Химия– наука за състава, структурата, свойствата и превръщанията на веществата.

Атомно-молекулярна наука.Веществата се състоят от химически частици (молекули, атоми, йони), които имат сложна структура и се състоят от елементарни частици (протони, неутрони, електрони).

атом– неутрална частица, състояща се от положително ядро ​​и електрони.

Молекула– стабилна група от атоми, свързани с химични връзки.

Химичен елемент– вид атоми с еднакъв ядрен заряд. Елемент означават

където X е символът на елемента, З– пореден номер на елемента в Периодичната таблица на елементите D.I. Менделеев, А– масово число. Сериен номер Зравен на заряда на атомното ядро, броя на протоните в атомното ядро ​​и броя на електроните в атома. Масово число Аравна на сумата от броя на протоните и неутроните в атома. Броят на неутроните е равен на разликата А–Я.

Изотопи– атоми на един и същ елемент с различни масови числа.

Относителна атомна маса(A r) е отношението на средната маса на атом на елемент с естествен изотопен състав към 1/12 от масата на атом на въглеродния изотоп 12 C.

Относително молекулно тегло(M r) е отношението на средната маса на молекула на вещество с естествен изотопен състав към 1/12 от масата на атом на въглеродния изотоп 12 C.

Атомна единица за маса(a.u.m) – 1/12 от масата на атом от въглеродния изотоп 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 години

Къртица– количеството вещество, съдържащо толкова структурни единици (атоми, молекули, йони), колкото атоми има в 0,012 kg от въглеродния изотоп 12 C. Къртица– количеството вещество, съдържащо 6,02 10 23 структурни единици (атоми, молекули, йони).

n = N/N A, Където н– количество вещество (mol), н– брой частици, а N A– Константата на Авогадро. Количеството на дадено вещество може да се обозначи и със символа v.

Константата на Авогадро N A = 6,02 10 23 частици/мол.

Моларна масаМ(g/mol) – отношение на масата на веществото мг) до количеството вещество н(мол):

M = m/n,където: m = M nИ n = m/M.

Моларен обем газВ М(l/mol) – обемно отношение на газа V(l) към количеството вещество на този газ н(mol). При нормални условия V M = 22,4 l/mol.

Нормални условия:температура t = 0°C, или Т = 273 K, налягане p = 1 atm = 760 mm. rt. Изкуство. = 101,325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n,където: V = V MnИ n = V/V M .

Резултатът е обща формула:

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

Еквивалентен- реална или фиктивна частица, която взаимодейства с един водороден атом, или го замества, или е еквивалентна на него по някакъв друг начин.

Еквиваленти на моларна маса M e– отношението на масата на веществото към броя на еквивалентите на това вещество: M e = м/н (екв) .

При реакциите на обмен на заряд моларната маса на еквивалентите на веществото е

с моларна маса Мравно на: M e = M/(n?m).

В окислително-възстановителните реакции, моларната маса на еквиваленти на вещество с моларна маса Мравно на: M e = M/n(e),Където n(e)– брой прехвърлени електрони.

Закон за еквивалентите– масите на реагентите 1 и 2 са пропорционални на моларните маси на техните еквиваленти. m 1 /m 2= M E1/M E2,или m 1 /M E1 = m 2 /M E2,или n 1 = n 2,Където m 1И м 2– маси на две вещества, M E1И M E2– моларни маси на еквиваленти, n 1И n 2– броя на еквивалентите на тези вещества.

За решенията законът на еквивалентите може да бъде написан по следния начин:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Където с E1, с E2, V 1И V 2– моларни концентрации на еквиваленти и обеми на разтворите на тези две вещества.

Закон за обединения газ: pV = nRT, Където стр– налягане (Pa, kPa), V– обем (m3, l), н– количество на газовото вещество (mol), T -температура (К), T(K) = T(°C) + 273, Р– постоянен, R= 8,314 J/(K? mol), с J = Pa m 3 = kPa l.

2. Структура на атома и периодичен закон

Двойственост вълна-частицаматерия - идеята, че всеки обект може да има както вълнови, така и корпускулярни свойства. Луи де Бройл предложи формула, свързваща вълновите и корпускулярните свойства на обектите: ? = h/(mV),Където ч– константата на Планк, ? – дължина на вълната, която съответства на всяко тяло с маса ми скорост V.Въпреки че вълновите свойства съществуват за всички обекти, те могат да се наблюдават само за микрообекти с маси от порядъка на масата на атом и електрон.

Принцип на неопределеността на Хайзенберг: ?(mV x) ?х > h/2nили ?V x ?x > h/(2?m),Където м– маса на частиците, х– неговата координата, Vx– скорост в посока х, ?– несигурност, грешка в определянето. Принципът на несигурност означава, че е невъзможно едновременно да се посочи позицията (координатата) х)и скорост (V x)частици.

Частиците с малки маси (атоми, ядра, електрони, молекули) не са частици по смисъла на Нютоновата механика и не могат да бъдат изследвани от класическата физика. Те се изучават от квантовата физика.

Главно квантово числонприема стойности 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, съответстващи на електронните нива (слоеве) K, L, M, N, O, P и Q.

Ниво– пространството, където се намират електрони с еднакъв номер н.Електроните от различни нива са пространствено и енергийно разделени един от друг, тъй като броят нопределя енергията на електроните д(колкото повече н,колкото повече Д)и разстояние Рмежду електрони и ядро ​​(колкото повече н,колкото повече R).

Орбитално (странично, азимутално) квантово числолприема стойности в зависимост от числото n:l= 0, 1,…(н- 1). Например ако n= 2, тогава l = 0, 1; Ако n= 3, тогава l = 0, 1, 2. Число лхарактеризира поднивото (подслоя).

Подниво– пространството, където електроните с определени нИ л.Поднивата на дадено ниво се обозначават в зависимост от броя л:с- Ако l = 0, стр- Ако l = 1, д- Ако l = 2, f- Ако l = 3.Поднивата на даден атом се обозначават в зависимост от числата нИ л,например: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) и т.н. Поднивата на дадено ниво имат различни енергии (колкото повече л,колкото повече E): E s< E < Е А < … и различните форми на орбиталите, които съставят тези поднива: s-орбиталата има формата на топка, стр-орбиталата е оформена като дъмбел и т.н.

Магнитно квантово числоm 1характеризира ориентацията на орбиталния магнитен момент, равен на л,в пространството спрямо външното магнитно поле и приема следните стойности: – l,…-1, 0, 1,…l,общо (2л + 1) стойност. Например ако l = 2, тогава m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Орбитален(част от подниво) – пространството, където се намират електрони (не повече от два) с определени n, l, m 1.Подниво съдържа 2l+1орбитален. Например, д– поднивото съдържа пет d-орбитали. Орбитали от едно и също подниво с различни номера m 1,имат същата енергия.

Магнитно число за въртенеГоспожицахарактеризира ориентацията на собствения магнитен момент s на електрона, равен на?, спрямо външното магнитно поле и приема две стойности: +? И _ ?.

Електроните в атома заемат нива, поднива и орбитали съгласно следните правила.

Правилото на Паули:В един атом два електрона не могат да имат четири еднакви квантови числа. Те трябва да се различават поне по едно квантово число.

От правилото на Паули следва, че една орбитала може да съдържа не повече от два електрона, едно подниво може да съдържа не повече от 2(2l + 1) електрона, едно ниво не може да съдържа повече 2n 2електрони.

Правилото на Клечковски:електронните поднива се попълват в нарастващ ред (n + l),и в случай на същата сума (n+l)– във възходящ ред на номера н.

Графична форма на правилото на Клечковски.

Според правилото на Клечковски поднивата се попълват в следния ред: 1s, 2s, 2р, 3s, Zr, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Въпреки че попълването на поднивата става съгласно правилото на Клечковски, в електронната формула поднивата се записват последователно по ниво: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4fи т.н. Така електронната формула на бромния атом се записва, както следва: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Електронните конфигурации на редица атоми се различават от предсказаните от правилото на Клечковски. И така, за Cr и Cu:

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

Правилото на Hunda (Gunda):Запълването на орбиталите на дадено подниво се извършва така, че общият спин да е максимален. Орбиталите на дадено подниво се запълват първо с по един електрон наведнъж.

Електронните конфигурации на атомите могат да бъдат записани чрез нива, поднива, орбитали. Например електронната формула P(15e) може да бъде записана:

а) по нива)2)8)5;

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

в) по орбита

Примери за електронни формули на някои атоми и йони:

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

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

3. Химическа връзка

3.1. Метод на валентната връзка

Според метода на валентната връзка, връзката между атомите А и В се образува чрез споделяне на двойка електрони.

Ковалентна връзка. Донорно-акцепторна връзка.

Валентността характеризира способността на атомите да образуват химични връзки и е равна на броя на химичните връзки, образувани от един атом. Според метода на валентната връзка, валентността е равна на броя на споделените двойки електрони, а в случай на ковалентна връзка, валентността е равна на броя на несдвоените електрони във външното ниво на атом в неговото основно или възбудено състояние .

Валентност на атомите

Например за въглерод и сяра:

Насищаемостковалентна връзка: атомите образуват ограничен брой връзки, равни на тяхната валентност.

Хибридизация на атомни орбитали– смесване на атомни орбитали (АО) на различни поднива на атома, чиито електрони участват в образуването на еквивалентни?-връзки. Хибридната орбитална (HO) еквивалентност обяснява еквивалентността на образуваните химични връзки. Например, в случай на четиривалентен въглероден атом има такъв 2s–и три 2т-електрон. За да се обясни еквивалентността на четири?-връзките, образувани от въглерода в молекулите CH 4, CF 4 и т.н., атомна с-и три Р-орбиталите се заменят с четири еквивалентни хибридни sp 3-орбитали:

ФокусКовалентна връзка е, че се образува в посока на максимално припокриване на орбиталите, които образуват обща двойка електрони.

В зависимост от вида на хибридизацията, хибридните орбитали имат определено местоположение в пространството:

sp– линейни, ъгълът между осите на орбиталите е 180°;

sp 2– триъгълна, ъглите между осите на орбиталите са 120°;

sp 3– тетраедър, ъглите между осите на орбиталите са 109°;

sp 3 d 1– тригонално-бипирамидален, ъгли 90° и 120°;

sp 2 d 1– квадрат, ъглите между осите на орбиталите са 90°;

sp 3 d 2– октаедричен, ъглите между осите на орбиталите са 90°.

3.2. Молекулярна орбитална теория

Според теорията на молекулярните орбитали, молекулата се състои от ядра и електрони. В молекулите електроните са разположени в молекулни орбитали (МО). MO на външните електрони имат сложна структура и се разглеждат като линейна комбинация от външните орбитали на атомите, които изграждат молекулата. Броят на образуваните МО е равен на броя на АО, участващи в тяхното формиране. Енергиите на МО могат да бъдат по-ниски (свързващи МО), равни (несвързващи МО) или по-високи (антисвързващи МО) от енергиите на АО, които ги образуват.

Условия за взаимодействие на АД

1. АО взаимодействат, ако имат сходни енергии.

2. АО взаимодействат, ако се припокриват.

3. АО взаимодействат, ако имат подходяща симетрия.

За двуатомна молекула AB (или която и да е линейна молекула), симетрията на MO може да бъде:

Ако даден MO има ос на симетрия,

Ако даден MO има равнина на симетрия,

Ако МО има две перпендикулярни равнини на симетрия.

Наличието на електрони върху свързващите МО стабилизира системата, тъй като намалява енергията на молекулата в сравнение с енергията на атомите. Характеризира се стабилността на молекулата облигационна поръчка n,равна на: n = (n светлина – n размер)/2,Където n светлина и n размер -брой електрони в свързващи и антисвързващи орбитали.

Запълването на МО с електрони става по същите правила като запълването на АО в атома, а именно: правилото на Паули (не може да има повече от два електрона на МО), правилото на Хунд (общото въртене трябва да е максимално) и т.н. .

Взаимодействието на 1s-AO атоми от първия период (H и He) води до образуването на свързване ?-MO и антисвързване ?*-MO:

Електронни формули на молекули, редове на връзките н,експериментални енергии на връзката ди междумолекулни разстояния Рза двуатомни молекули от атоми от първия период са дадени в следната таблица:

Други атоми от втория период съдържат освен 2s-AO също 2p x -, 2p y – и 2p z -AO, които при взаимодействие могат да образуват ?– и ?-MO. За O, F и Ne атоми енергиите на 2s- и 2p-AO са значително различни и взаимодействието между 2s-AO на един атом и 2p-AO на друг атом може да бъде пренебрегнато, като се има предвид взаимодействието между 2s -AO на два атома отделно от взаимодействието на техните 2p-AO. MO схемата за молекули O 2, F 2, Ne 2 има следната форма:

За атоми B, C, N, енергиите на 2s– и 2p-AO са близки по своите енергии и 2s-AO на един атом взаимодейства с 2p z-AO на друг атом. Следователно редът на MO в молекулите B 2, C 2 и N 2 се различава от реда на MO в молекулите O 2, F 2 и Ne 2. По-долу е MO схемата за молекули B 2, C 2 и N 2:

Въз основа на дадените МО схеми е възможно например да се запишат електронните формули на молекулите O 2 , O 2 + и O 2 ?:

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

n = 2 R = 0.121 nm;

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

n = 2.5 R = 0.112 nm;

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

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

В случая на молекулата O 2 теорията на МО ни позволява да предвидим по-голяма сила на тази молекула, тъй като n = 2, естеството на промените в енергиите на свързване и междуядрените разстояния в серията O 2 + – O 2 – O 2 ?, както и парамагнетизма на молекулата O 2, чиито горни МО имат два несдвоени електрона.

3.3. Някои видове връзки

Йонна връзка– електростатична връзка между йони с противоположни заряди. Йонната връзка може да се счита за краен случай на полярна ковалентна връзка. Йонна връзка се образува, ако разликата в електроотрицателността на атомите?X е по-голяма от 1,5–2,0.

Йонна връзка е ненасочен ненаситенкомуникация В кристал NaCl Na+ йонът се привлича от всички Cl йони? и се отблъсква от всички други Na + йони, независимо от посоката на взаимодействие и броя на йоните. Това определя по-голямата стабилност на йонните кристали в сравнение с йонните молекули.

Водородна връзка– връзка между водороден атом на една молекула и електроотрицателен атом (F, CI, N) на друга молекула.

Съществуването на водородна връзка обяснява аномалните свойства на водата: точката на кипене на водата е много по-висока от тази на нейните химични аналози: t kip (H 2 O) = 100 °C и t kip (H 2 S) = - 61 °C. Между молекулите на H2S не се образуват водородни връзки.

4. Закономерности на химичните процеси

4.1. Термохимия

Енергия(E)- способност за производство на работа. Механична работа (А) се извършва например от газ по време на неговото разширяване: A = p?V.

Реакциите, които протичат с поглъщането на енергия са: ендотермичен.

Реакциите, които включват освобождаване на енергия, са: екзотермичен.

Видове енергия:топлинна, светлинна, електрическа, химическа, ядрена енергия и др.

Видове енергия:кинетичен и потенциален.

Кинетична енергия– енергията на движещо се тяло, това е работата, която тялото може да извърши, преди да достигне покой.

Топлина (Q)– вид кинетична енергия – свързана с движението на атомите и молекулите. При комуникация с тяло с маса (м)и специфичен топлинен капацитет (c) на топлина Q температурата му се повишава с? t: ?Q = m с ?t,където? t = ?Q/(c t).

Потенциална енергия- енергия, придобита от тялото в резултат на промяна на положението в пространството от него или неговите съставни части. Енергията на химичните връзки е вид потенциална енергия.

Първи закон на термодинамиката:енергията може да преминава от един тип в друг, но не може да изчезне или да възникне.

Вътрешна енергия (U) – сумата от кинетичната и потенциалната енергия на частиците, изграждащи тялото. Погълнатата при реакцията топлина е равна на разликата във вътрешната енергия на реакционните продукти и реагентите (Q = ?U = U 2 – U 1),при условие, че системата не е извършила никаква работа върху околната среда. Ако реакцията протича при постоянно налягане, тогава освободените газове работят срещу външни сили на налягане и топлината, абсорбирана по време на реакцията, е равна на сумата от промените във вътрешната енергия ?Uи работа A = p?V.Тази топлина, абсорбирана при постоянно налягане, се нарича промяна на енталпията: ? Н = ?U + p?V,определяне енталпиякак H = U + pV.Реакциите на течни и твърди вещества протичат без значителни промени в обема (?V = 0), така че какво ще кажете за тези реакции? нблизо до ?U (?Н = ?U). За реакции с промяна на обема имаме ?Н > ?U, ако разширяването е в ход, и ?Н< ?U , ако има компресия.

Промяната в енталпията обикновено се отнася до стандартното състояние на дадено вещество: т.е. за чисто вещество в определено състояние (твърдо, течно или газообразно), при налягане 1 atm = 101,325 Pa, температура 298 K и концентрация на вещества от 1 mol/l.

Стандартна енталпия на образуване?– топлина, отделена или погълната по време на образуването на 1 мол вещество от простите вещества, които го съставят, при стандартни условия. Например, ?N обр.(NaCl) = -411 kJ/mol. Това означава, че при реакцията Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) при образуване на 1 мол NaCl се отделя 411 kJ енергия.

Стандартна енталпия на реакция? H– промяна на енталпията по време на химична реакция, определена по формулата: ?Н = ?N обр.(продукти) – ?N обр.(реактиви).

Така че за реакцията NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), знаейки? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ/mol и?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol имаме:

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

Ако? н< 0, тогава реакцията е екзотермична. Ако? N> 0, тогава реакцията е ендотермична.

законХес: Стандартната енталпия на реакция зависи от стандартните енталпии на реагентите и продуктите и не зависи от пътя на реакцията.

Спонтанните процеси могат да бъдат не само екзотермични, т.е. процеси с намаляване на енергията (?н< 0), но могат да бъдат и ендотермични процеси, т.е. процеси с нарастваща енергия (?N> 0). При всички тези процеси „разстройството” на системата нараства.

ЕнтропияС – физическа величина, характеризираща степента на неуреденост на системата. S – стандартна ентропия, ?S – промяна в стандартната ентропия. Ако? S > 0, разстройството се увеличава, ако AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. За процеси, при които броят на частиците намалява, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Процесите протичат спонтанно с отделяне на енергия, т.е. за кое? н< 0 и с нарастваща ентропия, т.е. за кое? S > 0. Вземането под внимание на двата фактора води до израза за Енергия на Гибс: G = H – TSили? G = ?H – T?S.Реакции, при които енергията на Гибс намалява, т.е.?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, не тръгвайте спонтанно. Условието?G = 0 означава, че е установено равновесие между продуктите и реагентите.

При ниски температури, когато стойността Tе близо до нула, възникват само екзотермични реакции, тъй като T?S– малко и?G = ? н< 0. При високи температури стойностите T?Sстрахотно и, пренебрегвайки размера? Н,имаме?G = – T?S,т.е. процеси с нарастваща ентропия ще се появят спонтанно, за които?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Стойността на AG за определена реакция може да се определи по формулата:

G = ?С arr (продукти) – ?G o b p (реактиви).

В този случай стойностите на ?G o br, както и? N обр.и?S o br за голям брой вещества са дадени в специални таблици.

4.2. Химична кинетика

Скорост на химична реакция(v) се определя от промяната в моларната концентрация на реагентите за единица време:

Където v– скорост на реакцията, s – моларна концентрация на реагента, T- време.

Скоростта на химичната реакция зависи от естеството на реагентите и условията на реакцията (температура, концентрация, наличие на катализатор и др.)

Ефект на концентрацията. INВ случай на прости реакции скоростта на реакцията е пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите, взети в степени, равни на техните стехиометрични коефициенти.

За реакция

където 1 и 2 са съответно посоките на правата и обратната реакция:

v 1 = k 1? [A] m ? [B]n и

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

Където v- бърза реакция, к– скоростна константа, [A] – моларна концентрация на вещество А.

Молекулярност на реакцията– броят на молекулите, участващи в елементарния акт на реакцията. За прости реакции, например: mA + nB> рС + qD,молекулярността е равна на сумата от коефициентите (m + n).Реакциите могат да бъдат едномолекулни, двумолекулни и рядко тримолекулни. Реакции с по-високо молекулно тегло не възникват.

Реакционен реде равна на сумата от експонентите на степените на концентрация в експерименталния израз на скоростта на химична реакция. И така, за сложна реакция

mA + nB > рС + qDексперименталният израз за скоростта на реакцията е

v 1 = k 1? [A] ? ? [IN] ? и редът на реакцията е (? + ?). къде? И? се установяват експериментално и може да не съвпадат с мИ нсъответно, тъй като уравнението на сложна реакция е резултат от няколко прости реакции.

Ефект на температурата.Скоростта на реакцията зависи от броя на ефективните сблъсъци между молекулите. Повишаването на температурата увеличава броя на активните молекули, като им дава необходимата енергия за протичане на реакцията. активираща енергия E действа и увеличава скоростта на химичната реакция.

Правилото на Вант Хоф.При повишаване на температурата с 10° скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти. Математически това се записва като:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

където v 1 и v 2 са скоростите на реакцията при началната (t 1) и крайната (t 2) температури, ? – температурен коефициент на скорост на реакцията, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията при повишаване на температурата с 10°.

По-точно се изразява зависимостта на скоростта на реакцията от температурата Уравнение на Арениус:

k = A? д - E/(RT)

Където к– скоростна константа, А– константа, независима от температурата, e = 2.71828, д– активираща енергия, R= 8.314 J/(K? mol) – газова константа; T– температура (K). Може да се види, че константата на скоростта нараства с повишаване на температурата и намаляване на енергията на активиране.

4.3. Химично равновесие

Една система е в равновесие, ако нейното състояние не се променя с времето. Равенството на скоростите на правата и обратната реакция е условие за поддържане на равновесието на системата.

Пример за обратима реакция е реакцията

N 2 + 3H 2 - 2NH 3.

Закон за масовото действие:съотношението на произведението на концентрациите на реакционните продукти към произведението на концентрациите на изходните вещества (всички концентрации са посочени в степени, равни на техните стехиометрични коефициенти) е константа, наречена равновесна константа.

Равновесната константа е мярка за напредъка на предна реакция.

К = O – директна реакция не възниква;

К =? – директната реакция е завършена;

К > 1 – балансът е изместен надясно;

ДА СЕ< 1 – балансът е изместен наляво.

Константа на равновесие на реакцията ДА СЕе свързано с големината на промяната в стандартната енергия на Гибс?G за същата реакция:

G= – RTвътре К,или?G = -2.3RT lg К,или К = 10 -0.435?G/RT

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

Ако ДА СЕ< 1, след това lg К < 0 и?G >0, т.е. ако равновесието е изместено наляво, тогава реакцията не протича спонтанно надясно.

Закон за изместване на равновесието:Ако се окаже външно въздействие върху система в равновесие, в системата възниква процес, който противодейства на външното въздействие.

5. Редокс реакции

Редокс реакции– реакции, протичащи с промяна в степента на окисление на елементите.

Окисляване– процес на даряване на електрони.

Възстановяване– процес на добавяне на електрони.

Окислител– атом, молекула или йон, който приема електрони.

Редуциращ агент– атом, молекула или йон, който отдава електрони.

Окислителите, приемащи електрони, преминават в редуцирана форма:

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

Редукторите, отдавайки електрони, преминават в окислена форма:

Na 0 [възстановяване ] – 1e > Na + [приблизително].

Равновесието между окислената и редуцираната форма се характеризира с Уравнения на Нернстза редокс потенциал:

Където E 0– стандартна стойност на редокс потенциала; н– брой прехвърлени електрони; [възстановен ] и [прибл. ] са моларните концентрации на съединението съответно в редуцирана и окислена форма.

Стойности на стандартните електродни потенциали E 0са дадени в таблици и характеризират окислителните и редукционните свойства на съединенията: колкото по-положителна е стойността E 0,толкова по-силни са окислителните свойства и толкова по-отрицателна е стойността E 0,толкова по-силни са възстановителните свойства.

Например за F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 волта, а за Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 волта (процесът винаги се записва за редукционни реакции).

Редокс реакцията е комбинация от две полуреакции, окисление и редукция, и се характеризира с електродвижеща сила (емф) ? E 0:?E 0= ?E 0 добре – ?E 0 възстановяване, Където E 0 добреИ? E 0 възстановяване– стандартни потенциали на окислителя и редуктора за тази реакция.

E.m.f. реакции? E 0е свързано с промяната в свободната енергия на Гибс?G и равновесната константа на реакцията ДА СЕ:

?G = –nF?E 0или? E = (RT/nF)вътре К.

E.m.f. реакции при нестандартни концентрации? дравна на: ? E =?E 0 – (RT/nF) ?Иг Кили? E =?E 0 –(0,059/н)lg К.

В случай на равновесие?G = 0 и?E = 0, откъде идва? E =(0,059/n)lg КИ К = 10 n?E/0,059.

За да протече реакцията спонтанно, трябва да са изпълнени следните отношения: ?G< 0 или К >> 1, на което отговаря условието? E 0> 0. Следователно, за да се определи възможността за дадена редокс реакция, е необходимо да се изчисли стойността? E 0.Ако? E 0 > 0, реакцията е в ход. Ако? E 0< 0, няма отговор.

Химически източници на ток

Галванични клетки– устройства, които преобразуват енергията на химическа реакция в електрическа енергия.

Галванична клетка на Даниелсе състои от цинкови и медни електроди, потопени съответно в разтвори на ZnSO 4 и CuSO 4. Електролитните разтвори се свързват през пореста преграда. В този случай на цинковия електрод се получава окисление: Zn > Zn 2+ + 2e и редукция на медния електрод: Cu 2+ + 2e > Cu. Като цяло реакцията протича: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Анод– електрод, върху който протича окисление. Катод– електродът, върху който се извършва редукцията. В галваничните елементи анодът е зареден отрицателно, а катодът е зареден положително. На елементните диаграми металът и хоросанът са разделени с вертикална линия, а два хоросана са разделени с двойна вертикална линия.

И така, за реакцията Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, електрическата схема на галваничния елемент е написана: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu (+).

Електродвижещата сила (емф) на реакцията е? E 0 = E 0 добре – E 0 възстановяване= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Поради загуби напрежението, създадено от елемента, ще бъде малко по-малко от? E 0.Ако концентрациите на разтворите се различават от стандартните, равни на 1 mol/l, тогава E 0 добреИ E 0 възстановяванесе изчисляват с помощта на уравнението на Нернст и след това се изчислява емф. съответна галванична клетка.

Сух елементсе състои от цинково тяло, NH 4 Cl паста с нишесте или брашно, смес от MnO 2 с графит и графитен електрод. По време на работата му протича следната реакция: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Елементна диаграма: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). E.m.f. елемент - 1,5 V.

Батерии.Оловната батерия се състои от две оловни пластини, потопени в 30% разтвор на сярна киселина и покрити със слой от неразтворим PbSO 4 . При зареждане на батерията на електродите протичат следните процеси:

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

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

Когато батерията е разредена, на електродите протичат следните процеси:

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

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

Общата реакция може да бъде записана като:

За да работи, батерията изисква редовно зареждане и наблюдение на концентрацията на сярна киселина, която може леко да намалее по време на работа на батерията.

6. Решения

6.1. Концентрация на разтвори

Масова част на веществото в разтвора w равно на съотношението на масата на разтвореното вещество към масата на разтвора: w = m вода / m разтворили w = m in-va /(V ? ?), защото m разтвор = V p-pa ? ?р-ра.

Моларна концентрация с равно на отношението на броя молове разтворено вещество към обема на разтвора: c = n(мол)/ V(л) или c = m/(M? V(л )).

Моларна концентрация на еквиваленти (нормална или еквивалентна концентрация) с напре равно на отношението на броя на еквивалентите на разтворено вещество към обема на разтвора: с e = n(mol екв.)/ V(л) или с e = m/(M e? V(l)).

6.2. Електролитна дисоциация

Електролитна дисоциация– разграждане на електролита на катиони и аниони под въздействието на молекули на полярния разтворител.

Степен на дисоциация?– отношение на концентрацията на дисоциираните молекули (с diss) към общата концентрация на разтворените молекули (с vol): ? = с дис / с об.

Електролитите могат да бъдат разделени на силен(? ~ 1) и слаб.

Силни електролити(за тях? ~ 1) – соли и основи, разтворими във вода, както и някои киселини: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 и др.

Слаби електролити(за тях?<< 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.

Уравнения на йонни реакции. INВ йонните уравнения на реакциите силните електролити се записват под формата на йони, а слабите електролити, слабо разтворимите вещества и газовете се записват под формата на молекули. Например:

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

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

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

Реакции между йониотиват към образуването на вещество, което произвежда по-малко йони, т.е. към по-слаб електролит или по-малко разтворимо вещество.

6.3. Дисоциация на слаби електролити

Нека приложим закона за действието на масите към равновесието между йони и молекули в разтвор на слаб електролит, например оцетна киселина:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +Н+

Равновесните константи за реакциите на дисоциация се наричат константи на дисоциация.Константите на дисоциация характеризират дисоциацията на слабите електролити: колкото по-ниска е константата, толкова по-малко се дисоциира слабият електролит, толкова по-слаб е той.

Многоосновните киселини се дисоциират стъпаловидно:

H3PO4 - H++H2PO4?

Равновесната константа на общата реакция на дисоциация е равна на произведението на константите на отделните етапи на дисоциация:

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

Закон за разреждане на Оствалд:степента на дисоциация на слаб електролит (а) се увеличава с намаляване на концентрацията му, т.е. с разреждане:

Ефект на общ йон върху дисоциацията на слаб електролит:добавянето на общ йон намалява дисоциацията на слабия електролит. Така че, при добавяне на CH 3 COOH към разтвор на слаб електролит

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

силен електролит, съдържащ йон, общ за CH 3 COOH, т.е. ацетатен йон, например CH 3 COONa

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

концентрацията на ацетатен йон се увеличава и равновесието на дисоциация на CH 3 COOH се измества наляво, т.е. киселинната дисоциация намалява.

6.4. Дисоциация на силни електролити

Йонна активност А – концентрация на йон, проявяваща се в неговите свойства.

Фактор активностf– коефициент на йонна активност Аза концентрация с: f= климатикили А = фк.

Ако f = 1, тогава йоните са свободни и не взаимодействат помежду си. Това се случва в много разредени разтвори, в разтвори на слаби електролити и т.н.

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

Коефициентът на активност зависи от йонната сила на разтвор I: колкото по-висока е йонната сила, толкова по-нисък е коефициентът на активност.

Йонна сила на разтвора аз зависи от таксите z и концентрации от йони:

аз = 0,52?s z2.

Коефициентът на активност зависи от заряда на йона: колкото по-голям е зарядът на йона, толкова по-нисък е коефициентът на активност. Математически, зависимостта на коефициента на активност fна йонна сила ази йонен заряд zнаписана с помощта на формулата на Дебай-Хюкел:

Коефициентите на йонна активност могат да се определят с помощта на следната таблица:

6.5 Йонно произведение на вода. pH стойност

Водата, слаб електролит, се дисоциира, образувайки Н+ и ОН2 йони. Тези йони са хидратирани, тоест свързани с няколко водни молекули, но за простота те са написани в нехидратирана форма

H 2 O - H + + OH?.

Въз основа на закона за действието на масите, за това равновесие:

Концентрацията на водните молекули [H 2 O], т.е. броят молове в 1 литър вода, може да се счита за постоянна и равна на [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Оттук:

ДА СЕ[H 2 O] = ДА СЕ(Н 2 О ) = [Н+] = 10 -14 (22°С).

Йонно произведение на вода– произведението на концентрациите [H + ] и – е постоянна стойност при постоянна температура и равна на 10 -14 при 22°C.

Йонният продукт на водата се увеличава с повишаване на температурата.

pH стойност– отрицателен логаритъм на концентрацията на водородни йони: pH = – log. По същия начин: pOH = – log.

Вземането на логаритъм на йонното произведение на водата дава: pH + pHOH = 14.

Стойността на pH характеризира реакцията на средата.

Ако pH = 7, тогава [H + ] = е неутрална среда.

Ако pH< 7, то [Н + ] >– кисела среда.

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

6.6. Буферни разтвори

Буферните разтвори са разтвори, които имат определена концентрация на водородни йони. pH на тези разтвори не се променя при разреждане и се променя малко при добавяне на малки количества киселини и основи.

I. Разтвор на слабата киселина HA, концентрация – от киселината, и нейната сол със силна основа BA, концентрация – от солта. Например, ацетатен буфер е разтвор на оцетна киселина и натриев ацетат: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK киселинно + log (сол/кисело).

II. Разтвор на слабата основа BOH, концентрация - от основна, и нейната сол със силна киселина BA, концентрация - от сол. Например, амонячен буфер е разтвор на амониев хидроксид и амониев хлорид NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК основен – log(със сол/с основен).

6.7. Хидролиза на соли

Хидролиза на соли– взаимодействие на йони на сол с вода за образуване на слаб електролит.

Примери за уравнения на реакцията на хидролиза.

I. Солта се образува от силна основа и слаба киселина:

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

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

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

Във втория етап хидролизата практически не настъпва.

II. Солта се образува от слаба основа и силна киселина:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

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

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

Във втория етап хидролизата настъпва по-малко, а в третия етап практически няма хидролиза.

III. Солта се образува от силна основа и силна киселина:

K + + NO 3 ? + H2O? без хидролиза, pH? 7.

IV. Солта се образува от слаба основа и слаба киселина:

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.

В някои случаи, когато солта се образува от много слаби основи и киселини, настъпва пълна хидролиза. В таблицата за разтворимост за такива соли символът е "разложен от вода":

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

Възможността за пълна хидролиза трябва да се вземе предвид при обменните реакции:

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

Степен на хидролизач – отношението на концентрацията на хидролизираните молекули към общата концентрация на разтворените молекули.

За соли, образувани от силна основа и слаба киселина:

= глрOH = – log, рН = 14 – рOH.

От израза следва, че степента на хидролиза ч(т.е. хидролиза) увеличава:

а) с повишаване на температурата, тъй като K(H 2 O) се увеличава;

б) с намаляване на дисоциацията на киселината, образуваща солта: колкото по-слаба е киселината, толкова по-голяма е хидролизата;

c) с разреждане: колкото по-малко е c, толкова по-голяма е хидролизата.

За соли, образувани от слаба основа и силна киселина

[H +] = гл pH = – log.

За соли, образувани от слаба основа и слаба киселина

6.8. Протолитична теория за киселините и основите

Протолиза– процес на пренос на протони.

Протолити– киселини и основи, които отдават и приемат протони.

киселина– молекула или йон, способен да отдаде протон. Всяка киселина има съответна спрегната основа. Силата на киселините се характеризира с киселинната константа К к.

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

K k = 4 ? 10 -7

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

K k = 9 ? 10 -6

База– молекула или йон, които могат да приемат протон. Всяка основа има съответна спрегната киселина. Якостта на основите се характеризира с базовата константа К 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Амфолити– протолити, способни да отделят и да придобият протон.

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

HCO3? – киселина.

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

HCO3? – основа.

За вода: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Константи К кИ К 0за спрегнатите киселини и основи са свързани.

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

А? + H 2 O - HA + OH?,

7. Константа на разтворимост. Разтворимост

В система, състояща се от разтвор и утайка, протичат два процеса - разтваряне на утайката и утаяване. Равенството на скоростите на тези два процеса е условие за равновесие.

Наситен разтвор– разтвор, който е в равновесие с утайката.

Законът за действието на масите, приложен към равновесието между утайка и разтвор, дава:

Тъй като = const,

ДА СЕ = K s (AgCl) = .

Като цяло имаме:

А мб н(телевизия) - мА +n+nб -м

K s (А мб н)= [А +n ] м[IN -м ] н .

Константа на разтворимостK s(или продукт на разтворимост PR) - произведението на концентрациите на йони в наситен разтвор на слабо разтворим електролит - е постоянна стойност и зависи само от температурата.

Разтворимост на трудно разтворимо вещество с може да се изрази в молове на литър. В зависимост от размера свеществата могат да бъдат разделени на слабо разтворими – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? с? 10 -2 mol/l и силно разтворим с>10 -2 mol/l.

Разтворимостта на съединенията е свързана с техния продукт на разтворимост.

Условия за утаяване и разтваряне на утайката

В случай на AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

а) условие за равновесие между утайка и разтвор: = Кс.

б) условие на отлагане: > K s;по време на утаяване концентрациите на йони намаляват до установяване на равновесие;

в) условието за разтваряне на утайката или наличието на наситен разтвор:< K s;С разтварянето на утайката концентрацията на йони се увеличава до установяване на равновесие.

8. Координационни съединения

Координационните (комплексни) съединения са съединения с донорно-акцепторна връзка.

За K 3:

йони на външната сфера - 3K +,

вътрешна сфера йон – 3-,

комплексообразовател - ​​Fe 3+,

лиганди – 6CN?, тяхното назъбване – 1,

координационен номер – 6.

Примери за комплексообразуващи агенти: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ и др.

Примери за лиганди: полярни молекули H 2 O, NH 3, CO и аниони CN?, Cl?, OH? и т.н.

Координационни числа: обикновено 4 или 6, по-рядко 2, 3 и т.н.

Номенклатура.Първо се назовава анионът (в именителен падеж), след това катионът (в родителен падеж). Имена на някои лиганди: NH3 - амин, H2O - aquo, CN? – циано, Cl? – хлоро, о? – хидроксо. Имена на координационни числа: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – хекса. Степента на окисление на комплексообразователя е посочена:

Cl—диаминсребърен(I) хлорид;

SO 4 – тетрамин меден (II) сулфат;

K 3 – калиев хексацианоферат(III).

химическиВръзка.

Теорията на валентната връзка предполага хибридизация на орбиталите на централния атом. Местоположението на получените хибридни орбитали определя геометрията на комплексите.

Диамагнитен комплексен йон Fe(CN) 6 4-.

Цианиден йон – донор

Железният йон Fe 2+ – акцептор – има формулата 3d 6 4s 0 4p 0. Като вземем предвид диамагнитната природа на комплекса (всички електрони са сдвоени) и координационното число (необходими са 6 свободни орбитали), имаме d 2 sp 3-хибридизация:

Комплексът е диамагнитен, нискоспинов, интраорбитален, стабилен (не се използват външни електрони), октаедричен ( d 2 sp 3-хибридизация).

Парамагнитен комплексен йон FeF 6 3-.

Флуоридният йон е донор.

Железният йон Fe 3+ – акцептор – има формулата 3d 5 4s 0 4p 0 .Като вземем предвид парамагнетизма на комплекса (електроните са свързани) и координационното число (необходими са 6 свободни орбитали), имаме sp 3 d 2-хибридизация:

Комплексът е парамагнитен, високоспинов, външноорбитален, нестабилен (използват се външни 4d орбитали), октаедричен ( sp 3 d 2-хибридизация).

Дисоциация на координационни съединения.

Координационните съединения в разтвора напълно се дисоциират на йони на вътрешната и външната сфера.

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

Йоните на вътрешната сфера, т.е. комплексните йони, се дисоциират на метални йони и лиганди, като слаби електролити, на етапи.

Където К 1 , ДА СЕ 2 , ДА СЕ 1 _ 2 се наричат ​​константи на нестабилности характеризират дисоциацията на комплексите: колкото по-ниска е константата на нестабилност, толкова по-малко комплексът се дисоциира, толкова по-стабилен е той.

Ключови думи: Химия 8 клас. Всички формули и дефиниции, символи на физични величини, мерни единици, префикси за означаване на мерни единици, връзки между единици, химични формули, основни определения, накратко, таблици, диаграми.

1. Символи, наименования и мерни единици
някои физични величини, използвани в химията

Физическо количество	Обозначаване	Мерна единица
време	T	с
налягане	стр	Pa, kPa
Количество вещество	ν	къртица
Маса на веществото	м	кг, g
Масова част	ω	Безразмерен
Моларна маса	М	kg/mol, g/mol
Моларен обем	Вн	m 3 /mol, l/mol
Обем на веществото	V	m 3, l
Обемна фракция		Безразмерен
Относителна атомна маса	A r	Безразмерен
	г-н	Безразмерен
Относителна плътност на газ А към газ Б	дБ (А)	Безразмерен
Плътност на материята	Р	kg/m 3, g/cm 3, g/ml
Константата на Авогадро	N A	1/mol
Абсолютна температура	T	К (Келвин)
Температура в Целзий	T	°C (градуси по Целзий)
Топлинен ефект на химическа реакция	Q	kJ/mol

2. Връзки между единиците на физическите величини

3. Химични формули в 8 клас

4. Основни определения в 8. клас

• атом- най-малката химически неделима частица от веществото.
• Химичен елемент- определен вид атом.
• Молекула- най-малката частица от вещество, която запазва своя състав и химични свойства и се състои от атоми.
• Прости вещества- вещества, чиито молекули се състоят от атоми от един и същи вид.
• Сложни вещества- вещества, чиито молекули се състоят от различни видове атоми.
• Качествен състав на веществото показва от кои атоми на елементите се състои.
• Количествен състав на веществото показва броя на атомите на всеки елемент в неговия състав.
• Химична формула- конвенционално записване на качествения и количествения състав на веществото с помощта на химически символи и индекси.
• Атомна единица за маса(amu) - единица за измерване на атомна маса, равна на масата на 1/12 от въглероден атом 12 C.
• Къртица- количеството вещество, което съдържа брой частици, равен на броя на атомите в 0,012 kg въглерод 12 C.
• Константата на Авогадро (Na = 6*10 23 mol -1) - броят на частиците, съдържащи се в един мол.
• Моларна маса на веществото (М ) е масата на вещество, взето в количество от 1 мол.
• Относителна атомна масаелемент А r - съотношението на масата на атом на даден елемент m 0 към 1/12 от масата на въглероден атом 12 C.
• Относително молекулно тегловещества М r - отношението на масата на молекула на дадено вещество към 1/12 от масата на въглероден атом 12 C. Относителната молекулна маса е равна на сумата от относителните атомни маси на химичните елементи, образуващи съединението, като се вземе отчита броя на атомите на даден елемент.
• Масова частхимически елемент ω(X)показва каква част от относителната молекулна маса на веществото X се отчита от даден елемент.

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНО УЧЕНИЕ
1. Има вещества с молекулен и немолекулен строеж.
2. Между молекулите има празнини, чиито размери зависят от агрегатното състояние на веществото и температурата.
3. Молекулите са в непрекъснато движение.
4. Молекулите са изградени от атоми.
6. Атомите се характеризират с определена маса и размер.
По време на физични явления молекулите се запазват, по време на химични явления, като правило, те се унищожават. Атомите се пренареждат по време на химични явления, образувайки молекули от нови вещества.

ЗАКОН ЗА ПОСТОЯННИЯ СЪСТАВ НА МАТЕРИЯТА
Всяко химически чисто вещество с молекулярна структура, независимо от метода на получаване, има постоянен качествен и количествен състав.

ВАЛЕНТНОСТ
Валентността е свойството на атом на химичен елемент да свързва или замества определен брой атоми на друг елемент.

ХИМИЧЕСКА РЕАКЦИЯ
Химическата реакция е явление, в резултат на което от едно вещество се образуват други вещества. Реагентите са вещества, които влизат в химична реакция. Продуктите на реакцията са вещества, образувани в резултат на реакция.
Признаци на химични реакции:
1. Отделяне на топлина (светлина).
2. Промяна в цвета.
3. Появява се миризма.
4. Образуване на утайка.
5. Изпускане на газ.

>> Химични формули

Химични формули

Материалът в този параграф ще ви помогне:

> разберете каква е химичната формула;
> четете формулите на веществата, атомите, молекулите, йоните;
> използвайте правилно термина „формулна единица“;
> съставяне на химични формули на йонни съединения;
> характеризират състава на вещество, молекула, йон с помощта на химична формула.

Химична формула.

Всеки го има вещества има име. Но по името му е невъзможно да се определи от какви частици се състои дадено вещество, колко и какви атоми се съдържат в неговите молекули, йони и какви заряди имат йоните. Отговорите на такива въпроси се дават от специален запис - химическа формула.

Химическата формула е обозначението на атом, молекула, йон или вещество с помощта на символи химически елементи и индекси.

Химическата формула на атома е символът на съответния елемент. Например атомът на алуминия се обозначава със символа Al, атомът на силиция със символа Si. Такива формули имат и простите вещества - металът алуминий, неметалът с атомна структура силиций.

Химична формула молекули на просто вещество съдържа символа на съответния елемент и долния индекс - малко число, изписано отдолу и вдясно. Индексът показва броя на атомите в молекулата.

Кислородната молекула се състои от два кислородни атома. Химичната му формула е O2. Тази формула се чете, като първо се произнесе символът на елемента, а след това индексът: „o-two“. Формулата O2 обозначава не само молекулата, но и самото вещество кислород.

Молекулата O2 се нарича двуатомна. Подобни молекули (общата им формула е Е 2) се състоят от прости веществаВодород, азот, флуор, хлор, бром, йод.

Озонът съдържа триатомни молекули, белият фосфор съдържа четириатомни молекули, а сярата съдържа осематомни молекули. (Напишете химичните формули на тези молекули.)

H 2
O2
N 2
Cl2
BR 2
аз 2

Във формулата на молекула на сложно вещество са записани символите на елементите, чиито атоми се съдържат в нея, както и индексите. Молекулата на въглеродния диоксид се състои от три атома: един въглероден атом и два кислородни атома. Неговата химична формула е CO 2 (чете се „це-о-два”). Запомнете: ако една молекула съдържа един атом от който и да е елемент, тогава съответният индекс, т.е. I, не е написан в химическата формула. Формулата на молекулата на въглеродния диоксид е и формулата на самото вещество.

Във формулата на йона неговият заряд е допълнително записан. За да направите това, използвайте горен индекс. Показва сумата на таксата с цифра (не пишат такава), а след това знак (плюс или минус). Например, натриев йон със заряд +1 има формулата Na + (да се чете "натрий-плюс"), хлорен йон със заряд - I - SG - ("хлор-минус"), хидроксиден йон със заряд - I - OH - („о-аш-минус“), карбонатен йон със заряд -2 - CO 2- 3 („це-о-три-две-минус“).

Na+,Cl-
прости йони

OH - , CO 2-3
комплексни йони

Във формулите на йонните съединения първо запишете, без да посочвате заряди, положително заредени йони, а след това - отрицателно заредени (Таблица 2). Ако формулата е правилна, тогава сумата от зарядите на всички йони в нея е нула.

таблица 2
Формули на някои йонни съединения

В някои химични формули група атоми или сложен йон се записват в скоби. Като пример, нека вземем формулата на гасена вар Ca(OH) 2. Това е йонно съединение. В него за всеки Ca 2+ йон има два OH - йона. Формулата на съединението гласи " калций-o-ash-twice“, но не и „calcium-o-ash-two“.

Понякога в химичните формули, вместо символи на елементи, се изписват „чужди“ букви, както и индексни букви. Такива формули често се наричат ​​общи. Примери за формули от този тип: ECI n, E n O m, F x O y. Първо
формулата означава група съединения на елементи с хлор, втората - група съединения на елементи с кислород, а третата се използва, ако химичната формула на съединение на ферум с Кислороднеизвестен и
трябва да се инсталира.

Ако трябва да обозначите два отделни неонови атома, две кислородни молекули, две молекули въглероден диоксид или два натриеви йона, използвайте обозначенията 2Ne, 20 2, 2C0 2, 2Na +. Числото пред химичната формула се нарича коефициент. Коефициент I, както и индекс I, не се изписва.

Формула единица.

Какво означава обозначението 2NaCl? Молекулите на NaCl не съществуват; Трапезната сол е йонно съединение, което се състои от Na + и Cl - йони. Двойка от тези йони се нарича формулна единица на вещество (тя е подчертана на фиг. 44, а). По този начин обозначението 2NaCl представлява две формулни единици на трапезна сол, т.е. две двойки йони Na ​​+ и C l-.

Терминът "формула" се използва за сложни вещества не само с йонна, но и с атомна структура. Например, формулната единица за кварц SiO 2 е комбинацията от един силициев атом и два кислородни атома (фиг. 44, b).

Ориз. 44. формулни единици в съединения с йонна (а) атомна структура (б)

Формулната единица е най-малкият „градивен елемент“ на веществото, неговият най-малък повтарящ се фрагмент. Този фрагмент може да бъде атом (в просто вещество), молекула (в просто или сложно вещество),
съвкупност от атоми или йони (в сложно вещество).

Упражнение.Съставете химична формула за съединение, което съдържа Li + i SO 2- 4 йони. Назовете формулната единица на това вещество.

Решение

В йонно съединение сумата от зарядите на всички йони е нула. Това е възможно при условие, че за всеки SO 2-4 йон има два Li + йона. Следователно формулата на съединението е Li 2 SO 4.

Формулата на веществото е три йона: два Li + йона и един SO 2-4 йон.

Качествен и количествен състав на веществото.

Химическата формула съдържа информация за състава на дадена частица или вещество. Когато характеризират качествения състав, те назовават елементите, които образуват частица или вещество, а когато характеризират количествения състав, те посочват:

Броят на атомите на всеки елемент в молекула или сложен йон;
съотношението на атомите на различни елементи или йони в дадено вещество.

Упражнение. Опишете състава на метан CH 4 (молекулно съединение) и калцинирана сода Na 2 CO 3 (йонно съединение)

Решение

Метанът се образува от елементите въглерод и водород (това е качествен състав). Молекулата на метана съдържа един въглероден атом и четири водородни атома; съотношението им в молекулата и в веществото

N(C): N(H) = 1:4 (количествен състав).

(Буква N означава броя на частиците - атоми, молекули, йони.

Калцинираната сода се образува от три елемента - натрий, въглерод и кислород. Съдържа положително заредени Na ​​+ йони, тъй като натрият е метален елемент, и отрицателно заредени CO -2 3 йони (качествен състав).

Съотношението на атомите на елементите и йоните в дадено вещество е както следва:

заключения

Химическата формула е запис на атом, молекула, йон, вещество с помощта на символи на химични елементи и индекси. Броят на атомите на всеки елемент е посочен във формулата с долен индекс, а зарядът на йона е посочен с горен индекс.

Формулна единица е частица или съвкупност от частици на вещество, представено чрез неговата химична формула.

Химическата формула отразява качествения и количествения състав на дадена частица или вещество.

?
66. Каква информация за вещество или частица съдържа химичната формула?

67. Каква е разликата между коефициент и долен индекс в химичната нотация? Допълнете отговора си с примери. За какво се използва горният индекс?

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

69. Какво означават записите: 3H 2 0, 2H, 2H 2, N 2, Li, 4Cu, Zn 2+, 50 2-, NO - 3, 3Ca(0H) 2, 2CaC0 3?

70. Запишете химични формули, които се четат така: es-o-three; бор-две-о-три; аш-ен-о-две; хром-о-пепел-три пъти; натриева пепел-ес-о-четири; en-ash-four-double-es; барий-два-плюс; пе-о-четири-три-минус.

71. Съставете химичната формула на молекула, която съдържа: а) един азотен атом и три водородни атома; б) четири атома водород, два атома фосфор и седем атома кислород.

72. Коя е формулната единица: а) за калцинирана сода Na 2 CO 3 ; б) за йонното съединение Li 3 N; в) за съединението B 2 O 3, което има атомна структура?

73. Съставете формули за всички вещества, които могат да съдържат само следните йони: K + , Mg2 + , F - , SO -2 4 , OH - .

74. Опишете качествения и количествения състав на:

а) молекулни вещества - хлор Cl 2, водороден прекис (водороден прекис) H 2 O 2, глюкоза C 6 H 12 O 6;
б) йонно вещество - натриев сулфат Na 2 SO 4;
в) йони H 3 O +, HPO 2- 4.

Попел П. П., Крикля Л. С., Химия: Пидруч. за 7 клас общосвит. навч. затваряне - К.: ВК "Академия", 2008. - 136 с.: ил.

Съдържание на урока бележки към уроците и поддържаща рамка презентация на уроци интерактивни технологии ускорител методи на преподаване Практикувайте тестове, тестване онлайн задачи и упражнения домашни семинари и обучения въпроси за дискусии в клас Илюстрации видео и аудио материали снимки, картинки, графики, таблици, диаграми, комикси, притчи, поговорки, кръстословици, анекдоти, вицове, цитати Добавки резюмета измамни листове съвети за любопитните статии (MAN) литература основен и допълнителен речник на термините Подобряване на учебниците и уроците коригиране на грешки в учебника, замяна на остарели знания с нови Само за учители календарни планове програми за обучение методически препоръки

Съвременните символи за химичните елементи са въведени в науката през 1813 г. от Й. Берцелиус. Според неговото предложение елементите се обозначават с началните букви на латинските им имена. Например кислородът (Oxygenium) се обозначава с буквата O, сярата (Sulfur) с буквата S, водородът (Hydrogenium) с буквата H. В случаите, когато имената на елементите започват със същата буква, се добавя още една буква добавен към първата буква. Така въглеродът (Carboneum) има символ C, калций (Calcium) - Ca, мед (Cuprum) - Cu.

Химическите символи не са само съкратени имена на елементи: те също така изразяват определени количества (или маси), т.е. Всеки символ представлява или един атом на елемент, или един мол от неговите атоми, или маса на елемент, равна (или пропорционална на) моларната маса на този елемент. Например С означава или един въглероден атом, или един мол въглеродни атоми, или 12 единици маса (обикновено 12 g) въглерод.

Химични формули

Формулите на веществата също показват не само състава на веществото, но и неговото количество и маса. Всяка формула представлява или една молекула от вещество, или един мол от вещество, или маса от вещество, равна (или пропорционална на) неговата моларна маса. Например, H2O представлява или една молекула вода, или един мол вода, или 18 масови единици (обикновено (18 g) вода.

Простите вещества също се обозначават с формули, показващи от колко атома се състои една молекула на просто вещество: например формулата за водород Н2. Ако атомният състав на молекула на просто вещество не е точно известен или веществото се състои от молекули, съдържащи различен брой атоми, а също и ако има атомна или метална структура, а не молекулярна, простото вещество се означава с символът на елемента. Например, простото вещество фосфор се обозначава с формулата P, тъй като в зависимост от условията фосфорът може да се състои от молекули с различен брой атоми или да има полимерна структура.

Формули по химия за решаване на задачи

Формулата на веществото се определя въз основа на резултатите от анализа. Например, според анализа, глюкозата съдържа 40% (тегл.) въглерод, 6,72% (тегл.) водород и 53,28% (тегл.) кислород. Следователно масите на въглерода, водорода и кислорода са в съотношение 40:6,72:53,28. Нека означим желаната формула за глюкоза C x H y O z, където x, y и z са броят на въглеродните, водородните и кислородните атоми в молекулата. Масите на атомите на тези елементи са съответно равни на 12,01; 1,01 и 16,00 а.е.м Следователно молекулата на глюкозата съдържа 12,01x amu. въглерод, 1.01u аму водород и 16.00zа.u.m. кислород. Съотношението на тези маси е 12,01x: 1,01y: 16,00z. Но ние вече открихме тази връзка въз основа на данните от анализа на глюкозата. Следователно:

12.01x: 1.01y: 16.00z = 40:6.72:53.28.

Според свойствата на пропорцията:

x: y: z = 40/12,01:6,72/1,01:53,28/16,00

или x:y:z = 3,33:6,65:3,33 = 1:2:1.

Следователно в молекулата на глюкозата има два водородни атома и един кислороден атом на въглероден атом. Това условие се изпълнява от формулите CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 и т.н. Първата от тези формули - CH 2 O- се нарича най-простата или емпирична формула; има молекулно тегло 30,02. За да разберете истинската или молекулната формула, е необходимо да знаете молекулната маса на дадено вещество. При нагряване глюкозата се разрушава, без да се превръща в газ. Но неговото молекулно тегло може да се определи по други методи: то е равно на 180. От сравнението на това молекулно тегло с молекулното тегло, съответстващо на най-простата формула, става ясно, че формулата C 6 H 12 O 6 съответства на глюкозата.

Така химическата формула е изображение на състава на веществото, използвайки символи на химични елементи, цифрови индекси и някои други знаци. Разграничават се следните видове формули:

— най-простият , което се получава експериментално чрез определяне на съотношението на химичните елементи в молекула и използване на стойностите на техните относителни атомни маси (виж примера по-горе);

— молекулярно , което може да се получи чрез познаване на най-простата формула на веществото и неговото молекулно тегло (вижте примера по-горе);

— рационален , показващи групи от атоми, характерни за класове химични елементи (R-OH - алкохоли, R - COOH - карбоксилни киселини, R - NH 2 - първични амини и др.);

— структурен (графичен) , показващ относителното разположение на атомите в молекула (може да бъде двуизмерно (в равнина) или триизмерно (в пространство));

— електронен, показващ разпределението на електроните по орбиталите (написано само за химични елементи, не и за молекули).

Нека разгледаме по-отблизо примера на молекулата на етилов алкохол:

1. най-простата формула на етанола е C 2 H 6 O;
2. молекулната формула на етанола е C 2 H 6 O;
3. рационалната формула на етанола е C 2 H 5 OH;

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение	При пълно изгаряне на кислородсъдържащо органично вещество с тегло 13,8 g се получават 26,4 g въглероден диоксид и 16,2 g вода. Намерете молекулната формула на веществото, ако относителната плътност на неговите пари по отношение на водорода е 23.
Решение	Нека съставим диаграма на реакцията на горене на органично съединение, обозначавайки броя на въглеродните, водородните и кислородните атоми съответно с "x", "y" и "z": C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Нека определим масите на елементите, които изграждат това вещество. Стойностите на относителните атомни маси, взети от периодичната таблица на D.I. Менделеев, закръглете до цели числа: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H2O)×M(H) = ×M(H); Нека изчислим моларните маси на въглеродния диоксид и водата. Както е известно, моларната маса на молекулата е равна на сумата от относителните атомни маси на атомите, които изграждат молекулата (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 g/mol. m(C) = ×12 = 7.2 g; m(H) = 2 × 16,2 / 18 × 1 = 1,8 g. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g. Нека определим химичната формула на съединението: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); x:y:z = 7,2/12:1,8/1:4,8/16; x:y:z = 0,6:1,8:0,3 = 2:6:1. Това означава, че най-простата формула на съединението е C 2 H 6 O и моларната маса е 46 g/mol. Моларната маса на органично вещество може да се определи, като се използва неговата водородна плътност: M вещество = M(H 2) × D(H 2) ; M вещество = 2 × 23 = 46 g/mol. M вещество / M(C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1. Това означава, че формулата на органичното съединение ще бъде C 2 H 6 O.
Отговор	C2H6O

ПРИМЕР 2

Упражнение	Масовата част на фосфора в един от неговите оксиди е 56,4%. Плътността на оксидните пари във въздуха е 7,59. Определете молекулната формула на оксида.
Решение	Масовата част на елемент X в молекула със състав NX се изчислява по следната формула: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Нека изчислим масовата част на кислорода в съединението: ω(O) = 100% - ω(P) = 100% - 56,4% = 43,6%. Нека обозначим броя на моловете елементи, включени в съединението, като "x" (фосфор), "y" (кислород). Тогава моларното съотношение ще изглежда така (стойностите на относителните атомни маси, взети от периодичната таблица на Д. И. Менделеев, са закръглени до цели числа): x:y = ω(P)/Ar(P) : ω(O)/Ar(O); x:y = 56,4/31: 43,6/16; x:y = 1,82:2,725 = 1:1,5 = 2:3. Това означава, че най-простата формула за свързване на фосфор с кислород ще бъде P 2 O 3 и моларна маса от 94 g/mol. Моларната маса на органично вещество може да се определи с помощта на неговата плътност на въздуха: M вещество = M въздух × D въздух; M вещество = 29 × 7,59 = 220 g/mol. За да намерим истинската формула на органично съединение, намираме съотношението на получените моларни маси: M вещество / M(P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. Това означава, че индексите на фосфорните и кислородните атоми трябва да бъдат 2 пъти по-високи, т.е. формулата на веществото ще бъде P 4 O 6.
Отговор	P4O6