI - M.: Intellektikeskus, 2007. – 272 lk.

Ühtne riigieksam 2011. Keemia. Haridus- ja koolituskomplekt toim. A.A. Kaverina – M.: Rahvakasvatus, 2011.

Ainsad reaalsed võimalused ühtseks riigieksamiks valmistumiseks. Ühtne riigieksam 2007. Keemia/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Föderaalne Testimiskeskus, 2007.–151 lk.

Kaverina A.A. Optimaalne ülesannete pank õpilaste ettevalmistamiseks. Ühtne riigieksam 2012. Keemia. Õpik./ A.A. Kaverina, D. Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina – M.: Intellektikeskus, 2012. – 256 lk.

Litvinova T.N., Võskubova N.K., Azhipa L.T., Solovjova M.V.. Kontrollülesanded lisaks kontrolltöödele 10-kuuliste kirjavahetuskursuste õppuritele (metoodilised juhendid). Krasnodar, 2004. – Lk 18 – 70.

Litvinova T.N.. Keemia. Ühtne riigieksam 2011. Treeningkatsed. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 lk.

Litvinova T.N.. Keemia. Ühtse riigieksami testid. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 lk.

Litvinova T.N.. Keemia. Seadused, elementide ja nende ühendite omadused. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 lk.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovjova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Keemia tööülesannetes ülikoolidesse kandideerijatele – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 lk.

Keemia õppe- ja metoodiline kompleks meditsiini- ja bioloogiaklasside õpilastele, toim. T.N. Litvinova. – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Keemia. Ühtne riigieksam 2008. Sisseastumiskatsed, õppevahend / toim. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Leegion, 2008.– 271 lk.

Keemiaalaste veebisaitide loend:

1. Alhimik. http:// www. alhimik. ru

2. Keemia kõigile. Elektrooniline teatmeteos kogu keemiakursuse jaoks.

http:// www. informika. ru/ tekst/ andmebaasi/ keemia/ START. html

3. Koolikeemia - teatmik. http:// www. koolikeemia. kõrval. ru

4. Keemiaõpetaja. http://www. keemia.nm.ru

Interneti-ressursid

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Keemia kõigile. Elektrooniline teatmeteos kogu keemiakursuse jaoks.

http:// www. informika. ru/ tekst/ andmebaasi/ keemia/ START. html

Koolikeemia – teatmik. http:// www. koolikeemia. kõrval. ru

http://www.classchem.narod.ru

Keemia juhendaja. http://www. keemia.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- harivad Interneti-ressursid keemia kohta

http://schoolchemistry.by.ru/- kooli keemia. Sellel saidil on võimalus sooritada erinevatel teemadel on-line testimist, aga ka ühtse riigieksami demoversioone

Keemia ja elu – XXI sajand: populaarteaduslik ajakiri. http:// www. hij. ru

>> Keemilised valemid

Keemilised valemid

Selle lõigu materjal aitab teil:

> uurige, mis on keemiline valem;
> lugeda ainete, aatomite, molekulide, ioonide valemeid;
> kasutada õigesti mõistet "valemiühik";
> koostada ioonsete ühendite keemilisi valemeid;
> iseloomustada aine, molekuli, iooni koostist keemilise valemi abil.

Keemiline valem.

Kõigil on see ained on nimi. Nime järgi pole aga võimalik kindlaks teha, millistest osakestest aine koosneb, kui palju ja milliseid aatomeid selle molekulides, ioonides ja mis laengud on. Vastused sellistele küsimustele annab spetsiaalne rekord – keemiline valem.

Keemiline valem on aatomi, molekuli, iooni või aine tähistamine sümbolite abil keemilised elemendid ja indeksid.

Aatomi keemiline valem on vastava elemendi sümbol. Näiteks alumiiniumi aatomit tähistatakse sümboliga Al, räni aatomit sümboliga Si. Sellised valemid on ka lihtainetel - metallil alumiinium, aatomistruktuuriga mittemetallil räni.

Keemiline valem lihtaine molekulid sisaldavad vastava elemendi sümbolit ja alaindeksit - väikest arvu, mis on kirjutatud alla ja paremale. Indeks näitab aatomite arvu molekulis.

Hapniku molekul koosneb kahest hapnikuaatomist. Selle keemiline valem on O2. Selle valemi lugemiseks hääldatakse esmalt elemendi sümbol, seejärel indeks: “o-kaks”. Valem O2 ei tähista mitte ainult molekuli, vaid ka ainet hapnikku ennast.

O2 molekuli nimetatakse kaheaatomiliseks. Lihtained vesinik, lämmastik, fluor, kloor, broom ja jood koosnevad sarnastest molekulidest (nende üldvalem on E 2).

Osoon sisaldab kolmeaatomilisi molekule, valge fosfor neljaaatomilisi molekule ja väävel kaheksaaatomilisi molekule. (Kirjutage nende molekulide keemilised valemid.)

H 2
O2
N 2
Cl2
BR 2
ma 2

Keerulise aine molekuli valemis on kirjas nende elementide sümbolid, mille aatomid selles sisalduvad, samuti indeksid. Süsinikdioksiidi molekul koosneb kolmest aatomist: ühest süsinikuaatomist ja kahest hapnikuaatomist. Selle keemiline valem on CO 2 (loe "tse-o-two"). Pidage meeles: kui molekul sisaldab mis tahes elemendi ühte aatomit, siis vastavat indeksit, st I, ei kirjutata keemilises valemis. Süsinikdioksiidi molekuli valem on ka aine enda valem.

Iooni valemis on selle laeng täiendavalt kirjas. Selleks kasutage ülaindeksit. See näitab tasu suurust numbriga (nad ei kirjuta seda) ja seejärel märgiga (pluss või miinus). Näiteks naatriumioonil laenguga +1 on valem Na + (loe "naatrium-pluss"), klooriioonil laenguga - I - SG - ("kloor-miinus"), hüdroksiidioonil laenguga - I - OH - (“ o-tuhk-miinus”), karbonaadi ioon laenguga -2 - CO 2- 3 (“ce-o-kolm-kaks-miinus”).

Na+,Cl-
lihtsad ioonid

OH-, CO2-3
komplekssed ioonid

Ioonsete ühendite valemitesse kirjutage esmalt, laenguid märkimata, positiivselt laetud ioonid, ja seejärel - negatiivselt laetud (tabel 2). Kui valem on õige, on kõigi selles sisalduvate ioonide laengute summa null.

tabel 2
Mõnede ioonsete ühendite valemid

Mõnes keemilises valemis on sulgudes kirjutatud aatomite rühm või kompleksioon. Näitena võtame kustutatud lubja Ca(OH) 2 valemi. See on ioonne ühend. Selles on iga Ca 2+ iooni kohta kaks OH - iooni. Ühendi valem on järgmine " kaltsium-o-tuhka-kaks korda", kuid mitte "kaltsium-o-tuhk-kaks".

Mõnikord kirjutatakse keemilistes valemites elementide sümbolite asemel "võõraid" tähti, aga ka indekstähti. Selliseid valemeid nimetatakse sageli üldisteks. Seda tüüpi valemite näited: ECI n, E n O m, F x O y. Esiteks
valem tähistab klooriga elementide ühendite rühma, teine ​​- hapnikuga elementide ühendite rühma ja kolmandat kasutatakse juhul, kui Ferrumi ühendi keemiline valem on Hapnik tundmatu ja
see tuleks paigaldada.

Kui teil on vaja määrata kaks eraldi neooni aatomit, kaks hapnikumolekuli, kaks süsinikdioksiidi molekuli või kaks naatriumiooni, kasutage tähiseid 2Ne, 20 2, 2C0 2, 2Na +. Keemilise valemi ees olevat arvu nimetatakse koefitsiendiks. Koefitsienti I, nagu indeks I, ei kirjutata.

Valemi ühik.

Mida tähendab märge 2NaCl? NaCl molekule ei eksisteeri; lauasool on ioonne ühend, mis koosneb Na + ja Cl - ioonidest. Nende ioonide paari nimetatakse aine valemiühikuks (see on esile tõstetud joonisel 44, a). Seega tähistab tähis 2NaCl kahte lauasoola valemiühikut, st kahte paari Na + ja C l- ioone.

Mõistet "valemiühik" kasutatakse mitte ainult ioonse, vaid ka aatomi struktuuriga komplekssete ainete kohta. Näiteks kvarts SiO 2 valemiühik on ühe räni aatomi ja kahe hapnikuaatomi kombinatsioon (joonis 44, b).

Riis. 44. valemiühikud ioonse aatomistruktuuriga ühendites (b)

Valemühik on aine väikseim “ehituskivi”, selle väikseim korduv fragment. See fragment võib olla aatom (lihtsas aines), molekul(lihtsas või keerulises aines),
aatomite või ioonide kogum (keerulises aines).

Harjutus. Koostage Li + i SO 2-4 ioone sisaldava ühendi keemiline valem. Nimetage selle aine valemiühik.

Lahendus

Ioonühendis on kõigi ioonide laengute summa null. See on võimalik tingimusel, et iga SO 2-4 iooni kohta on kaks Li + iooni. Seega on ühendi valem Li2SO4.

Aine valemiühikuks on kolm iooni: kaks Li + iooni ja üks SO 2-4 ioon.

Aine kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis.

Keemiline valem sisaldab teavet osakese või aine koostise kohta. Kvalitatiivse koostise iseloomustamisel nimetavad nad elemendid, mis moodustavad osakese või aine, ja kvantitatiivse koostise iseloomustamisel märgivad:

Iga elemendi aatomite arv molekulis või kompleksioonis;
erinevate elementide või ioonide aatomite suhe aines.

Harjutus. Kirjeldage metaani CH 4 (molekulaarne ühend) ja sooda Na 2 CO 3 (ioonühend) koostist

Lahendus

Metaani moodustavad elemendid süsinik ja vesinik (see on kvalitatiivne koostis). Metaani molekul sisaldab ühte süsinikuaatomit ja nelja vesinikuaatomit; nende suhe molekulis ja aines

N(C): N(H) = 1:4 (kvantitatiivne koostis).

(Täht N tähistab osakeste - aatomite, molekulide, ioonide - arvu.

Sooda moodustab kolm elementi - naatrium, süsinik ja hapnik. See sisaldab positiivselt laetud Na + ioone, kuna naatrium on metalliline element, ja negatiivselt laetud CO -2 3 ioone (kvalitatiivne koostis).

Elementide ja ioonide aatomite suhe aines on järgmine:

järeldused

Keemiline valem on aatomi, molekuli, iooni, aine salvestamine, kasutades keemiliste elementide ja indeksite sümboleid. Iga elemendi aatomite arv on valemis näidatud alaindeksi abil ja iooni laeng tähistatakse ülaindeksiga.

Valemühik on aine osake või osakeste kogum, mis on esitatud selle keemilise valemiga.

Keemiline valem peegeldab osakese või aine kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist.

?
66. Millist teavet aine või osakese kohta sisaldab keemiline valem?

67. Mis vahe on keemilises tähistuses koefitsiendil ja alaindeksil? Täienda oma vastust näidetega. Milleks ülaindeksit kasutatakse?

68. Lugege valemeid: P 4, KHCO 3, AI 2 (SO 4) 3, Fe(OH) 2 NO 3, Ag +, NH + 4, CIO - 4.

69. Mida tähendavad kirjed: 3H 2 0, 2H, 2H 2, N 2, Li, 4Cu, Zn 2+, 50 2-, NO - 3, 3Ca(0H) 2, 2CaC0 3?

70. Kirjutage üles keemilised valemid, mis kõlavad järgmiselt: es-o-kolm; boor-kaks-o-kolm; tuhk-en-o-kaks; kroom-o-tuhk-kolm korda; naatrium-tuhk-es-o-neli; en-ash-four-double-es; baarium-kaks-pluss; pe-o-neli-kolm-miinus.

71. Koostage keemiline valem molekulile, mis sisaldab: a) ühte lämmastikuaatomit ja kolme vesinikuaatomit; b) neli aatomit vesinikku, kaks aatomit fosforit ja seitse aatomit hapniku.

72. Mis on valemiühik: a) sooda Na 2 CO 3 jaoks; b) ioonse ühendi jaoks Li3N; c) aatomstruktuuriga ühendi B 2 O 3 puhul?

73. Koostage valemid kõigi ainete jaoks, mis võivad sisaldada ainult järgmisi ioone: K + , Mg2 + , F - , SO -2 4 , OH - .

74. Kirjeldage järgmiste toodete kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist:

a) molekulaarsed ained - kloor Cl 2, vesinikperoksiid (vesinikperoksiid) H 2 O 2, glükoos C 6 H 12 O 6;
b) ioonne aine - naatriumsulfaat Na 2 SO 4;
c) ioonid H 3 O +, HPO 2-4.

Popel P. P., Kryklya L. S., Keemia: Pidruch. 7. klassi jaoks zagalnosvit. navch. sulgemine - K.: VC "Akadeemia", 2008. - 136 lk.: ill.

Keemia– ainete koostise, struktuuri, omaduste ja muundumiste teadus.

Aatomi-molekulaarteadus. Ained koosnevad keemilistest osakestest (molekulid, aatomid, ioonid), millel on keeruline struktuur ja mis koosnevad elementaarosakestest (prootonid, neutronid, elektronid).

Atom– neutraalne osake, mis koosneb positiivsest tuumast ja elektronidest.

Molekul– stabiilne keemiliste sidemetega ühendatud aatomite rühm.

Keemiline element– aatomitüüp, millel on sama tuumalaeng. Element tähistab

kus X on elemendi sümbol, Z– elemendi seerianumber elementide perioodilises tabelis D.I. Mendelejev, A- massiarv. Seerianumber Z võrdne aatomituuma laenguga, prootonite arvuga aatomituumas ja elektronide arvuga aatomis. Massi number A võrdne aatomi prootonite ja neutronite arvu summaga. Neutronite arv on võrdne erinevusega A–Z.

Isotoobid– sama elemendi erineva massiarvuga aatomid.

Suhteline aatommass(A r) on loodusliku isotoobi koostisega elemendi aatomi keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massi suhe.

Suhteline molekulmass(M r) on loodusliku isotoopse koostisega aine molekuli keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi aatomi massi suhe.

Aatommassi ühik(a.u.m) – 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massist. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 aastat

Sünnimärk– aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuuriüksusi (aatomeid, molekule, ioone), kui on aatomeid 0,012 kg süsiniku isotoobis 12 C. Sünnimärk– 6,02 10 23 struktuuriüksust (aatomeid, molekule, ioone) sisaldava aine kogus.

n = N/N A, Kus n- aine kogus (mol), N– osakeste arv, a N A– Avogadro konstant. Aine kogust võib tähistada ka sümboliga v.

Avogadro konstant N A = 6,02 10 23 osakest/mol.

MolaarmassM(g/mol) – aine massi suhe m d) aine kogusele n(mol):

M = m/n, kus: m = M n Ja n = m/M.

Gaasi molaarmahtV M(l/mol) – gaasi mahu suhe V l) selle gaasi ainekogusele n(mol). Normaalsetes tingimustes V M = 22,4 l/mol.

Tavalised tingimused: temperatuuri t = 0°C või T = 273 K, rõhk p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, kus: V = V M n Ja n = V/V M.

Tulemuseks on üldine valem:

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

Samaväärne- reaalne või fiktiivne osake, mis interakteerub ühe vesinikuaatomiga või asendab seda või on sellega muul viisil samaväärne.

Molaarmassi ekvivalendid M e– aine massi ja selle aine ekvivalentide arvu suhe: M e = m/n (ekv) .

Laenguvahetusreaktsioonides on aine ekvivalentide molaarmass

molaarmassiga M võrdne: M e = M/(n = m).

Redoksreaktsioonides molaarmassiga aine ekvivalentide molaarmass M võrdne: M e = M/n(e), Kus n(e)– ülekantud elektronide arv.

Ekvivalentide seadus– reagentide 1 ja 2 massid on võrdelised nende ekvivalentide molaarmassidega. m 1 /m 2= M E1/M E2, või m 1 /M E1 = m 2 /M E2, või n 1 = n 2, Kus m 1 Ja m 2– kahe aine massid, M E1 Ja MUL 2– ekvivalentide molaarmassid, n 1 Ja n 2– nende ainete ekvivalentide arv.

Lahenduste jaoks saab ekvivalentide seaduse kirjutada järgmiselt:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Kus E1-ga, E2-ga, V1-ga Ja V 2– nende kahe aine ekvivalentide molaarsed kontsentratsioonid ja lahuse mahud.

Ühendatud gaasiseadus: pV = nRT, Kus lk- rõhk (Pa, kPa), V– maht (m 3, l), n- gaasilise aine kogus (mol), T – temperatuur (K), T(K) = t(°C) + 273, R- pidev, R= 8,314 J/(K2 mol), kusjuures J = Pa m3 = kPal.

Laine-osakeste duaalsus mateeria - idee, et igal objektil võivad olla nii lainelised kui ka korpuskulaarsed omadused. Louis de Broglie pakkus välja valemi, mis ühendab objektide laine- ja korpuskulaarsed omadused: ? = h/(mV), Kus h- Plancki konstant, ? – lainepikkus, mis vastab igale massiga kehale m ja kiirust V. Kuigi laineomadused on olemas kõikidel objektidel, saab neid täheldada ainult mikroobjektide puhul, mille mass on suurusjärgus aatomi ja elektroni massist.

Heisenbergi määramatuse põhimõte: ?(mV x) ?х > h/2n või ?V x ?x > h/(2?m), Kus m- osakeste mass, x- selle koordinaat, V x- kiirus suunas x, ?– määramatus, määramisviga. Määramatuse printsiip tähendab, et asukohta (koordinaati) ei ole võimalik samaaegselt näidata. x) ja kiirust (V x) osakesed.

Väikese massiga osakesed (aatomid, tuumad, elektronid, molekulid) ei ole osakesed Newtoni mehaanika mõistes ja neid ei saa klassikalise füüsikaga uurida. Neid uurib kvantfüüsika.

Peamine kvantarvn võtab väärtused 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7, mis vastavad elektroonilistele tasemetele (kihtidele) K, L, M, N, O, P ja Q.

Tase– ruum, kus paiknevad sama arvuga elektronid n. Erineva tasandi elektronid on ruumiliselt ja energeetiliselt üksteisest eraldatud, kuna arv n määrab elektronide energia E(rohkem n, rohkem E) ja vahemaa R elektronide ja tuuma vahel (seda enam n, rohkem R).

Orbitaal- (külg-, asimuut-) kvantarvl võtab väärtused olenevalt arvust n:l= 0, 1,…(n- 1). Näiteks kui n= 2, siis l = 0, 1; Kui n= 3, siis l = 0, 1, 2. Arv l iseloomustab alamtasandit (alamkihti).

Alamtase– ruum, kus elektronid kindlatega n Ja l. Antud taseme alamtasemed määratakse sõltuvalt arvust l:s- Kui l = 0, lk- Kui l = 1, d- Kui l = 2, f- Kui l = 3. Antud aatomi alamtasemed määratakse sõltuvalt numbritest n Ja l, näiteks: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) jne. Antud taseme alamtasanditel on erinev energia (seda enam l, rohkem E): E s< E < Е А < … ja nende alamtasandite moodustavate orbitaalide erinevad kujud: s-orbitaalil on kuuli kuju, lk-orbitaal on hantli kujuline jne.

Magnetiline kvantarvm 1 iseloomustab orbiidi magnetmomendi orientatsiooni, võrdne l, ruumis välise magnetvälja suhtes ja võtab järgmised väärtused: – l,…-1, 0, 1,…l, ehk kokku (2 l + 1) väärtus. Näiteks kui l = 2, siis m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitaalne(osa alamtasandist) – ruum, kus elektronid (mitte rohkem kui kaks) paiknevad kindlaga n, l, m 1. Alamtase sisaldab 2l+1 orbitaal. Näiteks, d– alamtasand sisaldab viit d-orbitaali. Erinevate numbritega sama alamtaseme orbitaalid m 1, on sama energiaga.

Magnetiline pöörlemisnumberPrl iseloomustab elektroni enda magnetmomendi s, mis on võrdne?, orientatsiooni välise magnetvälja suhtes ja võtab kaks väärtust: +? Ja _?.

Aatomi elektronid hõivavad tasemeid, alamtasemeid ja orbitaale vastavalt järgmistele reeglitele.

Pauli reegel:Ühes aatomis ei saa kahel elektronil olla nelja identset kvantarvu. Need peavad erinema vähemalt ühe kvantarvu poolest.

Pauli reeglist järeldub, et orbitaal ei tohi sisaldada rohkem kui kaks elektroni, alamtasand ei tohi sisaldada rohkem kui 2 (2l + 1) elektroni, tase ei tohi sisaldada rohkem. 2n 2 elektronid.

Klechkovsky reegel: elektroonilised alamtasemed täidetakse suurenemise järjekorras (n + l), ja sama summa korral (n+l)– numbrite kasvavas järjekorras n.

Klechkovski reegli graafiline vorm.

Klechkovsky reegli kohaselt täidetakse alamtasandid järgmises järjekorras: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Kuigi alamtasemete täitmine toimub Klechkovsky reegli järgi, kirjutatakse elektroonilises valemis alamtasemed järjestikku tasemete kaupa: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f jne. Seega kirjutatakse broomi aatomi elektrooniline valem järgmiselt: Br(35e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 5 .

Paljude aatomite elektroonilised konfiguratsioonid erinevad Klechkovsky reegliga ennustatutest. Niisiis, Cr ja Cu jaoks:

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

Hunda reegel (Gunda): Antud alamtaseme orbitaalide täitmine toimub nii, et koguspinn oleks maksimaalne. Antud alamtasandi orbitaalid täidetakse esmalt ühe elektroniga korraga.

Aatomite elektroonilisi konfiguratsioone saab kirjutada tasemete, alamtasandite, orbitaalide järgi. Näiteks elektroonilise valemi P(15e) saab kirjutada:

a) tasemete kaupa)2)8)5;

b) alamtasandite kaupa 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3;

c) orbitaali järgi

Mõnede aatomite ja ioonide elektrooniliste valemite näited:

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

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

Valentssideme meetodi järgi tekib side aatomite A ja B vahel elektronpaari jagamisel.

Valents iseloomustab aatomite võimet moodustada keemilisi sidemeid ja on võrdne aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arvuga. Valentssideme meetodi järgi võrdub valents jagatud elektronpaaride arvuga ja kovalentse sideme korral on valents võrdne paaritute elektronide arvuga aatomi välistasandil selle põhi- või ergastatud olekus. .

Näiteks süsiniku ja väävli jaoks:

Küllastus kovalentne side: aatomid moodustavad piiratud arvu sidemeid, mis on võrdne nende valentsiga.

Aatomiorbitaalide hübridiseerumine– aatomi erinevate alamtasandite aatomiorbitaalide (AO) segunemine, mille elektronid osalevad ekvivalentsete?-sidemete moodustumisel. Hübriidorbitaali (HO) ekvivalentsus selgitab moodustunud keemiliste sidemete samaväärsust. Näiteks neljavalentse süsinikuaatomi puhul on üks 2s– ja kolm 2p-elektron. Et selgitada süsiniku poolt moodustatud nelja a-sideme samaväärsust molekulides CH 4, CF 4 jne, aatomi üks s- ja kolm R- orbitaalid asendatakse nelja samaväärse hübriidsusega sp 3-orbitaalid:

Keskendu Kovalentne side on see, et see moodustub ühise elektronpaari moodustavate orbitaalide maksimaalse kattumise suunas.

Sõltuvalt hübridisatsiooni tüübist on hübriidorbitaalidel ruumis kindel asukoht:

sp– lineaarne, orbitaalide telgede vaheline nurk on 180°;

sp 2– kolmnurkne, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 120°;

sp 3– tetraeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 109°;

sp 3 d 1– trigonaal-bipüramidaalne, nurgad 90° ja 120°;

sp 2 d 1– ruut, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°;

sp 3 p 2– oktaeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°.

Molekulaarsete orbitaalide teooria kohaselt koosneb molekul tuumadest ja elektronidest. Molekulides paiknevad elektronid molekulaarorbitaalidel (MO). Väliste elektronide MO-del on keeruline struktuur ja neid peetakse molekuli moodustavate aatomite väliste orbitaalide lineaarseks kombinatsiooniks. Moodustunud MO-de arv võrdub nende moodustamises osalevate AO-de arvuga. MO-de energiad võivad olla madalamad (siduvad MO-d), võrdsed (siduvad MO-d) või suuremad (sidumisvastaste MO-d) kui neid moodustavate AO-de energiad.

JSC-ga suhtlemise tingimused

1. AO suhtlevad, kui neil on sarnane energia.

2. AO-d suhtlevad, kui need kattuvad.

3. AO interakteeruvad, kui neil on sobiv sümmeetria.

Kaheaatomilise molekuli AB (või mis tahes lineaarse molekuli) korral võib MO sümmeetria olla:

Kui antud MO-l on sümmeetriatelg,

Kui antud MO-l on sümmeetriatasand,

Kui MO-l on kaks risti asetsevat sümmeetriatasapinda.

Elektronide olemasolu siduvatel MO-del stabiliseerib süsteemi, kuna vähendab molekuli energiat võrreldes aatomite energiaga. Molekuli stabiilsust iseloomustatakse võlakirjade order n, võrdne: n = (n valgus – n suurus)/2, Kus n valgus ja n suurus - elektronide arv side- ja antisidumisorbitaalidel.

MO-de täitmine elektronidega toimub samade reeglite järgi nagu AO-de täitmine aatomis, nimelt: Pauli reegel (MO-l ei saa olla rohkem kui kaks elektroni), Hundi reegel (koguspinn peab olema maksimaalne) jne. .

Esimese perioodi 1s-AO aatomite (H ja He) interaktsioon viib sideme?-MO ja antisidumise?*-MO moodustumiseni:

Molekulide elektroonilised valemid, sidejärjestused n, eksperimentaalsed sidemeenergiad E ja molekulidevahelised vahemaad R esimese perioodi aatomite kaheaatomilised molekulid on toodud järgmises tabelis:

Teised teise perioodi aatomid sisaldavad lisaks 2s-AO-le ka 2p x -, 2p y – ja 2p z -AO, mis interaktsioonil võivad moodustada?– ja?-MO. O-, F- ja Ne-aatomite puhul on 2s- ja 2p-AO-de energiad oluliselt erinevad ning ühe aatomi 2s-AO ja teise aatomi 2p-AO vastastikmõju võib 2s-de vahelist vastasmõju arvesse võttes tähelepanuta jätta. -AO kahest aatomist eraldi nende 2p-AO interaktsioonist. Molekulide O 2, F 2, Ne 2 MO-skeemil on järgmine vorm:

Aatomite B, C, N puhul on 2s– ja 2p-AO energiad lähedased ning ühe aatomi 2s-AO interakteerub teise aatomi 2p z-AO-ga. Seetõttu erineb MO-de järjestus molekulides B 2, C 2 ja N 2 MO-de järjestusest molekulides O 2, F 2 ja Ne 2. Allpool on molekulide B 2, C 2 ja N 2 MO skeem:

Antud MO skeemide alusel on võimalik näiteks üles kirjutada molekulide O 2 , O 2 + ja O 2 ? elektroonilised valemid:

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.

O 2 molekuli puhul võimaldab MO teooria ette näha selle molekuli suuremat tugevust, kuna n = 2, seostumisenergiate ja tuumadevaheliste kauguste muutuste olemus jadades O 2 + – O 2 – O 2 ?, samuti O 2 molekuli paramagnetism, mille ülemistes MO-des on kaks paaristamata elektroni.

Iooniline side– elektrostaatiline side vastupidise laenguga ioonide vahel. Ioonset sidet võib pidada polaarse kovalentse sideme äärmuslikuks juhuks. Ioonside tekib, kui aatomite elektronegatiivsuse erinevus X on suurem kui 1,5–2,0.

Ioonne side on mittesuunaline mitteküllastatav suhtlemine NaCl kristallis tõmbavad Na+ iooni kõik Cl ioonid? ja seda tõrjuvad kõik teised Na + ioonid, sõltumata vastastikmõju suunast ja ioonide arvust. See määrab ioonkristallide suurema stabiilsuse võrreldes ioonsete molekulidega.

Vesinikside– side ühe molekuli vesinikuaatomi ja teise molekuli elektronegatiivse aatomi (F, CI, N) vahel.

Vesiniksideme olemasolu seletab vee anomaalseid omadusi: vee keemistemperatuur on palju kõrgem kui selle keemilistel analoogidel: t kip (H 2 O) = 100 °C ja t kip (H 2 S) = - 61 °C. H 2 S molekulide vahel vesiniksidemeid ei teki.

Energia(E)- töö tegemise oskus. Mehaaniline töö (A) tehakse näiteks gaasiga selle paisumise ajal: A = p?V.

Energia neeldumisel toimuvad reaktsioonid: endotermiline.

Reaktsioonid, mis hõlmavad energia vabanemist, on järgmised: eksotermiline.

Energia liigid: soojus-, valgus-, elektri-, keemia-, tuumaenergia jne.

Energiatüübid: kineetiline ja potentsiaalne.

Kineetiline energia– liikuva keha energia, see on töö, mida keha saab teha enne puhkeolekut.

Küte (Q)– teatud tüüpi kineetiline energia, mis on seotud aatomite ja molekulide liikumisega. Suhtlemisel massikehaga (m) ja soojuse erisoojusmahtuvus (c) Q selle temperatuur tõuseb? t: ?Q = m koos ?t-ga, kus? t = ?Q/(c t).

Potentsiaalne energia- energia, mille keha omandab selle või selle komponentide ruumilise asukoha muutumise tulemusena. Keemiliste sidemete energia on potentsiaalse energia liik.

Termodünaamika esimene seadus: energia võib üle minna ühest tüübist teise, kuid ei saa kaduda ega tekkida.

Sisemine energia (U) – keha moodustavate osakeste kineetilise ja potentsiaalse energia summa. Reaktsioonis neeldunud soojus võrdub reaktsioonisaaduste ja reaktiivide siseenergia erinevusega (Q = ?U = U 2 – U 1), eeldusel, et süsteem ei ole keskkonnaga tööd teinud. Kui reaktsioon toimub konstantsel rõhul, siis eralduvad gaasid töötavad väliste survejõudude vastu ja reaktsiooni käigus neeldunud soojus võrdub siseenergia muutuste summaga. ?U ja töötama A = p?V. Seda konstantsel rõhul neeldunud soojust nimetatakse entalpia muutuseks: ? Н = ?U + p?V, määratledes entalpia Kuidas H = U + pV. Vedelate ja tahkete ainete reaktsioonid toimuvad ilma oluliste mahumuutusteta (?V = 0), kuidas on nende reaktsioonidega? N lähedal ?U (?Н = ?U). Mahumuutusega reaktsioonide jaoks on meil olemas ?Н > ?U, kui laiendamine on pooleli ja ?N< ?U , kui on kompressioon.

Entalpia muutust nimetatakse tavaliselt aine standardolekuks: see tähendab puhta aine puhul teatud olekus (tahke, vedel või gaasiline), rõhul 1 atm = 101 325 Pa, temperatuuril 298 K ja ainete kontsentratsioon 1 mol/l.

Standardne moodustumise entalpia?– standardtingimustes 1 mooli aine moodustumisel selle moodustavatest lihtainetest vabanev või neeldunud soojus. Näiteks, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. See tähendab, et reaktsioonis Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) 1 mooli NaCl moodustumisel vabaneb 411 kJ energiat.

Standardne reaktsioonientalpia?H– entalpia muutus keemilise reaktsiooni käigus, määratakse järgmise valemiga: ?N = ?N arr.(tooted) - ?N arr.(reaktiivid).

Seega reaktsiooni jaoks NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), teades, et H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, 8 H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol ja?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol on meil:

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

Kui? N< 0, siis on reaktsioon eksotermiline. Kui? N> 0, siis on reaktsioon endotermiline.

Seadus Hess: Reaktsiooni standardentalpia sõltub reagentide ja produktide standardentalpiatest ega sõltu reaktsiooni teekonnast.

Spontaansed protsessid võivad olla mitte ainult eksotermilised, st energia vähenemisega protsessid (?N< 0), kuid võivad olla ka endotermilised protsessid, st suureneva energiaga protsessid (?N> 0). Kõigis neis protsessides suureneb süsteemi “häire”.

EntroopiaS – füüsikaline suurus, mis iseloomustab süsteemi häire astet. S – standardentroopia, ?S – standardentroopia muutus. Kui?S > 0, suureneb häire, kui AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Protsesside puhul, milles osakeste arv väheneb, on ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(tahke) + H2O(l) = Ca(OH)2 (tahke), ?S< 0;

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

Protsessid toimuvad spontaanselt koos energia vabanemisega, st mille jaoks? N< 0 ja kasvava entroopiaga, st mille puhul?S > 0. Mõlema teguri arvessevõtmine annab avaldise Gibbsi energia: G = H – TS või? G = ?H – T?S. Reaktsioonid, milles Gibbsi energia väheneb, st ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, ärge minge spontaanselt. Tingimus?G = 0 tähendab, et saaduste ja reaktiivide vahel on saavutatud tasakaal.

Madalatel temperatuuridel, kui väärtus T on nullilähedane, toimuvad ainult eksotermilised reaktsioonid, kuna T?S– vähe ja?G = ? N< 0. Kõrgetel temperatuuridel väärtused T?S suurepärane ja suurust eirates? N, meil on?G = – T?S, st kasvava entroopiaga protsessid toimuvad spontaanselt, mille puhul?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

AG väärtuse konkreetse reaktsiooni jaoks saab määrata järgmise valemiga:

G = ?С arr (produktid) – ?G o b p (reaktiivid).

Sel juhul on nii ?G o br kui ka? N arr. ja?S o br suure hulga ainete puhul on toodud spetsiaalsetes tabelites.

Keemilise reaktsiooni kiirus(v) määratakse reagentide molaarse kontsentratsiooni muutusega ajaühikus:

Kus v– reaktsioonikiirus, s – reaktiivi molaarne kontsentratsioon, t- aeg.

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest ja reaktsioonitingimustest (temperatuur, kontsentratsioon, katalüsaatori olemasolu jne).

Kontsentratsiooni mõju. IN Lihtreaktsioonide korral on reaktsiooni kiirus võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega.

Reaktsiooni jaoks

kus 1 ja 2 on vastavalt edasi- ja tagasireaktsiooni suunad:

v 1 = k 1 ? [Olen ? [B]n ja

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

Kus v- kiire reaktsioon, k– kiiruskonstant, [A] – aine A molaarne kontsentratsioon.

Reaktsiooni molekulaarsus– reaktsiooni elementaaraktis osalevate molekulide arv. Lihtsate reaktsioonide jaoks, näiteks: mA + nB> рС + qD, molekulaarsus on võrdne koefitsientide summaga (m + n). Reaktsioonid võivad olla ühe-, topelt- ja harva kolmemolekulilised. Suurema molekulmassiga reaktsioone ei toimu.

Reaktsiooni järjekord on võrdne kontsentratsiooniastmete eksponentide summaga keemilise reaktsiooni kiiruse eksperimentaalses väljenduses. Niisiis, keerulise reaktsiooni jaoks

mA + nB > рС + qD reaktsioonikiiruse eksperimentaalne avaldis on

v 1 = k 1 ? [A]? ? [IN] ? ja reaktsiooni järjekord on (? +?). Kuhu? Ja? leitakse katseliselt ja ei pruugi nendega kokku langeda m Ja n vastavalt, kuna keerulise reaktsiooni võrrand on mitme lihtsa reaktsiooni tulemus.

Temperatuuri mõju. Reaktsiooni kiirus sõltub molekulide vaheliste tõhusate kokkupõrgete arvust. Temperatuuri tõus suurendab aktiivsete molekulide arvu, andes neile reaktsiooni toimumiseks vajaliku energia. aktiveerimise energia E toimib ja suurendab keemilise reaktsiooni kiirust.

Van't Hoffi reegel. Kui temperatuur tõuseb 10° võrra, suureneb reaktsioonikiirus 2–4 korda. Matemaatiliselt on see kirjutatud järgmiselt:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

kus v 1 ja v 2 on reaktsioonikiirused algtemperatuuril (t 1) ja lõpptemperatuuril (t 2), ? – reaktsioonikiiruse temperatuuritegur, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõustes 10° võrra.

Täpsemalt väljendatakse reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist Arrheniuse võrrand:

k = A? e - E/(RT)

Kus k- kiiruskonstant, A– temperatuurist sõltumatu konstant, e = 2,71828, E- aktiveerimisenergia, R= 8,314 J/(K? mol) – gaasikonstant; T– temperatuur (K). On näha, et kiiruskonstant suureneb temperatuuri tõustes ja aktiveerimisenergia vähenedes.

Süsteem on tasakaalus, kui selle olek aja jooksul ei muutu. Päri- ja tagurpidi reaktsioonide kiiruste võrdsus on süsteemi tasakaalu säilitamise tingimus.

Pöörduva reaktsiooni näide on reaktsioon

N2 + 3H2-2NH3.

Massitegevuse seadus: reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutise ja lähteainete kontsentratsioonide korrutise suhe (kõik kontsentratsioonid on näidatud astmetes, mis on võrdsed nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega) on konstant nn. tasakaalukonstant.

Tasakaalukonstant on edasiliikumise reaktsiooni edenemise mõõt.

K = O – otsest reaktsiooni ei toimu;

K =? – otsene reaktsioon läheb lõpuni;

K > 1 – tasakaal nihutatud paremale;

TO< 1 – tasakaal nihutatakse vasakule.

Reaktsiooni tasakaalu konstant TO on seotud standardse Gibbsi energia?G muutuse suurusega sama reaktsiooni korral:

G= – RT ln K, või?G = -2.3RT lg K, või K= 10 -0,435?G/RT

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

Kui TO< 1, siis lg K < 0 и?G >0, st kui tasakaal on nihutatud vasakule, siis reaktsioon ei lähe spontaanselt paremale.

Tasakaalu nihke seadus: Kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, tekib süsteemis protsess, mis neutraliseerib välismõju.

Redoksreaktsioonid- reaktsioonid, mis tekivad elementide oksüdatsiooniastme muutumisel.

Oksüdatsioon– elektronide annetamise protsess.

Taastumine– elektronide lisamise protsess.

Oksüdeerija– aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone.

Redutseeriv aine– aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.

Oksüdeerivad ained, mis võtavad vastu elektrone, lähevad redutseeritud kujul:

F 2 [umbes ] + 2e > 2F? [taastatud].

Redutseerijad, loobudes elektronidest, lähevad oksüdeeritud vormi:

Na 0 [taastumine ] – 1e > Na + [ligikaudu].

Tasakaalu oksüdeeritud ja redutseeritud vormide vahel iseloomustab Nernsti võrrandid redokspotentsiaali jaoks:

Kus E 0– redokspotentsiaali standardväärtus; n– ülekantud elektronide arv; [taastatud ] ja [umbes ] on ühendi molaarsed kontsentratsioonid vastavalt redutseeritud ja oksüdeeritud kujul.

Elektroodide standardpotentsiaalide väärtused E 0 on toodud tabelites ja iseloomustavad ühendite oksüdatiivseid ja redutseerivaid omadusi: seda positiivsem on väärtus E 0, mida tugevamad on oksüdeerivad omadused ja seda negatiivsem on väärtus E 0, seda tugevamad on taastavad omadused.

Näiteks F 2 + 2e - 2F jaoks? E 0 = 2,87 volti ja Na + + 1e puhul - Na 0 E 0 =-2,71 volti (redutseerimisreaktsioonide jaoks registreeritakse alati protsess).

Redoksreaktsioon on kahe poolreaktsiooni, oksüdatsiooni ja redutseerimise, kombinatsioon ning seda iseloomustab elektromotoorjõud (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 okei – ?E 0 taastamine, Kus E 0 okei Ja? E 0 taastamine– selle reaktsiooni oksüdeerija ja redutseerija standardpotentsiaalid.

E.m.f. reaktsioonid? E 0 on seotud Gibbsi vaba energia?G ja reaktsiooni tasakaalukonstandi muutusega SAADA:

?G = – nF?E 0 või? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reaktsioonid mittestandardsetes kontsentratsioonides? E võrdne: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K või? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

Kui tasakaal?G = 0 ja?E = 0, kust see tuleb? E =(0,059/n)lg K Ja K = 10 n?E/0,059.

Et reaktsioon kulgeks spontaanselt, peavad olema täidetud järgmised seosed: ?G< 0 или K >> 1, millele tingimus vastab? E 0> 0. Seetõttu on antud redoksreaktsiooni võimalikkuse kindlakstegemiseks vaja arvutada väärtus? E 0. Kui? E 0 > 0, reaktsioon on pooleli. Kui? E 0< 0, ei reageeri.

Galvaanilised rakud– seadmed, mis muudavad keemilise reaktsiooni energia elektrienergiaks.

Danieli galvaaniline element koosneb tsink- ja vaskelektroodidest, mis on sukeldatud vastavalt ZnSO 4 ja CuSO 4 lahusesse. Elektrolüütide lahused suhtlevad läbi poorse vaheseina. Sel juhul toimub tsinkelektroodil oksüdatsioon: Zn > Zn 2+ + 2e ja redutseerimine vaskelektroodil: Cu 2+ + 2e > Cu. Üldiselt toimub reaktsioon: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anood– elektrood, millel toimub oksüdatsioon. Katood– elektrood, millel redutseerimine toimub. Galvaanilistes elementides on anood negatiivselt laetud ja katood positiivselt laetud. Elementide diagrammidel on metall ja mört eraldatud vertikaalse joonega ning kaks mörti on eraldatud topelt vertikaalse joonega.

Niisiis, reaktsiooni jaoks Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu kirjutatakse galvaanilise elemendi skeem: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Reaktsiooni elektromotoorjõud (emf) on? E 0 = E 0 ok – E 0 taasta= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Kadude tõttu on elemendi tekitatav pinge veidi väiksem kui? E 0. Kui lahuste kontsentratsioonid erinevad standardsetest, võrdub 1 mol/l, siis E 0 okei Ja E 0 taastamine arvutatakse Nernsti võrrandi abil ja seejärel arvutatakse emf. vastav galvaaniline element.

Kuiv element koosneb tsinkkehast, tärklise või jahuga NH 4 Cl pastast, MnO 2 segust grafiidiga ja grafiitelektroodist. Selle töötamise ajal toimub järgmine reaktsioon: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elementide diagramm: (-)Zn | NH4Cl | Mn02, C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

Patareid. Pliiaku koosneb kahest pliiplaadist, mis on sukeldatud 30% väävelhappe lahusesse ja kaetud lahustumatu PbSO 4 kihiga. Aku laadimisel toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:

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

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

Kui aku tühjeneb, toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:

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

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

Kogu reaktsiooni saab kirjutada järgmiselt:

Töötamiseks vajab aku regulaarset laadimist ja väävelhappe kontsentratsiooni jälgimist, mis võib aku töötamise ajal veidi langeda.

Aine massiosa lahuses w võrdne lahustunud aine massi ja lahuse massi suhtega: w = m vesi / m lahus või w = m in-va /(V ?), sest m lahendus = V p-pa ? ?r-ra.

Molaarne kontsentratsioon Koos võrdne lahustunud aine moolide arvu ja lahuse ruumala suhtega: c = n(mol)/ V(l) või c = m/(M? V( l )).

Ekvivalentide molaarne kontsentratsioon (tavaline või ekvivalentne kontsentratsioon) koos e on võrdne lahustunud aine ekvivalentide arvu ja lahuse ruumala suhtega: kus e = n(molekv.)/ V(l) või kus e = m/(M e? V(l)).

Elektrolüütiline dissotsiatsioon– elektrolüüdi lagunemine katioonideks ja anioonideks polaarsete lahustimolekulide mõjul.

Dissotsiatsiooni aste?– dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni (koos dissotsiatsiooniga) suhe lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni (koos mahuga): ? = diss-iga / ob-ga.

Elektrolüüdid võib jagada tugev(? ~ 1) ja nõrk.

Tugevad elektrolüüdid(nende jaoks? ~ 1) – vees lahustuvad soolad ja alused, samuti mõned happed: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 jt.

Nõrgad elektrolüüdid(neile?<< 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.

Ioonreaktsiooni võrrandid. IN Ioonilistes reaktsioonivõrrandites kirjutatakse tugevad elektrolüüdid ioonidena ning nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad ained ja gaasid molekulide kujul. Näiteks:

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

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? = Ca 2+ + 2Cl? + H20 + CO2^

CaCO3 v + 2H+ = Ca2+ + H20 + CO2^

Ioonidevahelised reaktsioonid liikuda vähem ioone tootva aine moodustamise suunas, st nõrgema elektrolüüdi või vähem lahustuva aine suunas.

Rakendame massimõju seadust ioonide ja molekulide vahelisele tasakaalule nõrga elektrolüüdi, näiteks äädikhappe lahuses:

CH 3 COOH – CH 3 COO? +H+

Dissotsiatsioonireaktsioonide tasakaalukonstante nimetatakse dissotsiatsioonikonstandid. Dissotsiatsioonikonstandid iseloomustavad nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni: mida madalam on konstant, seda vähem nõrk elektrolüüt dissotsieerub, seda nõrgem see on.

Polüaluselised happed dissotsieeruvad järk-järgult:

H3PO4-H+ + H2PO4?

Täieliku dissotsiatsioonireaktsiooni tasakaalukonstant on võrdne dissotsiatsiooni üksikute etappide konstantide korrutisega:

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

Ostwaldi lahjendusseadus: nõrga elektrolüüdi (a) dissotsiatsiooni aste suureneb selle kontsentratsiooni vähenemisel, st lahjendamisel:

Ühise iooni mõju nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonile:ühise iooni lisamine vähendab nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooni. Niisiis, kui lisada CH 3 COOH nõrga elektrolüüdi lahusele

CH 3 COOH – CH 3 COO? +H+?<< 1

tugev elektrolüüt, mis sisaldab CH 3 COOH ühist iooni, st atsetaadi iooni, näiteks CH 3 COONa

CH 3 COOna – CH 3 COO? + Na + ? = 1

atsetaadioonide kontsentratsioon suureneb ja CH 3 COOH dissotsiatsiooni tasakaal nihkub vasakule, st happe dissotsiatsioon väheneb.

Ioonide aktiivsus A – iooni kontsentratsioon, mis väljendub selle omadustes.

Aktiivsuse tegurf– ioonide aktiivsuse suhe A keskenduda: f= a/c või A = fc.

Kui f = 1, siis on ioonid vabad ega interakteeru üksteisega. Seda esineb väga lahjendatud lahustes, nõrkade elektrolüütide lahustes jne.

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

Aktiivsustegur sõltub I lahuse ioontugevusest: mida suurem on ioontugevus, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient.

Lahuse ioontugevus I oleneb tasudest z ja ioonide kontsentratsioonid:

ma = 0,52?s z2.

Aktiivsustegur sõltub iooni laengust: mida suurem on iooni laeng, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient. Matemaatiliselt aktiivsuskoefitsiendi sõltuvus f ioontugevuse kohta I ja ioonilaeng z kirjutatud kasutades Debye-Hückeli valemit:

Ioonide aktiivsuse koefitsiente saab määrata järgmise tabeli abil:

Vesi, nõrk elektrolüüt, dissotsieerub, moodustades H+ ja OH2 ioone. Need ioonid on hüdreeritud, st ühendatud mitme veemolekuliga, kuid lihtsuse huvides on need kirjutatud mittehüdraaditud kujul

H2O - H+ + OH?.

Massimõju seaduse alusel selle tasakaalu korral:

Veemolekulide kontsentratsiooni [H 2 O] ehk moolide arvu 1 liitris vees võib pidada konstantseks ja võrdseks [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Siit:

TO[H20] = TO(H2O ) = [H+] = 10-14 (22 °C).

Vee ioonne saadus– kontsentratsioonide [H + ] ja – korrutis on konstantne väärtus konstantsel temperatuuril ja võrdne 10 -14 22°C juures.

Vee ioonsaadus suureneb temperatuuri tõustes.

pH väärtus– vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne logaritm: pH = – log. Sarnaselt: pOH = – log.

Võttes vee ioonsaaduse logaritmi, saadakse: pH + pHOH = 14.

PH väärtus iseloomustab söötme reaktsiooni.

Kui pH = 7, siis [H + ] = on neutraalne keskkond.

Kui pH< 7, то [Н + ] >- happeline keskkond.

Kui pH > 7, siis [H + ]< – щелочная среда.

Puhverlahused on lahused, milles on teatud vesinikioonide kontsentratsioon. Nende lahuste pH ei muutu lahjendamisel ja muutub vähesel määral hapete ja leeliste lisamisel.

I. Nõrga happe HA lahus, kontsentratsioon – happest ja selle sool tugeva alusega BA, kontsentratsioon – soolast. Näiteks atsetaatpuhver on äädikhappe ja naatriumatsetaadi lahus: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK happeline + log(sool/s hapu).

II. Nõrga aluse BOH lahus, kontsentratsioon - aluselisest ja selle sool tugeva happega BA, kontsentratsioon - soolast. Näiteks ammoniaagipuhver on ammooniumhüdroksiidi ja ammooniumkloriidi NH 4 OH + NH 4 Cl lahus.

pH = 14 – рК aluseline – log(soolaga/aluselisega).

Soolade hüdrolüüs– soolaioonide koostoime veega, moodustades nõrga elektrolüüdi.

Hüdrolüüsireaktsiooni võrrandite näited.

I. Soola moodustavad tugev alus ja nõrk hape:

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

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

CO32- + H2O-HC03? + OH?, pH > 7, aluseline keskkond.

Teises etapis hüdrolüüsi praktiliselt ei toimu.

II. Soola moodustavad nõrk alus ja tugev hape:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

Al 3+ + 3Cl? + H2O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?

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

Teises etapis toimub hüdrolüüs vähem ja kolmandas etapis hüdrolüüs praktiliselt puudub.

III. Soola moodustavad tugev alus ja tugev hape:

K++NO3? + H2O? hüdrolüüs puudub, pH? 7.

IV. Soola moodustavad nõrk alus ja nõrk hape:

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.

Mõnel juhul, kui soola moodustavad väga nõrgad alused ja happed, toimub täielik hüdrolüüs. Selliste soolade lahustuvuse tabelis on sümbol "laguneb vees":

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 v + 3H2S^

Vahetusreaktsioonides tuleks arvesse võtta täieliku hüdrolüüsi võimalust:

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

Hüdrolüüsi asteh – hüdrolüüsitud molekulide kontsentratsiooni ja lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni suhe.

Tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolade puhul:

= ptkрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Väljendist järeldub, et hüdrolüüsi aste h(st hüdrolüüs) suureneb:

a) temperatuuri tõustes, kui K(H 2 O) suureneb;

b) soola moodustava happe dissotsiatsiooni vähenemisega: mida nõrgem on hape, seda suurem on hüdrolüüs;

c) lahjendamisega: mida väiksem on c, seda suurem on hüdrolüüs.

Nõrga aluse ja tugeva happe moodustatud soolade jaoks

[H+] = ptk pH = – log.

Nõrga aluse ja nõrga happe moodustatud soolade jaoks

Protolüüs- prootonite ülekandeprotsess.

Protoliidid– happed ja alused, mis loovutavad ja võtavad vastu prootoneid.

Hape– prootonit loovutama võimeline molekul või ioon. Igal happel on vastav konjugeeritud alus. Hapete tugevust iseloomustab happekonstant K k.

H2CO3 + H2O-H3O+ + HCO3?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O-2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Alus– molekul või ioon, mis suudab vastu võtta prootoneid. Igal alusel on vastav konjugeeritud hape. Aluste tugevust iseloomustab baaskonstant K 0.

NH3? H2O (H2O) - NH4 + + OH?

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolüüdid– protoliidid, mis on võimelised prootonit vabastama ja omandama.

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

HCO3? - hape.

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

HCO3? - vundament.

Vee jaoks: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstandid K k Ja K 0 konjugeeritud happed ja alused on seotud.

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

A? + H2O - HA + OH?,

Lahusest ja sademest koosnevas süsteemis toimub kaks protsessi - sademe lahustumine ja sadestumine. Nende kahe protsessi kiiruste võrdsus on tasakaalu tingimus.

Küllastunud lahus– lahus, mis on sademega tasakaalus.

Sademe ja lahuse vahelise tasakaalu suhtes rakendatud massimõju seadus annab:

Kuna = const,

TO = K s (AgCl) = .

Üldiselt on meil:

A m B n(TV) - m A +n+n B -m

K s ( A m B n)= [A +n ] m[IN -m ] n .

LahustuvuskonstantK s(või lahustuvusprodukt PR) - ioonide kontsentratsioonide korrutis kergelt lahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses - on konstantne väärtus ja sõltub ainult temperatuurist.

Vähelahustuva aine lahustuvus s saab väljendada moolides liitri kohta. Olenevalt suurusest s ained võib jagada halvasti lahustuvateks – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l ja hästi lahustuv s>10 -2 mol/l.

Ühendite lahustuvus on seotud nende lahustuvusproduktiga.

AgCl puhul: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) sademe ja lahuse vahelise tasakaalu tingimus: = Ks.

b) ladestumise tingimus: > K s; sadestamise ajal vähenevad ioonide kontsentratsioonid kuni tasakaalu saavutamiseni;

c) sademe lahustumise või küllastunud lahuse olemasolu tingimus:< K s; Sademe lahustumisel suureneb ioonide kontsentratsioon kuni tasakaalu saavutamiseni.

Koordinatsiooni (kompleks) ühendid on ühendid, millel on doonor-aktseptor side.

K 3 jaoks:

välissfääri ioonid - 3K +,

sisesfääri ioon – 3-,

kompleksimoodustaja – Fe 3+,

ligandid – 6CN?, nende hammastik – 1,

kooskõlastusnumber – 6.

Näited kompleksimoodustajatest: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ jne.

Ligandide näited: polaarsed molekulid H 2 O, NH 3, CO ja anioonid CN2, Cl2, OH? ja jne.

Koordinatsiooninumbrid: tavaliselt 4 või 6, harvem 2, 3 jne.

Nomenklatuur. Kõigepealt nimetatakse aniooni (nimetavas käändes), seejärel katiooniks (genitiivis). Mõnede ligandide nimetused: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – tsüano, Cl? – kloro, OH? - hüdrokso. Koordinatsiooninumbrite nimetused: 2 – di, 3 – kolm, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – heksa. Kompleksi moodustava aine oksüdatsiooniaste on näidatud:

Cl-diamiinihõbe(I)kloriid;

SO 4 – tetramiinvask(II)sulfaat;

K 3 – kaaliumheksatsüanoferraat(III).

Valentssidemete teooria eeldab keskaatomi orbitaalide hübridiseerumist. Saadud hübriidorbitaalide asukoht määrab komplekside geomeetria.

Diamagnetiline kompleksioon Fe(CN) 6 4-.

Tsüaniidi ioon – doonor

Raua ioonil Fe 2+ – aktseptoril – on valem 3d 6 4s 0 4p 0. Võttes arvesse kompleksi diamagnetilist olemust (kõik elektronid on paaris) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil d 2 sp 3- hübridiseerimine:

Kompleks on diamagnetiline, madala spinniga, intraorbitaalne, stabiilne (väliseid elektrone ei kasutata), oktaeedriline ( d 2 sp 3-hübridiseerimine).

Paramagnetiline kompleksioon FeF 6 3-.

Fluoriioon on doonor.

Raua ioonil Fe 3+ – aktseptoril – on valem 3d 5 4s 0 4p 0 . Võttes arvesse kompleksi paramagnetilisust (elektronid on sidestatud) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil sp 3 p 2- hübridiseerimine:

Kompleks on paramagnetiline, suure spinniga, välisorbitaalne, ebastabiilne (kasutatakse väliseid 4d orbitaale), oktaeedriline ( sp 3 p 2-hübridiseerimine).

Lahuses olevad koordinatsiooniühendid dissotsieeruvad täielikult sisemise ja välimise sfääri ioonideks.

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

Sisemise sfääri ioonid, st kompleksioonid, dissotsieeruvad metalliioonideks ja ligandideks, nagu nõrgad elektrolüüdid, etapiviisiliselt.

Kus K 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 nimetatakse ebastabiilsuse konstantideks ja iseloomustada komplekside dissotsiatsiooni: mida madalam on ebastabiilsuse konstant, mida vähem kompleks dissotsieerub, seda stabiilsem see on.