Könnyű képletek a kémiához. Kémiai képletek szótára

több alapfogalom és képlet.

Minden anyagnak más a tömege, sűrűsége és térfogata. Egy elemből származó fémdarab többszöröse lehet, mint egy másik fém pontosan azonos méretű darabjának.

Anyajegy(anyajegyek száma)

kijelölés: anyajegy, nemzetközi: mol- az anyag mennyiségének mértékegysége. Megfelel a benne lévő anyag mennyiségének N.A. részecskék (molekulák, atomok, ionok) Ezért egy univerzális mennyiséget vezettek be - anyajegyek száma. A feladatokban gyakran előforduló kifejezés a „kapott... mol anyag"

N.A.= 6,02 1023

N.A.- Avogadro száma. Szintén „szám megegyezés szerint”. Hány atom van egy ceruza hegyében? Körülbelül ezer. Ilyen mennyiségekkel nem kényelmes dolgozni. Ezért a kémikusok és a fizikusok világszerte egyetértettek abban, hogy 6,02 × 1023 részecskét (atomokat, molekulákat, ionokat) jelöljünk 1 mol anyagokat.

1 mol = 6,02 1023 részecske

Ez volt az első a problémamegoldó alapképletek közül.

Anyag moláris tömege

Moláris tömeg az anyag egy tömege mol anyag.

Jelölve: Mr. A periódusos rendszer szerint található - ez egyszerűen egy anyag atomtömegének összege.

Például kénsavat kapunk - H2SO4. Számítsuk ki egy anyag moláris tömegét: atomtömeg H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

A második szükséges képlet a problémák megoldásához

anyag tömegképlete:

Vagyis egy anyag tömegének meghatározásához ismerni kell a mólszámot (n), és a periódusos rendszerből megtaláljuk a moláris tömeget.

A tömeg megmaradásának törvénye - A kémiai reakcióba lépő anyagok tömege mindig megegyezik a keletkező anyagok tömegével.

Ha ismerjük a reakcióba lépő anyagok tömegét, akkor meg tudjuk határozni a reakció termékeinek tömegét. És fordítva.

A kémiai feladatok megoldásának harmadik képlete az

anyag térfogata:

Honnan jött a 22,4-es szám? Tól től Avogadro törvénye:

azonos térfogatú, azonos hőmérsékleten és nyomáson vett különböző gázok azonos számú molekulát tartalmaznak.

Az Avogadro törvénye szerint 1 mól ideális gáz normál körülmények között (n.s.) azonos térfogatú. Vm= 22.413 996(39) l

Azaz, ha a feladatban normál feltételeket adunk, akkor a mólszám (n) ismeretében megtalálhatjuk az anyag térfogatát.

Így, problémamegoldó alapképletek kémiában

Avogadro számaN.A.

6,02 1023 részecske

Az anyag mennyisége n (mol)

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

Az anyag tömege m (g)

Anyag térfogata V(l)

V=n 22,4 (l\mol)

Ezek képletek. Gyakran a problémák megoldásához először fel kell írni a reakcióegyenletet, és (szükséges!) el kell rendezni az együtthatókat - arányuk meghatározza a molek arányát a folyamatban.

Fő:

Kuznetsova N.E. satöbbi. Kémia. 8. osztály-10. évfolyam – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Kémia.11. évfolyam 2 részben, 2005-2007.

Egorov A.S. Kémia. Új felsőoktatási felkészítő tankönyv. Rostov n/d: Főnix, 2004.– 640 p.

Egorov A.S. Kémia: korszerű tanfolyam az egységes államvizsgára való felkészüléshez. Rostov n/a: Főnix, 2011. (2012) – 699 p.

Egorov A.S. Saját kezelési útmutató kémiai problémák megoldásához. – Rostov-on-Don: Főnix, 2000. – 352 p.

Kémiai/oktatói kézikönyv egyetemekre jelentkezők számára. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 p.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problémák a kémiában az egyetemekre jelentkezők számára. M.: Felsőiskola. 2007.–302p.

További:

Vrublevszkij A.I.. Oktatási és képzési anyagok a kémia központosított tesztelésére való felkészüléshez / A.I. Vrublevszkij – Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 p.

Vrublevszkij A.I.. 1000 kémiai probléma transzformációs láncokkal és kontrolltesztekkel iskolásoknak és jelentkezőknek – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 p.

Egorov A.S.. Mindenféle számítási feladat kémiából az egységes államvizsgára való felkészüléshez – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 p.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. A kémia vizsgára való felkészülés jellemző feladatai, gyakorlatai. – Rostov n/d: Főnix, 2005. – 448 p.

Egységes államvizsga 2007. Kémia. Oktatási és képzési anyagok a hallgatók felkészítéséhez / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 p.

Egységes államvizsga 2011. Kémia. Oktatási és képzési készlet szerk. A.A. Kaverina. – M.: Nemzetnevelés, 2011.

Az egyetlen valódi lehetőségek az egységes államvizsgára való felkészüléshez. Egységes államvizsga 2007. Kémia/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Federal Testing Center, 2007.–151 p.

Kaverina A.A. A tanulók felkészítésének optimális feladatbankja. Egységes államvizsga 2012. Kémia. Tankönyv./ A.A. Kaverina, D. Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvegyev, M.G. Snastina. – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 p.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovjova M.V.. A 10 hónapos levelező tagozatos felkészítő tagozatos hallgatók tesztjei mellett tesztfeladatok (módszertani utasítások). Krasznodar, 2004. – P. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Kémia. Egységes államvizsga 2011. Képzési tesztek. Rostov n/d: Főnix, 2011.– 349 p.

Litvinova T.N.. Kémia. Tesztek az egységes államvizsgához. Rostov n/d.: Főnix, 2012. - 284 p.

Litvinova T.N.. Kémia. Törvények, az elemek és vegyületeik tulajdonságai. Rostov n/d.: Főnix, 2012. - 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovjova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Kémia az egyetemekre jelentkezők feladataiban – M.: Onyx Kiadó Kft.: Mir és Oktatási Kiadó LLC, 2009. – 832 p.

Kémia oktatási és módszertani komplexum orvosi és biológiai osztályos hallgatók számára, szerk. T.N. Litvinova. – Krasznodar.: KSMU, – 2008.

Kémia. Egységes államvizsga 2008. Felvételi vizsgák, oktatási segédlet / szerk. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Légió, 2008.– 271 p.

A kémiával foglalkozó weboldalak listája:

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

2. Kémia mindenkinek. Elektronikus kézikönyv a teljes kémia kurzushoz.

http:// www. informika. ru/ szöveg/ adatbázis/ kémia/ RAJT. html

3. Iskolai kémia - kézikönyv. http:// www. iskolakémia. által. ru

4. Kémia tanár. http://www. chemistry.nm.ru

Internetes források

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Kémia mindenkinek. Elektronikus kézikönyv a teljes kémia kurzushoz.

http:// www. informika. ru/ szöveg/ adatbázis/ kémia/ RAJT. html

Iskolai kémia - kézikönyv. http:// www. iskolakémia. által. ru

http://www.classchem.narod.ru

Kémia tanár. http://www. chemistry.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- oktatási internetes források a kémiáról

http://schoolchemistry.by.ru/- iskolai kémia. Ezen az oldalon lehetőség van online tesztelésre különféle témákban, valamint az egységes államvizsga demó verzióira

Kémia és élet – XXI. század: népszerű tudományos folyóirat. http:// www. hij. ru

>> Kémiai képletek

Kémiai képletek

Az ebben a bekezdésben található anyag segít Önnek:

> megtudja, mi a kémiai képlet;
> olvassa el az anyagok, atomok, molekulák, ionok képleteit;
> helyesen használja a „képletegység” kifejezést;
> ionos vegyületek kémiai képleteinek összeállítása;
> jellemezze egy anyag, molekula, ion összetételét egy kémiai képlet segítségével.

Kémiai formula.

Mindenkinek megvan anyagokat van egy név. Nevéből azonban nem lehet meghatározni, hogy egy anyag milyen részecskékből áll, hány és milyen atomot tartalmaznak molekulái, ionjai, és milyen töltésűek az ionok. Az ilyen kérdésekre a választ egy speciális rekord - egy kémiai képlet - adja meg.

A kémiai képlet egy atom, molekula, ion vagy anyag megjelölése szimbólumokkal kémiai elemekés indexek.

Az atom kémiai képlete a megfelelő elem szimbóluma. Például az alumínium atomot az Al, a szilícium atomot az Si szimbólummal jelöljük. Az egyszerű anyagoknak is vannak ilyen képletei - a fém alumínium, az atomszerkezetű nemfém szilícium.

Kémiai formula Egy egyszerű anyag molekulái a megfelelő elem szimbólumát és az alsó indexet tartalmazzák - egy kis szám alá és jobbra írva. Az index a molekulában lévő atomok számát jelzi.

Egy oxigénmolekula két oxigénatomból áll. Kémiai képlete O 2. Ezt a képletet úgy olvassuk le, hogy először az elem szimbólumát, majd az indexet ejtjük ki: „o-kettő”. Az O2 képlet nemcsak a molekulát jelöli, hanem magát az oxigént is.

Az O2 molekulát kétatomosnak nevezik. A hidrogén, nitrogén, fluor, klór, bróm és jód egyszerű anyagok hasonló molekulákból állnak (általános képletük E 2).

Az ózon háromatomos molekulákat tartalmaz, a fehér foszfor négyatomos molekulákat, a kén pedig nyolcatomos molekulákat tartalmaz. (Írja fel ezeknek a molekuláknak a kémiai képleteit.)

H 2
O2
N 2
Cl2
BR 2
én 2

Egy összetett anyag molekulájának képletében fel kell írni azoknak az elemeknek a szimbólumait, amelyek atomjai benne vannak, valamint az indexeket. Egy szén-dioxid molekula három atomból áll: egy szénatomból és két oxigénatomból. Kémiai képlete CO 2 ("tse-o-two"). Ne feledje: ha egy molekula bármely elemből egy atomot tartalmaz, akkor a megfelelő index, azaz az I nincs beírva a kémiai képletbe. A szén-dioxid molekula képlete egyben magának az anyagnak a képlete is.

Egy ion képletében a töltése is fel van írva. Ehhez használjon felső indexet. A töltés mértékét egy számmal jelzi (nem írnak), majd egy jellel (plusz vagy mínusz). Például egy +1 töltésű nátriumion képlete Na + (nátrium-plusz), a klórion - I - SG - töltésű ("klór-mínusz"), a hidroxidion pedig töltéssel - I - OH - ("o-hamu-mínusz"), egy karbonát ion töltéssel -2 - CO 2- 3 ("ce-o-three-two-minus").

Na+,Cl-
egyszerű ionok

OH - , CO 2- 3
komplex ionok

Az ionos vegyületek képleteiben először a töltések feltüntetése nélkül írjuk fel a pozitív töltésűeket ionok, majd - negatív töltésű (2. táblázat). Ha a képlet helyes, akkor a benne lévő összes ion töltésének összege nulla.

2. táblázat
Néhány ionos vegyület képlete

Egyes kémiai képletekben zárójelben egy atomcsoport vagy egy komplex ion szerepel. Példaként vegyük az oltott mész Ca(OH) 2 képletét. Ez egy ionos vegyület. Minden Ca 2+ ionhoz két OH - ion tartozik. A vegyület képlete a következő: kalcium-o-hamu-kétszer”, de nem „kalcium-o-hamu-kettő”.

Néha a kémiai képletekben az elemek szimbólumai helyett „idegen” betűket, valamint indexbetűket írnak. Az ilyen képleteket gyakran általánosnak nevezik. Példák az ilyen típusú képletekre: ECI n, E n O m, F x O y. Első
a képlet a klórt tartalmazó elemek egy csoportját jelöli, a második az oxigéntartalmú elemek vegyületeinek csoportját, a harmadik pedig akkor használatos, ha a Ferrum vegyület kémiai képlete Oxigén ismeretlen és
telepíteni kell.

Ha két különálló neonatomot, két oxigénmolekulát, két szén-dioxid molekulát vagy két nátriumiont kell megjelölnie, használja a 2Ne, 20 2, 2C0 2, 2Na + jelöléseket. A kémiai képlet előtti számot együtthatónak nevezzük. Az I együttható, az I indexhez hasonlóan, nincs írva.

Képlet egység.

Mit jelent a 2NaCl jelölés? NaCl-molekulák nem léteznek; A konyhasó egy ionos vegyület, amely Na + és Cl - ionokból áll. Ezen ionok egy párját egy anyag képletegységének nevezzük (a 44. ábra a) pontján kiemelve. Így a 2NaCl jelölés a konyhasó két képletegységét jelenti, azaz két pár Na + és C l- iont.

A „képletegység” kifejezést nemcsak ionos, hanem atomi szerkezetű összetett anyagokra is használják. Például a kvarc SiO 2 képletegysége egy szilíciumatom és két oxigénatom kombinációja (44. ábra, b).

Rizs. 44. képletegységek ionos (a) atomszerkezetű vegyületekben (b)

A képletegység egy anyag legkisebb „építőköve”, legkisebb ismétlődő töredéke. Ez a töredék lehet atom (egy egyszerű anyagban), molekula(egyszerű vagy összetett anyagban),
atomok vagy ionok gyűjteménye (egy összetett anyagban).

Gyakorlat. Készítsen kémiai képletet egy Li + i SO 2-4 iont tartalmazó vegyületre! Nevezze meg ennek az anyagnak a képletegységét!

Megoldás

Egy ionos vegyületben az összes ion töltésének összege nulla. Ez akkor lehetséges, ha minden SO 2-4 ionhoz két Li + ion tartozik. Ezért a vegyület képlete Li 2SO 4.

Egy anyag képletegysége három ion: két Li + ion és egy SO 2- 4 ion.

Egy anyag minőségi és mennyiségi összetétele.

A kémiai képlet információkat tartalmaz egy részecske vagy anyag összetételéről. A minőségi összetétel jellemzésekor megnevezik a részecskét vagy anyagot alkotó elemeket, a mennyiségi összetétel jellemzésekor pedig:

Az egyes elemek atomjainak száma egy molekulában vagy komplex ionban;
a különböző elemek vagy ionok atomjainak aránya egy anyagban.

Gyakorlat. Ismertesse a metán CH 4 (molekuláris vegyület) és a szóda Na 2 CO 3 (ionos vegyület) összetételét!

Megoldás

A metánt a szén és a hidrogén elemek képezik (ez minőségi összetétel). Egy metánmolekula egy szénatomot és négy hidrogénatomot tartalmaz; arányuk a molekulában és az anyagban

N(C): N(H)=1:4 (kvantitatív összetétel).

(Az N betű a részecskék - atomok, molekulák, ionok - számát jelöli.

A szódát három elem alkotja - nátrium, szén és oxigén. Pozitív töltésű Na + ionokat tartalmaz, mivel a nátrium fémes elem, és negatív töltésű CO -2 3 ionokat (minőségi összetétel).

Az elemek és ionok atomjainak aránya egy anyagban a következő:

következtetéseket

A kémiai képlet egy atom, molekula, ion, anyag rögzítése kémiai elemek és indexek szimbólumaival. Az egyes elemek atomjainak számát a képletben alsó index segítségével, az ion töltését pedig felső index jelöli.

A képletegység egy anyag részecskéje vagy részecskéinek gyűjteménye, amelyet a kémiai képlete képvisel.

A kémiai képlet egy részecske vagy anyag minőségi és mennyiségi összetételét tükrözi.

?
66. Milyen információkat tartalmaz egy kémiai képlet egy anyagról vagy részecskéről?

67. Mi a különbség az együttható és az alsó index között a kémiai jelölésben? Egészítse ki válaszát példákkal! Mire használják a felső indexet?

68. Olvassa el a képleteket: P 4, KHCO 3, AI 2 (SO 4) 3, Fe(OH) 2 NO 3, Ag +, NH + 4, CIO - 4.

69. Mit jelentenek a bejegyzések: 3H 2 0, 2H, 2H 2, N 2, Li, 4Cu, Zn 2+, 50 2-, NO - 3, 3Ca(0H) 2, 2CaC0 3?

70. Írja le a következő kémiai képleteket: es-o-három; bór-két-o-három; hamu-en-o-kettő; króm-o-hamu-háromszor; nátrium-hamu-es-o-4; en-ash-four-double-es; bárium-két plusz; pe-o-négy-három-mínusz.

71. Állítsa össze egy olyan molekula kémiai képletét, amely a) egy nitrogénatomot és három hidrogénatomot tartalmaz; b) négy atom hidrogén, két atom foszfor és hét atom oxigén.

72. Mi a képlet mértékegysége: a) a szóda Na 2 CO 3 -ra; b) az ionos vegyülethez Li 3 N; c) az atomszerkezetű B 2 O 3 vegyületre?

73. Készítsen képletet minden olyan anyagra, amely csak a következő ionokat tartalmazhatja: K + , Mg2 + , F - , SO -2 4 , OH - .

74. Ismertesse a következők minőségi és mennyiségi összetételét:

a) molekuláris anyagok - klór Cl 2, hidrogén-peroxid (hidrogén-peroxid) H 2 O 2, glükóz C 6 H 12 O 6;
b) ionos anyag - nátrium-szulfát Na2SO4;
c) ionok H 3 O +, HPO 2- 4.

Popel P. P., Kryklya L. S., Kémia: Pidruch. 7. osztály számára zagalnosvit. navch. záró - K.: VC "Akadémia", 2008. - 136 p.: ill.

Kémia– az anyagok összetételének, szerkezetének, tulajdonságainak és átalakulásának tudománya.

Atom-molekuláris tudomány. Az anyagok kémiai részecskékből (molekulák, atomok, ionok) állnak, amelyek összetett szerkezetűek és elemi részecskékből (protonok, neutronok, elektronok) állnak.

Atom– semleges részecske, amely pozitív magból és elektronokból áll.

Molekula– kémiai kötéssel összekapcsolt, stabil atomcsoport.

Kémiai elem– azonos magtöltésű atomok típusa. Elem jelöli

ahol X az elem szimbóluma, Z– az elem sorszáma az elemek periódusos rendszerében D.I. Mengyelejev, A- tömegszám. Sorozatszám Z egyenlő az atommag töltésével, az atommagban lévő protonok számával és az atomban lévő elektronok számával. Tömegszám A egyenlő az atomban lévő protonok és neutronok számának összegével. A neutronok száma egyenlő a különbséggel A–Z.

Izotópok– ugyanazon elem különböző tömegszámú atomjai.

Relatív atomtömeg(A r) egy természetes izotópösszetételű elem atomjának átlagos tömegének és a 12 C szénizotóp atomjának tömegének 1/12-éhez viszonyított aránya.

Relatív molekulatömeg(M r) egy természetes izotóp összetételű anyag molekulája átlagos tömegének és a 12 C szénizotóp atomjának tömegének 1/12-éhez viszonyított aránya.

Atomtömeg mértékegysége(a.u.m) – a 12 C szénizotóp egy atomjának tömegének 1/12-e. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 év

Anyajegy– annyi szerkezeti egységet (atomot, molekulát, iont) tartalmazó anyag mennyisége, ahány atom van 0,012 kg 12 C szénizotópban. Anyajegy– a 6,02 10 23 szerkezeti egységet (atomokat, molekulákat, ionokat) tartalmazó anyag mennyisége.

n = N/N A, Ahol n– az anyag mennyisége (mol), N– részecskék száma, a N A– Avogadro állandója. Egy anyag mennyiségét a v szimbólummal is jelölhetjük.

Avogadro állandó N A = 6,02 10 23 részecske/mol.

Moláris tömegM(g/mol) – az anyag tömegének aránya m d) az anyag mennyiségére n(mol):

M = m/n, ahol: m = M nÉs n = m/M.

A gáz moláris térfogataV M(l/mol) – gáztérfogat arány V l) ennek a gáznak az anyagmennyiségére n(mol). Normál körülmények között V M = 22,4 l/mol.

Normál körülmények: hőfok t = 0°C, ill T = 273 K, nyomás p = 1 atm = 760 mm. rt. Művészet. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, ahol: V = V MnÉs n = V/V M.

Az eredmény egy általános képlet:

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

Egyenértékű- valós vagy fiktív részecske, amely kölcsönhatásba lép egy hidrogénatommal, vagy helyettesíti azt, vagy más módon egyenértékű vele.

Moláris tömegekvivalensek M e– egy anyag tömegének az anyag ekvivalenseinek számához viszonyított aránya: M e = m/n (ekv) .

A töltéscsere reakciókban az anyagegyenértékek moláris tömege az

moláris tömeggel M egyenlő: M e = M/(n=m).

Redox reakciókban egy moláris tömegű anyag egyenértékeinek moláris tömege M egyenlő: M e = M/n(e), Ahol n(e)– az átvitt elektronok száma.

Az egyenértékek törvénye– az 1. és 2. reaktáns tömege arányos ekvivalenseik moláris tömegével. m 1 /m 2= M E1/M E2, vagy m 1 /M E1 = m 2 /M E2, vagy n 1 = n 2, Ahol m 1És m 2– két anyag tömege, M E1És M E2– az egyenértékek moláris tömegei, n 1És n 2– ezen anyagok egyenértékeinek száma.

Megoldások esetén az ekvivalens törvénye a következőképpen írható fel:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Ahol E1-gyel, E2-vel, V 1-gyelÉs V 2– e két anyag ekvivalenseinek moláris koncentrációi és oldatainak térfogatai.

Egyesült gáztörvény: pV = nRT, Ahol p– nyomás (Pa, kPa), V– térfogat (m 3, l), n– gázanyag mennyisége (mol), T – hőmérséklet (K), T(K) = t(°C) + 273, R- állandó, R= 8,314 J/(K2 mol), ahol J = Pa m3 = kPa l.

Hullám-részecske kettősség anyag - az az elképzelés, hogy minden tárgynak lehetnek hullám- és korpuszkuláris tulajdonságai is. Louis de Broglie egy képletet javasolt, amely összekapcsolja az objektumok hullám- és korpuszkuláris tulajdonságait: ? = h/(mV), Ahol h- Planck állandó, ? – az egyes tömegű testeknek megfelelő hullámhossz més a sebesség V. Bár a hullámtulajdonságok minden objektumra léteznek, ezek csak az atom és egy elektron tömegével megegyező tömegű mikroobjektumok esetében figyelhetők meg.

Heisenberg bizonytalansági elve: ?(mV x) ?х > h/2n vagy ?V x ?x > h/(2?m), Ahol m- részecske tömeg, x- a koordinátája, Vx- sebesség irányába x, ?– bizonytalanság, meghatározási hiba. A bizonytalansági elv azt jelenti, hogy a pozíció (koordináta) egyidejű jelzése lehetetlen. x)és a sebesség (V x) részecskék.

A kis tömegű részecskék (atomok, atommagok, elektronok, molekulák) nem részecskék a newtoni mechanika értelmében, és nem vizsgálhatók a klasszikus fizika által. Ezeket a kvantumfizika tanulmányozza.

Főkvantumszámn 1, 2, 3, 4, 5, 6 és 7 értékeket vesz fel, amelyek megfelelnek a K, L, M, N, O, P és Q elektronikus szinteknek (rétegeknek).

Szint– az a tér, ahol azonos számú elektronok találhatók n. A különböző szintű elektronok térben és energetikailag elkülönülnek egymástól, hiszen a szám n meghatározza az elektronenergiát E(a több n, a több E)és távolság R az elektronok és az atommag között (minél több n, a több R).

Orbitális (oldalsó, azimutális) kvantumszáml számtól függő értékeket vesz fel n:l= 0, 1,…(n-1). Például ha n= 2, akkor l = 0, 1; Ha n= 3, akkor l = 0, 1, 2. Szám l az alszintet (alréteget) jellemzi.

Alszint– az a tér, ahol az elektronok bizonyos nÉs l. Egy adott szint alszintjei a számtól függően vannak kijelölve l:s- Ha l = 0, p- Ha l = 1, d- Ha l = 2, f- Ha l = 3. Egy adott atom alszintjeit a számok függvényében jelöljük ki nÉs l, például: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), stb. Egy adott szint alszintjei eltérő energiájúak (annál több l, a több E): E s< E < Е А < … és az ezeket az alszinteket alkotó pályák különböző alakjai: az s-pálya golyó alakú, p-az orbitális súlyzó alakú, stb.

Mágneses kvantumszámm 1 az orbitális mágneses momentum orientációját jellemzi, egyenlő l, térben a külső mágneses térhez képest, és a következő értékeket veszi fel: – l,…-1, 0, 1,…l, azaz összesen (2l + 1) érték. Például ha l = 2, akkor m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitális(egy részszint része) – az a tér, ahol bizonyos elektronok (legfeljebb kettő) találhatók n, l, m 1. Alszint tartalmaz 2l+1 orbitális. Például, d– az alszint öt d-pályát tartalmaz. Azonos alszintű, különböző számú pályák m 1, ugyanolyan energiával bírnak.

Mágneses centrifugálási számKisasszony jellemzi az elektron saját mágneses momentumának s, egyenlő?, orientációját a külső mágneses térhez képest, és két értéket vesz fel: +? És _ ?.

Az atomban lévő elektronok szinteket, alszinteket és pályákat foglalnak el a következő szabályok szerint.

Pauli szabálya: Egy atomban két elektronnak nem lehet négy azonos kvantumszáma. Legalább egy kvantumszámban különbözniük kell.

A Pauli-szabályból az következik, hogy egy pálya legfeljebb két elektront tartalmazhat, egy részszint legfeljebb 2 (2l + 1) elektront, egy szint nem tartalmazhat többet. 2n 2 elektronok.

Klecskovszkij szabálya: az elektronikus részszinteket növekvő mennyiségi sorrendben töltjük ki (n + l),és azonos összeg esetén (n+l)– szám szerint növekvő sorrendben n.

Klecskovszkij-szabály grafikus formája.

Klechkovsky szabálya szerint az alszinteket a következő sorrendben kell kitölteni: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Bár az alszintek kitöltése a Klechkovsky-szabály szerint történik, az elektronikus képletben az alszintek szintenként egymás után vannak felírva: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f stb. Így a bróm atom elektronképletét a következőképpen írjuk fel: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5.

Számos atom elektronikus konfigurációja eltér a Klechkovsky-szabály által megjósolttól. Tehát a Cr és a Cu esetében:

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

Hunda uralma (Gunda): Egy adott részszint pályáinak kitöltése úgy történik, hogy a teljes spin maximális legyen. Egy adott részszint pályáit először egy-egy elektron tölti meg.

Az atomok elektronikus konfigurációi szintek, alszintek, pályák szerint írhatók. Például a P(15e) elektronikus képlet felírható:

a) szintek szerint)2)8)5;

b) alszintek szerint 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) orbitálisan

Példák egyes atomok és ionok elektronikus képleteire:

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

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

A vegyértékkötés módszere szerint az A és B atomok között kötés jön létre egy elektronpár megosztásával.

A vegyérték jellemzi az atomok azon képességét, hogy kémiai kötéseket képezzenek, és egyenlő az atom által létrehozott kémiai kötések számával. A vegyértékkötés módszere szerint a vegyérték egyenlő a megosztott elektronpárok számával, kovalens kötés esetén pedig a vegyérték egyenlő az alap- vagy gerjesztett állapotú atom külső szintjén lévő párosítatlan elektronok számával. .

Például a szén és a kén esetében:

Telíthetőség kovalens kötés: az atomok vegyértéküknek megfelelő, korlátozott számú kötést alkotnak.

Atompályák hibridizációja– az atom különböző részszintjeinek atomi pályáinak (AO) keveredése, amelyek elektronjai részt vesznek az ekvivalens?-kötések kialakításában. A hibrid orbitális (HO) ekvivalencia magyarázza a kialakult kémiai kötések egyenértékűségét. Például egy négyértékű szénatom esetén van egy 2s–és három 2p-elektron. A CH 4, CF 4 stb. molekulákban a szén által alkotott négy p-kötés egyenértékűségének magyarázata, atomi egy s-és három R- pályákat négy egyenértékű hibrid váltja fel sp 3-pályák:

Fókusz A kovalens kötés az, hogy a közös elektronpárt alkotó pályák maximális átfedésének irányában jön létre.

A hibridizáció típusától függően a hibrid pályáknak meghatározott helyük van a térben:

sp– lineáris, a pályák tengelyei közötti szög 180°;

sp 2– háromszög alakú, a pályák tengelyei közötti szögek 120°;

sp 3– tetraéder, a pályák tengelyei közötti szögek 109°;

sp 3 d 1– trigonális-bipiramis alakú, szögek 90° és 120°;

sp 2 d 1– négyzet, a pályák tengelyei közötti szögek 90°;

sp 3 d 2– oktaéder, a pályák tengelyei közötti szögek 90°-osak.

A molekuláris pályák elmélete szerint egy molekula atommagokból és elektronokból áll. A molekulákban az elektronok molekuláris pályákon (MO) helyezkednek el. A külső elektronok MO-i összetett szerkezetűek, és a molekulát alkotó atomok külső pályáinak lineáris kombinációjának tekintik. A kialakult MO-k száma megegyezik a kialakításukban részt vevő AO-k számával. Az MO-k energiái lehetnek alacsonyabbak (kötő MO-k), egyenlők (nem kötő MO-k) vagy magasabbak (antibonding MO-k), mint az őket alkotó AO-k energiái.

A JSC együttműködési feltételei

1. Az AO kölcsönhatásba lép, ha hasonló energiákkal rendelkeznek.

2. Az AO-k kölcsönhatásba lépnek, ha átfedik egymást.

3. Az AO kölcsönhatásba lép, ha a megfelelő szimmetriával rendelkeznek.

Egy AB kétatomos molekula (vagy bármely lineáris molekula) esetében az MO szimmetriája lehet:

Ha egy adott MO-nak van szimmetriatengelye,

Ha egy adott MO-nak van szimmetriasíkja,

Ha az MO-nak két merőleges szimmetriasíkja van.

Az elektronok jelenléte a kötő MO-kon stabilizálja a rendszert, mivel csökkenti a molekula energiáját az atomok energiájához képest. A molekula stabilitását jellemzik n kötvényrend, egyenlő: n = (n fény – n méret)/2, Ahol n fény és n méretű - az elektronok száma a kötő- és antikötőpályákon.

Az MO-k elektronokkal való feltöltése ugyanazok a szabályok szerint történik, mint az AO-k feltöltése egy atomban, nevezetesen: Pauli-szabály (egy MO-n nem lehet kettőnél több elektron), Hund-szabály (a teljes spinnek maximumnak kell lennie) stb. .

Az első periódusú 1s-AO atomok (H és He) kölcsönhatása a kötés?-MO és az antikötés?*-MO kialakulásához vezet:

Molekulák elektronikus képletei, kötésrendjei n, kísérleti kötési energiák Eés intermolekuláris távolságok R az első periódus atomjaiból származó kétatomos molekulákat a következő táblázat tartalmazza:

A második periódus többi atomja a 2s-AO mellett 2p x -, 2p y – és 2p z -AO-t is tartalmaz, amelyek kölcsönhatás során?– és?-MO képződhetnek. Az O, F és Ne atomok esetében a 2s– és 2p-AO energiái jelentősen eltérnek egymástól, és az egyik atom 2s-AO-ja és egy másik atom 2p-AO-ja közötti kölcsönhatás elhanyagolható, figyelembe véve a kölcsönhatást Két atom 2s-AO-ja külön a 2p-AO-juk kölcsönhatásától. Az O 2, F 2, Ne 2 molekulák MO sémájának formája a következő:

A B, C, N atomok esetében a 2s– és 2p-AO energiái közel állnak egymáshoz, és az egyik atom 2s-AO-ja kölcsönhatásba lép egy másik atom 2p z-AO-jával. Ezért az MO-k sorrendje a B 2, C 2 és N 2 molekulákban eltér az O 2, F 2 és Ne 2 molekulák MO-inak sorrendjétől. Az alábbiakban a B 2, C 2 és N 2 molekulák MO-sémája látható:

A megadott MO-sémák alapján például felírható az O 2, O 2 + és O 2 ? molekulák elektronképlete:

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.

Az O 2 molekula esetében az MO elmélet lehetővé teszi, hogy előre jelezzük ennek a molekulának a nagyobb erősségét, mivel n = 2, a kötési energiák és a magközi távolságok változásának természete az O 2 + – O 2 – O 2 ? sorozatban, valamint az O 2 molekula paramágnesessége, amelynek felső MO-ja két párosítatlan elektront tartalmaz.

Ionos kötés– elektrosztatikus kötés ellentétes töltésű ionok között. Az ionos kötés a poláris kovalens kötés szélsőséges esetének tekinthető. Ionos kötés akkor jön létre, ha az atomok elektronegativitásbeli különbsége X nagyobb, mint 1,5–2,0.

Az ionos kötés az nem irányított nem telíthető kommunikáció Egy NaCl kristályban a Na+ iont az összes Cl ion vonzza? és az összes többi Na + ion taszítja, függetlenül a kölcsönhatás irányától és az ionok számától. Ez határozza meg az ionos kristályok nagyobb stabilitását az ionos molekulákhoz képest.

Hidrogén kötés– kötés egy molekula hidrogénatomja és egy másik molekula elektronegatív atomja (F, CI, N) között.

A hidrogénkötés megléte magyarázza a víz rendellenes tulajdonságait: a víz forráspontja sokkal magasabb, mint kémiai analógjaié: t kip (H 2 O) = 100 °C, és t kip (H 2 S) = - 61 °C. A H 2 S molekulák között nem jön létre hidrogénkötés.

Energia(E)- munkatermelő képesség. Az (A) mechanikai munkát például gázzal hajtják végre a tágulása során: A = p?V.

Az energiaelnyeléssel járó reakciók a következők: endoterm.

Az energia felszabadulásával járó reakciók a következők: hőtermelő.

Az energia fajtái: hő, fény, elektromos, vegyi, atomenergia stb.

Energiafajták: kinetikai és potenciális.

Kinetikus energia– a mozgó test energiája, ez az a munka, amit a test el tud végezni, mielőtt nyugalmi állapotba kerül.

Fűtés (Q)– a kinetikus energia egy fajtája – az atomok és molekulák mozgásával kapcsolatos. Amikor egy tömegtesttel kommunikálunk (m)és a hő fajlagos hőkapacitása (c) Q -val nő a hőmérséklete? t: ?Q = m ?t-vel, ahol? t = ?Q/(c t).

Helyzeti energia- az energia, amelyet a test a test vagy alkotórészei térbeli helyzetének megváltozása következtében nyer. A kémiai kötések energiája a potenciális energia egy fajtája.

A termodinamika első főtétele: energia átjuthat egyik típusból a másikba, de nem tűnhet el vagy nem keletkezhet.

Belső energia (U) – a testet alkotó részecskék kinetikai és potenciális energiáinak összege. A reakcióban elnyelt hő egyenlő a reakciótermékek és a reagensek belső energiájának különbségével (Q = ?U = U 2 – U 1), feltéve, hogy a rendszer nem végzett semmilyen munkát a környezettel. Ha a reakció állandó nyomáson megy végbe, akkor a felszabaduló gázok külső nyomási erőkkel szemben működnek, és a reakció során felvett hő megegyezik a belső energia változásainak összegével. ?Ués munka A = p?V. Ezt az állandó nyomáson elnyelt hőt entalpiaváltozásnak nevezzük: ? Н = ?U + p?V, meghatározó entalpia Hogyan H = U + pV. A folyékony és szilárd anyagok reakciói jelentős térfogatváltozás nélkül mennek végbe (?V = 0), akkor mi van ezekkel a reakciókkal? N közel ?U (?Н = ?U). A térfogatváltozással járó reakciókra van ?Н > ?U, ha a bővítés folyamatban van, és ?N< ?U , ha van tömörítés.

Az entalpia változását általában az anyag standard állapotára utalják: vagyis egy bizonyos halmazállapotú (szilárd, folyékony vagy gázhalmazállapotú) tiszta anyag esetében 1 atm = 101 325 Pa nyomáson, 298 K hőmérsékleten, ill. az anyagok koncentrációja 1 mol/l.

Szabványos képződésentalpia?– az azt alkotó egyszerű anyagokból 1 mól anyag képződése során felszabaduló vagy elnyelt hő normál körülmények között. Például, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Ez azt jelenti, hogy a Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) reakcióban 1 mol NaCl keletkezésekor 411 kJ energia szabadul fel.

A reakció standard entalpiája?H– az entalpia változása kémiai reakció során, a következő képlettel meghatározva: ?N = ?N arr.(Termékek) - ?N arr.(reagensek).

Tehát a reakcióhoz NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), tudva, hogy a H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, a H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol és H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol:

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

Ha? N< 0, akkor a reakció exoterm. Ha? N> 0, akkor a reakció endoterm.

Törvény Hess: A reakció standard entalpiája a reaktánsok és termékek standard entalpiájától függ, és nem függ a reakció útjától.

A spontán folyamatok nemcsak exotermek lehetnek, azaz energiacsökkenéssel járó folyamatok (?N< 0), de lehetnek endoterm folyamatok is, azaz növekvő energiájú folyamatok (?N> 0). Mindezekben a folyamatokban a rendszer „rendellenessége” fokozódik.

EntrópiaS – a rendszer rendezetlenségét jellemző fizikai mennyiség. S – standard entrópia, ?S – standard entrópia változása. Ha?S > 0, a rendellenesség fokozódik, ha AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Azoknál a folyamatoknál, amelyekben a részecskék száma csökken, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

A folyamatok spontán módon mennek végbe az energia felszabadulásával, vagyis melyikre? N< 0, és növekvő entrópiával, azaz amelyre?S > 0. Mindkét tényező figyelembevétele a kifejezéshez vezet Gibbs-energia: G = H – TS vagy? G = ?H – T?S. Olyan reakciók, amelyekben a Gibbs-energia csökken, azaz ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, ne menjen spontán módon. A?G = 0 feltétel azt jelenti, hogy a termékek és a reaktánsok között egyensúly jött létre.

Alacsony hőmérsékleten, amikor az érték T közel nulla, csak exoterm reakciók mennek végbe, mivel T?S– kevés és?G = ? N< 0. Magas hőmérsékleten az értékek T?S nagyszerű, és figyelmen kívül hagyva a méretet? N, van?G = – T?S, azaz spontán módon mennek végbe a növekvő entrópiájú folyamatok, amelyeknél?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Az AG értéke egy adott reakcióhoz a következő képlettel határozható meg:

G = ?С arr (termékek) – ?G o b p (reagensek).

Ebben az esetben a ?G o br értékei, valamint a? N arr.és?S o br nagyszámú anyag esetében speciális táblázatokban adjuk meg.

A kémiai reakció sebessége(v) a reaktánsok mólkoncentrációjának egységnyi idő alatti változása határozza meg:

Ahol v– reakciósebesség, s – a reagens moláris koncentrációja, t- idő.

A kémiai reakció sebessége a reagensek természetétől és a reakciókörülményektől (hőmérséklet, koncentráció, katalizátor jelenléte stb.) függ.

A koncentráció hatása. BAN BEN Egyszerű reakciók esetén a reakciósebesség arányos a reaktánsok koncentrációjának szorzatával, a sztöchiometrikus együtthatójukkal egyenlő hatványokban.

A reakcióhoz

ahol 1 és 2 az előre, illetve a fordított reakció irányai:

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n és

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

Ahol v- gyors reakció, k– sebességi állandó, [A] – az A anyag moláris koncentrációja.

A reakció molekularitása– a reakció elemi aktusában részt vevő molekulák száma. Egyszerű reakciókhoz, például: mA + nB> рС + qD, molekularitás egyenlő az együtthatók összegével (m + n). A reakciók lehetnek egy-, kettős- és ritkán hármas molekulák. Nagyobb molekulatömegű reakciók nem fordulnak elő.

Reakciók sorrendje egyenlő egy kémiai reakció sebességének kísérleti kifejezésében a koncentráció fokok kitevőinek összegével. Tehát egy összetett reakcióhoz

mA + nB > рС + qD a reakciósebesség kísérleti kifejezése az

v 1 = k 1 ? [A] ? ? [BAN BEN] ? és a reakció sorrendje (? +?). Hol? És? kísérleti úton találtak, és nem feltétlenül esnek egybe mÉs n ennek megfelelően, mivel az összetett reakció egyenlete több egyszerű reakció eredménye.

A hőmérséklet hatása. A reakció sebessége a molekulák közötti hatékony ütközések számától függ. A hőmérséklet emelkedése megnöveli az aktív molekulák számát, így biztosítva számukra a reakció lezajlásához szükséges energiát. aktiválási energia E hat és növeli a kémiai reakció sebességét.

Van't Hoff szabálya. Ha a hőmérséklet 10°-kal emelkedik, a reakciósebesség 2-4-szeresére nő. Matematikailag ez így van leírva:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

ahol v 1 és v 2 a reakciósebesség a kezdeti (t 1) és a végső (t 2) hőmérsékleten, ? – a reakciósebesség hőmérsékleti együtthatója, amely megmutatja, hogy a reakciósebesség hányszorosára nő a hőmérséklet 10°-os emelésével.

Pontosabban a reakciósebesség hőmérséklettől való függését fejezzük ki Arrhenius egyenlet:

k = A? e - E/(RT)

Ahol k- sebességi állandó, A– hőmérséklettől független állandó, e = 2,71828, E- aktiválási energia, R= 8,314 J/(K? mol) – gázállandó; T– hőmérséklet (K). Látható, hogy a sebességi állandó nő a hőmérséklet emelkedésével és az aktiválási energia csökkenésével.

Egy rendszer akkor van egyensúlyban, ha állapota idővel nem változik. Az előre és fordított reakciók sebességének egyenlősége a rendszer egyensúlyának megőrzésének feltétele.

A reverzibilis reakcióra példa a reakció

N2+3H2-2NH3.

A tömeghatás törvénye: a reakciótermékek koncentrációjának szorzata a kiindulási anyagok koncentrációinak szorzatához (minden koncentrációt a sztöchiometrikus együtthatójukkal egyenlő hatványokkal jelezzük) egy állandó, ún. egyensúlyi állandó.

Az egyensúlyi állandó az előrehaladó reakció előrehaladásának mértéke.

K = O – közvetlen reakció nem következik be;

K =? – a közvetlen reakció befejeződik;

K > 1 – az egyensúly jobbra tolva;

NAK NEK< 1 – az egyensúly balra tolódik.

A reakció egyensúlyi állandója NAK NEKösszefügg a standard Gibbs-energia?G változás nagyságával ugyanazon reakció esetén:

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

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

Ha NAK NEK< 1, majd lg K < 0 и?G >0, azaz ha az egyensúly balra tolódik, akkor a reakció nem megy spontán módon jobbra.

Az egyensúlyi eltolódás törvénye: Ha egy egyensúlyban lévő rendszerre külső hatást fejtenek ki, akkor a rendszerben olyan folyamat jön létre, amely ellensúlyozza a külső hatást.

Redox reakciók– az elemek oxidációs állapotának megváltozásával járó reakciók.

Oxidáció– az elektron adományozás folyamata.

Felépülés– az elektronok hozzáadásának folyamata.

Oxidálószer– elektronokat fogadó atom, molekula vagy ion.

Redukáló szer– elektronokat adományozó atom, molekula vagy ion.

Az elektronokat befogadó oxidálószerek redukált formába kerülnek:

F 2 [kb. ] + 2e > 2F? [helyreállítva].

A redukálószerek az elektronokat feladva oxidált formába mennek:

Na 0 [helyreállítás ] – 1e > Na + [kb.].

Az oxidált és redukált forma közötti egyensúlyt az jellemzi Nernst egyenletek redox potenciálra:

Ahol E 0– redoxpotenciál standard értéke; n– az átvitt elektronok száma; [helyreállítva ] és [kb. ] a vegyület moláris koncentrációja redukált, illetve oxidált formában.

A standard elektródpotenciálok értékei E 0 táblázatokban adjuk meg és jellemezzük a vegyületek oxidatív és redukciós tulajdonságait: minél pozitívabb az érték E 0, minél erősebbek az oxidáló tulajdonságok, és annál negatívabb az érték E 0, annál erősebbek a helyreállító tulajdonságok.

Például az F 2 + 2e - 2F esetén? E 0 = 2,87 volt, Na + + 1e esetén pedig - Na 0 E 0 =-2,71 volt (a redukciós reakcióknál a folyamatot mindig rögzítjük).

A redoxreakció két félreakció, az oxidáció és a redukció kombinációja, és egy elektromotoros erő (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 oké – ?E 0 visszaállítás, Ahol E 0 okéÉs? E 0 visszaállítás– az oxidálószer és a redukálószer standard potenciálja ehhez a reakcióhoz.

E.m.f. reakciók? E 0összefüggésben áll a Gibbs-szabadenergia?G és a reakció egyensúlyi állandójának változásával NAK NEK:

?G = – nF?E 0 vagy? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakciók nem szabványos koncentrációkban? E egyenlő: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K vagy? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

Egyensúly?G = 0 és?E = 0 esetén honnan jön? E =(0,059/n)lg KÉs K = 10 n?E/0,059 .

A reakció spontán végbemeneteléhez a következő összefüggéseknek kell teljesülniük: ?G< 0 или K >> 1, melyik feltételnek felel meg? E 0> 0. Ezért egy adott redoxreakció lehetőségének meghatározásához ki kell számítani az értéket? E 0. Ha? E 0 > 0, a reakció folyamatban van. Ha? E 0< 0, nincs válasz.

Galvanikus cellák– olyan eszközök, amelyek a kémiai reakció energiáját elektromos energiává alakítják.

Daniel galváneleme ZnSO 4 és CuSO 4 oldatokba merített cink és réz elektródákból áll. Az elektrolit oldatok porózus válaszfalon keresztül kommunikálnak egymással. Ebben az esetben a cinkelektródon oxidáció történik: Zn > Zn 2+ + 2e, a rézelektródán pedig redukció: Cu 2+ + 2e > Cu. Általában a reakció a következő: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anód– elektróda, amelyen oxidáció történik. Katód– az elektróda, amelyen a redukció történik. A galvánelemekben az anód negatív, a katód pedig pozitív töltésű. Az elemdiagramokon a fémet és a habarcsot függőleges vonal választja el, két habarcsot pedig kettős függőleges vonal választ el.

Tehát a Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu reakcióhoz a galvánelem kapcsolási rajzát írjuk: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

A reakció elektromotoros ereje (emf)? E 0 = E 0 ok – E 0 visszaállítás= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. A veszteségek miatt az elem által létrehozott feszültség valamivel kisebb lesz, mint? E 0. Ha az oldatok koncentrációja eltér a standardtól, 1 mol/l, akkor E 0 okéÉs E 0 visszaállítás a Nernst-egyenlet segítségével számítják ki, majd kiszámítják az emf-et. megfelelő galvanikus cella.

Száraz elem cink testből, NH 4 Cl pasztából keményítővel vagy liszttel, MnO 2 grafittal és grafitelektródával alkotott keverékéből áll. Működése során a következő reakció játszódik le: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elem diagram: (-)Zn | NH4Cl | Mn02, C(+). E.m.f. elem - 1,5 V.

Elemek. Az ólom akkumulátor két ólomlemezből áll, amelyeket 30%-os kénsavoldatba merítenek, és oldhatatlan PbSO 4 réteggel vonnak be. Az akkumulátor töltésekor a következő folyamatok mennek végbe az elektródákon:

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

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

Amikor az akkumulátor lemerül, a következő folyamatok mennek végbe az elektródákon:

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

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

A teljes reakció így írható fel:

Az akkumulátor működéséhez rendszeres töltésre és a kénsav koncentrációjának ellenőrzésére van szükség, amely az akkumulátor működése során kissé csökkenhet.

Az oldatban lévő anyag tömeghányada w egyenlő az oldott anyag tömegének és az oldat tömegének arányával: w = m víz / m oldat vagy w = m in-va /(V ?), mert m megoldás = V p-pa ? ?r-ra.

Moláris koncentráció Val vel egyenlő az oldott anyag molszámának az oldat térfogatához viszonyított arányával: c = n(mol)/ V l) vagy c = m/(M? V( l )).

Az egyenértékek moláris koncentrációja (normál vagy ekvivalens koncentráció) e egyenlő az oldott anyag egyenértékeinek számának az oldat térfogatához viszonyított arányával: ahol e = n(mol ekv.)/ V l) vagy ahol e = m/(M e? V(l)).

Elektrolitikus disszociáció– az elektrolit bomlása kationokra és anionokra poláris oldószermolekulák hatására.

A disszociáció mértéke?– a disszociált molekulák koncentrációjának aránya az oldott molekulák összkoncentrációjához (térfogattal): ? = diss-sel / ob-val.

Az elektrolitokat fel lehet osztani erős(? ~ 1) és gyenge.

Erős elektrolitok(nekik? ~ 1) – vízben oldódó sók és bázisok, valamint egyes savak: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 és mások.

Gyenge elektrolitok(nekik?<< 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.

Ionos reakcióegyenletek. BAN BEN Az ionos reakcióegyenletekben az erős elektrolitokat ionok, a gyenge elektrolitokat, a rosszul oldódó anyagokat és a gázokat pedig molekulák formájában írják fel. Például:

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

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

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

Ionok közötti reakciók kevesebb iont termelő anyag, azaz gyengébb elektrolit vagy kevésbé oldódó anyag képződése felé haladjon.

Alkalmazzuk a tömeghatás törvényét az ionok és molekulák közötti egyensúlyra gyenge elektrolit, például ecetsav oldatában:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

A disszociációs reakciók egyensúlyi állandóit ún disszociációs állandók. Disszociációs állandók jellemzik a gyenge elektrolitok disszociációját: minél kisebb az állandó, annál kevésbé disszociál a gyenge elektrolit, annál gyengébb.

A többbázisú savak fokozatosan disszociálnak:

H3PO4-H++H2PO4?

A teljes disszociációs reakció egyensúlyi állandója megegyezik az egyes disszociációs szakaszok állandóinak szorzatával:

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

Ostwald hígítási törvénye: a gyenge elektrolit disszociációs foka (a) nő koncentrációjának csökkenésével, azaz hígítással:

Közös ion hatása a gyenge elektrolit disszociációjára: közös ion hozzáadása csökkenti a gyenge elektrolit disszociációját. Tehát, amikor CH 3 COOH-t adunk egy gyenge elektrolit oldatához

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

erős elektrolit, amely a CH 3 COOH-ban közös iont, azaz egy acetátiont tartalmaz, például CH 3 COONa

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

az acetátion koncentrációja nő, és a CH 3 COOH disszociációs egyensúlya balra tolódik el, azaz a savas disszociáció csökken.

Ionaktivitás A – egy ion koncentrációja, amely tulajdonságaiban nyilvánul meg.

Tevékenységi tényezőf– ionaktivitási arány A koncentrálni: f= légkondicionálás vagy A = fc.

Ha f = 1, akkor az ionok szabadok és nem lépnek kölcsönhatásba egymással. Ez nagyon híg oldatokban, gyenge elektrolitok oldatában stb.

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

Az aktivitási együttható az I. oldat ionerősségétől függ: minél nagyobb az ionerősség, annál kisebb az aktivitási együttható.

Az oldat ionerőssége én díjaktól függ z és az ionok koncentrációi:

én = 0,52?s z 2 .

Az aktivitási együttható az ion töltésétől függ: minél nagyobb az ion töltése, annál kisebb az aktivitási együttható. Matematikailag az aktivitási együttható függése f ionerősségen énés iontöltés z a Debye-Hückel formulával írva:

Az ionaktivitási együtthatók a következő táblázat segítségével határozhatók meg:

A víz, egy gyenge elektrolit, disszociál, H+ és OH2 ionokat képezve. Ezek az ionok hidratáltak, azaz több vízmolekulához kapcsolódnak, de az egyszerűség kedvéért nem hidratált formában vannak írva

H 2 O - H + + OH?.

A tömeghatás törvénye alapján ehhez az egyensúlyhoz:

A vízmolekulák koncentrációja [H 2 O], azaz a mólok száma 1 liter vízben állandónak tekinthető és egyenlő [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Innen:

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

A víz ionos terméke– a koncentrációk [H + ] és – szorzata állandó hőmérsékleten állandó érték, és 22°C-on 10 -14.

A víz ionos terméke a hőmérséklet emelkedésével nő.

PH érték– a hidrogénionok koncentrációjának negatív logaritmusa: pH = – log. Hasonlóan: pOH = – log.

A víz ionos termékének logaritmusát véve pH + pHOH = 14.

A pH érték a közeg reakcióját jellemzi.

Ha pH = 7, akkor a [H + ] = semleges közeg.

Ha a pH< 7, то [Н + ] >– savas környezet.

Ha pH > 7, akkor [H + ]< – щелочная среда.

A pufferoldatok olyan oldatok, amelyek bizonyos koncentrációjú hidrogénionokat tartalmaznak. Ezen oldatok pH-ja hígításkor nem változik, és kis mennyiségű savak és lúgok hozzáadásakor alig változik.

I. A HA gyenge sav oldata, tömény – a savból, és sója erős bázissal BA, tömény – a sóból. Az acetát puffer például ecetsav és nátrium-acetát oldata: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK savas + log(só/s savanyú).

II. A gyenge bázis BOH oldata, tömény - bázikusból, és sója erős savval BA, koncentráció - sóból. Például az ammóniapuffer ammónium-hidroxid és ammónium-klorid NH 4 OH + NH 4 Cl oldata.

pH = 14 – рК bázikus – log(sóval/bázissal).

Sók hidrolízise– sóionok vízzel való kölcsönhatása gyenge elektrolit képződéséhez.

Példák a hidrolízis reakcióegyenleteire.

I. A sót egy erős bázis és egy gyenge sav alkotja:

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

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

CO 3 2- + H 2 O - HCO 3 ? + OH?, pH > 7, lúgos környezet.

A második szakaszban a hidrolízis gyakorlatilag nem történik meg.

II. A sót gyenge bázis és erős sav alkotja:

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

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

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

A második szakaszban a hidrolízis kevesebb, a harmadik szakaszban gyakorlatilag nincs hidrolízis.

III. A sót egy erős bázis és egy erős sav alkotja:

K++NO 3? + H 2 O ? nincs hidrolízis, pH? 7.

IV. A sót gyenge bázis és gyenge sav alkotja:

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.

Egyes esetekben, amikor a sót nagyon gyenge bázisok és savak képezik, teljes hidrolízis megy végbe. Az ilyen sók oldhatósági táblázatában a szimbólum a „víz hatására bomlik”:

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

A cserereakciók során figyelembe kell venni a teljes hidrolízis lehetőségét:

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

A hidrolízis mértékeh – a hidrolizált molekulák koncentrációjának az oldott molekulák összkoncentrációjához viszonyított aránya.

Erős bázissal és gyenge savval képzett sók esetében:

= chрOH = – log, рН = 14 – рOH.

A kifejezésből az következik, hogy a hidrolízis mértéke h(azaz hidrolízis) fokozódik:

a) a hőmérséklet növekedésével, ahogy a K(H 2 O) növekszik;

b) a sót alkotó sav disszociációjának csökkenésével: minél gyengébb a sav, annál nagyobb a hidrolízis;

c) hígítással: minél kisebb a c, annál nagyobb a hidrolízis.

Gyenge bázis és erős sav alkotta sókhoz

[H + ] = ch pH = – log.

Gyenge bázis és gyenge sav alkotta sókhoz

Protolízis– protonátviteli folyamat.

Protolitok– savak és bázisok, amelyek protont adnak és fogadnak el.

Sav– protont adományozni képes molekula vagy ion. Minden savnak megfelelő konjugált bázisa van. A savak erősségét a savállandó jellemzi 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

Bázis– olyan molekula vagy ion, amely képes protont fogadni. Minden bázisnak van egy megfelelő konjugált sav. A bázisok szilárdságát a bázisállandó jellemzi K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfoliták– protolitok felszabadítására és megszerzésére alkalmas protolitok.

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

HCO3? – sav.

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

HCO3? - Alapítvány.

Vízhez: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Állandók K kÉs K 0 a konjugált savak és bázisok kapcsolódnak.

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

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

Egy oldatból és egy csapadékból álló rendszerben két folyamat megy végbe - a csapadék feloldódása és a kicsapódás. E két folyamat sebességének egyenlősége az egyensúly feltétele.

Telített oldat– olyan oldat, amely egyensúlyban van a csapadékkal.

A csapadék és az oldat közötti egyensúlyra alkalmazott tömeghatás törvénye a következőket adja:

Mivel = állandó,

NAK NEK = K s (AgCl) = .

Általában a következőkkel rendelkezünk:

A m B n(TÉVÉ) - m A +n+n B -m

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

Oldhatósági állandóK s(vagy oldhatósági szorzat PR) - az ionkoncentráció szorzata egy enyhén oldódó elektrolit telített oldatában - állandó érték, és csak a hőmérséklettől függ.

Mérsékelten oldódó anyag oldhatósága s mól per literben fejezhető ki. Mérettől függően s az anyagok rosszul oldódó – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l és jól oldódik s>10 -2 mol/l.

A vegyületek oldhatósága az oldhatósági szorzatukkal függ össze.

AgCl esetén: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) a csapadék és az oldat közötti egyensúlyi feltétel: = Ks.

b) lerakódási feltétel: > Ks; a kicsapás során az ionkoncentráció csökken az egyensúly beállásáig;

c) a csapadék feloldódásának vagy telített oldat meglétének feltétele:< Ks; Ahogy a csapadék feloldódik, az ionkoncentráció növekszik, amíg az egyensúly be nem áll.

A koordinációs (komplex) vegyületek donor-akceptor kötéssel rendelkező vegyületek.

K3 esetén:

a külső szféra ionjai – 3K+,

belső gömb ion – 3-,

komplexképző szer – Fe 3+,

ligandumok – 6CN?, fogazásuk – 1,

koordinációs szám – 6.

Példák komplexképző szerekre: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ stb.

Példák ligandumokra: poláris molekulák H 2 O, NH 3, CO és anionok CN2, Cl2, OH? satöbbi.

Koordinációs számok: általában 4 vagy 6, ritkábban 2, 3 stb.

Elnevezéstan. Először az aniont nevezik meg (névnévi esetben), majd a kationt (genitivusban). Néhány ligandum neve: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – cián, Cl? – klór, OH? – hidroxo. A koordinációs számok nevei: 2 – di, 3 – három, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. A komplexképző szer oxidációs állapota a következő:

Cl-diamin-ezüst(I)-klorid;

SO 4 – tetramin-réz(II)-szulfát;

K 3 – kálium-hexacianoferrát(III).

A vegyértékkötés elmélet a központi atom pályáinak hibridizációját feltételezi. A létrejövő hibridpályák elhelyezkedése határozza meg a komplexek geometriáját.

Diamágneses komplex ion Fe(CN) 6 4-.

Cián ion – donor

A vasion Fe 2+ – akceptor – képlete 3d 6 4s 0 4p 0. Figyelembe véve a komplex diamágneses jellegét (az összes elektron párosítva van) és a koordinációs számot (6 szabad pályára van szükség) d 2 sp 3- hibridizáció:

A komplex diamágneses, alacsony spinű, intraorbitális, stabil (nem használnak külső elektronokat), oktaéderes ( d 2 sp 3-hibridizáció).

Paramágneses komplexion FeF 6 3-.

A fluoridion donor.

A vasion Fe 3+ – akceptor – képlete 3d 5 4s 0 4p 0 . Figyelembe véve a komplex paramágnesességét (elektronok kapcsolódnak egymáshoz) és a koordinációs számot (6 szabad pályára van szükség) sp 3 d 2- hibridizáció:

A komplexum paramágneses, magas spinű, külső orbitális, instabil (külső 4d pályákat használnak), oktaéderes ( sp 3 d 2-hibridizáció).

Az oldatban lévő koordinációs vegyületek teljesen disszociálnak a belső és a külső szféra ionjaira.

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

A belső gömb ionjai, azaz a komplex ionok, szakaszonként fémionokká és ligandumokká disszociálnak, mint a gyenge elektrolitok.

Ahol K 1 , NAK NEK 2 , NAK NEK 1 _ 2 instabilitási állandóknak nevezzükés jellemezze a komplexek disszociációját: minél kisebb az instabilitási állandó, minél kevésbé disszociál a komplex, annál stabilabb.