Moderne symboler for kemiske grundstoffer blev introduceret i videnskaben i 1813 af J. Berzelius. Ifølge hans forslag er elementer betegnet med begyndelsesbogstaverne i deres latinske navne. For eksempel betegnes oxygen (Oxygenium) med bogstavet O, svovl (Svovl) med bogstavet S, brint (Hydrogenium) med bogstavet H. I tilfælde, hvor grundstoffernes navne begynder med det samme bogstav, er et bogstav mere tilføjet til det første bogstav. Således har kulstof (Carboneum) symbolet C, calcium (Calcium) - Ca, kobber (Cuprum) - Cu.

Kemiske symboler er ikke kun forkortede navne på grundstoffer: de udtrykker også bestemte mængder (eller masser), dvs. Hvert symbol repræsenterer enten et atom af et grundstof eller et mol af dets atomer eller en masse af et grundstof lig med (eller proportional med) den molære masse af dette grundstof. For eksempel betyder C enten et carbonatom eller et mol carbonatomer eller 12 masseenheder (normalt 12 g) carbon.

Kemiske formler

Formler for stoffer angiver også ikke kun stoffets sammensætning, men også dets mængde og masse. Hver formel repræsenterer enten et molekyle af et stof eller et mol af et stof eller en masse af et stof lig med (eller proportional med) dets molære masse. For eksempel repræsenterer H2O enten et molekyle vand eller et mol vand eller 18 masseenheder (normalt (18 g) vand.

Simple stoffer er også betegnet med formler, der viser, hvor mange atomer et molekyle af et simpelt stof består af: for eksempel formlen for hydrogen H 2. Hvis atomsammensætningen af ​​et molekyle af et simpelt stof ikke er præcist kendt, eller stoffet består af molekyler, der indeholder et andet antal atomer, og også hvis det har en atom- eller metallisk struktur frem for en molekylær, betegnes det simple stof ved elementets symbol. For eksempel er det simple stof fosfor betegnet med formlen P, da fosfor afhængigt af forhold kan bestå af molekyler med forskelligt antal atomer eller have en polymerstruktur.

Kemiformler til at løse problemer

Formlen for stoffet bestemmes ud fra resultaterne af analysen. For eksempel indeholder glucose ifølge analyse 40% (vægt) kulstof, 6,72% (vægt) hydrogen og 53,28% (vægt) oxygen. Derfor er masserne af kulstof, brint og oxygen i forholdet 40:6,72:53,28. Lad os betegne den ønskede formel for glucose C x H y O z, hvor x, y og z er antallet af carbon-, hydrogen- og oxygenatomer i molekylet. Masserne af disse grundstoffers atomer er henholdsvis lig med 12,01; 1.01 og 16.00 amu Derfor indeholder glukosemolekylet 12,01x amu. kulstof, 1,01u amu hydrogen og 16.00zа.u.m. ilt. Forholdet mellem disse masser er 12,01x: 1,01y: 16,00z. Men vi har allerede fundet dette forhold baseret på glukoseanalysedata. Derfor:

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

Ifølge proportionernes egenskaber:

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

eller x:y:z = 3,33:6,65:3,33 = 1:2:1.

Derfor er der i et glukosemolekyle to brintatomer og et oxygenatom pr. kulstofatom. Denne betingelse er opfyldt af formlerne CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 osv. Den første af disse formler - CH 2 O- kaldes den enkleste eller empiriske formel; den har en molekylvægt på 30,02. For at finde ud af den sande eller molekylære formel er det nødvendigt at kende molekylmassen af ​​et givet stof. Ved opvarmning ødelægges glucose uden at blive til gas. Men dens molekylvægt kan bestemmes ved andre metoder: den er lig med 180. Fra en sammenligning af denne molekylvægt med molekylvægten svarende til den simpleste formel, er det klart, at formlen C 6 H 12 O 6 svarer til glucose.

Således er en kemisk formel et billede af sammensætningen af ​​et stof ved hjælp af symboler for kemiske elementer, numeriske indekser og nogle andre tegn. Der skelnes mellem følgende typer formler:

— enkleste , som opnås eksperimentelt ved at bestemme forholdet mellem kemiske grundstoffer i et molekyle og bruge værdierne af deres relative atommasse (se eksemplet ovenfor);

— molekylær , som kan opnås ved at kende den enkleste formel for et stof og dets molekylvægt (se eksemplet ovenfor);

— rationel , der viser grupper af atomer, der er karakteristiske for klasser af kemiske grundstoffer (R-OH - alkoholer, R - COOH - carboxylsyrer, R - NH2 - primære aminer, etc.);

— strukturel (grafisk) , der viser det relative arrangement af atomer i et molekyle (kan være todimensionelt (i et plan) eller tredimensionelt (i rummet));

— elektronisk, der viser fordelingen af ​​elektroner på tværs af orbitaler (kun skrevet for kemiske grundstoffer, ikke for molekyler).

Lad os se nærmere på eksemplet med ethylalkoholmolekylet:

1. den enkleste formel for ethanol er C 2 H 6 O;
2. ethanolformlen er C2H6O;
3. den rationelle formel for ethanol er C2H5OH;

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Dyrke motion	Ved fuldstændig forbrænding af et oxygenholdigt organisk stof med en vægt på 13,8 g opnåedes 26,4 g kuldioxid og 16,2 g vand. Find molekylformlen for et stof, hvis den relative densitet af dets dampe i forhold til brint er 23.
Løsning	Lad os tegne et diagram over forbrændingsreaktionen af ​​en organisk forbindelse, der angiver antallet af carbon-, hydrogen- og oxygenatomer som henholdsvis "x", "y" og "z": C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Lad os bestemme masserne af de elementer, der udgør dette stof. Værdier af relative atommasser taget fra det periodiske system af D.I. Mendeleev, afrund til hele tal: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H20)×M(H) = ×M(H); Lad os beregne molmasserne af kuldioxid og vand. Som det er kendt, er molmassen af ​​et molekyle lig med summen af ​​de relative atommasser af de atomer, der udgør molekylet (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) = x12 = 7,2 g; m(H) = 2 × 16,2 / 18 × 1 = 1,8 g. m(O) = m(C x H yOz) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g. Lad os bestemme den kemiske formel for forbindelsen: 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. Dette betyder, at den enkleste formel for forbindelsen er C 2 H 6 O, og den molære masse er 46 g/mol. Molmassen af ​​et organisk stof kan bestemmes ved hjælp af dets brintdensitet: M substans = M(H2) x D(H2); M-stof = 2 × 23 = 46 g/mol. M stof/M(C2H6O) = 46/46 = 1. Dette betyder, at formlen for den organiske forbindelse vil være C 2 H 6 O.
Svar	C2H6O

EKSEMPEL 2

Dyrke motion	Massefraktionen af ​​fosfor i et af dets oxider er 56,4%. Oxiddampdensiteten i luft er 7,59. Bestem molekylformlen for oxidet.
Løsning	Massefraktionen af ​​grundstof X i et molekyle med sammensætningen NX beregnes ved hjælp af følgende formel: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Lad os beregne massefraktionen af ​​oxygen i forbindelsen: ω(O) = 100 % - ω(P) = 100 % - 56,4 % = 43,6 %. Lad os betegne antallet af mol af grundstoffer inkluderet i forbindelsen som "x" (phosphor), "y" (ilt). Derefter vil molforholdet se sådan ud (værdierne af relative atommasser taget fra D.I. Mendeleevs periodiske system er afrundet til hele tal): 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. Det betyder, at den enkleste formel for at kombinere fosfor med oxygen vil være P 2 O 3 og en molær masse på 94 g/mol. Molmassen af ​​et organisk stof kan bestemmes ved hjælp af dets lufttæthed: M stof = M luft × D luft; M-stof = 29 × 7,59 = 220 g/mol. For at finde den sande formel for en organisk forbindelse finder vi forholdet mellem de resulterende molære masser: M stof/M(P2O3) = 220 / 94 = 2. Det betyder, at indekserne for fosfor og oxygenatomer bør være 2 gange højere, dvs. Formlen for stoffet vil være P 4 O 6.
Svar	P4O6

Tjek oplysninger. Det er nødvendigt at kontrollere nøjagtigheden af ​​fakta og pålideligheden af ​​de oplysninger, der præsenteres i denne artikel. På diskussionssiden er der en diskussion om emnet: Tvivl vedrørende terminologi. Kemisk formel ... Wikipedia

En kemisk formel afspejler information om stoffers sammensætning og struktur ved hjælp af kemiske symboler, tal og delesymboler i parentes. I øjeblikket skelnes der mellem følgende typer af kemiske formler: Den enkleste formel. Kan fås af erfarne... ... Wikipedia

En kemisk formel afspejler information om stoffers sammensætning og struktur ved hjælp af kemiske symboler, tal og delesymboler i parentes. I øjeblikket skelnes der mellem følgende typer af kemiske formler: Den enkleste formel. Kan fås af erfarne... ... Wikipedia

En kemisk formel afspejler information om stoffers sammensætning og struktur ved hjælp af kemiske symboler, tal og delesymboler i parentes. I øjeblikket skelnes der mellem følgende typer af kemiske formler: Den enkleste formel. Kan fås af erfarne... ... Wikipedia

En kemisk formel afspejler information om stoffers sammensætning og struktur ved hjælp af kemiske symboler, tal og delesymboler i parentes. I øjeblikket skelnes der mellem følgende typer af kemiske formler: Den enkleste formel. Kan fås af erfarne... ... Wikipedia

Hovedartikel: Uorganiske forbindelser Liste over uorganiske forbindelser efter grundstof informationsliste over uorganiske forbindelser præsenteret i alfabetisk rækkefølge (efter formel) for hvert stof, brintsyrer af grundstofferne (hvis ... ... Wikipedia

Denne artikel eller sektion trænger til revision. Venligst forbedre artiklen i overensstemmelse med reglerne for at skrive artikler... Wikipedia

En kemisk ligning (ligning for en kemisk reaktion) er en konventionel fremstilling af en kemisk reaktion ved hjælp af kemiske formler, numeriske koefficienter og matematiske symboler. Ligningen for en kemisk reaktion giver kvalitativ og kvantitativ... ... Wikipedia

Kemisk software er computerprogrammer, der bruges inden for kemi. Indhold 1 Kemiske redaktører 2 Platforme 3 Litteratur ... Wikipedia

Bøger

• Japansk-engelsk-russisk ordbog til installation af industrielt udstyr. Omkring 8.000 termer, Popova I.S.. Ordbogen er beregnet til en bred vifte af brugere og primært til oversættere og tekniske specialister involveret i levering og implementering af industrielt udstyr fra Japan eller...
• En kort ordbog over biokemiske termer, Kunizhev S.M.. Ordbogen er beregnet til studerende af kemiske og biologiske specialer på universiteter, der studerer et kursus i generel biokemi, økologi og bioteknologiens grundlæggende principper, og kan også bruges i ...

Kemi– videnskaben om stoffers sammensætning, struktur, egenskaber og omdannelser.

Atom-molekylær videnskab. Stoffer består af kemiske partikler (molekyler, atomer, ioner), som har en kompleks struktur og består af elementarpartikler (protoner, neutroner, elektroner).

Atom– en neutral partikel bestående af en positiv kerne og elektroner.

Molekyle– en stabil gruppe af atomer forbundet med kemiske bindinger.

Kemisk grundstof– en type atomer med samme kerneladning. Element angiver

hvor X er symbolet for elementet, Z– grundstoffets serienummer i det periodiske system D.I. Mendeleev, EN– massetal. Serienummer Z lig med ladningen af ​​atomkernen, antallet af protoner i atomkernen og antallet af elektroner i atomet. Massenummer EN lig med summen af ​​antallet af protoner og neutroner i et atom. Antallet af neutroner er lig med forskellen A–Z.

Isotoper– atomer af samme grundstof med forskellige massetal.

Relativ atommasse(A r) er forholdet mellem den gennemsnitlige masse af et atom i et grundstof med naturlig isotopsammensætning og 1/12 af massen af ​​et atom i kulstofisotopen 12 C.

Relativ molekylvægt(M r) er forholdet mellem den gennemsnitlige masse af et molekyle af et stof med naturlig isotopsammensætning og 1/12 af massen af ​​et atom i 12 C-carbonisotopen.

Atommasseenhed(a.u.m) – 1/12 af massen af ​​et atom i kulstofisotopen 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 år

Muldvarp– mængden af ​​et stof, der indeholder lige så mange strukturelle enheder (atomer, molekyler, ioner), som der er atomer i 0,012 kg af kulstofisotopen 12 C. Muldvarp– mængden af ​​et stof, der indeholder 6,02 10 23 strukturelle enheder (atomer, molekyler, ioner).

n = N/N A, Hvor n- mængde af stof (mol), N– antal partikler, a N A– Avogadros konstant. Mængden af ​​et stof kan også angives med symbolet v.

Avogadros konstant N A = 6,02 10 23 partikler/mol.

Molar masseM(g/mol) – forholdet mellem stoffets masse m d) til mængden af ​​stof n(mol):

M = m/n, hvor: m = Mn Og n = m/M.

Molært volumen af ​​gasV M(l/mol) – gasvolumenforhold V(l) til mængden af ​​stof i denne gas n(mol). Under normale forhold VM = 22,4 l/mol.

Normale forhold: temperatur t = 0°C, eller T = 273 K, tryk p = 1 atm = 760 mm. rt. Kunst. = 101.325 Pa = 101.325 kPa.

V M = V/n, hvor: V = V Mn Og n = V/VM.

Resultatet er en generel formel:

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

Tilsvarende- en ægte eller fiktiv partikel, der vekselvirker med ét brintatom, eller erstatter det eller på anden måde svarer til det.

Molære masseækvivalenter M e– forholdet mellem et stofs masse og antallet af ækvivalenter af dette stof: M e = m/n (lign) .

I ladningsudvekslingsreaktioner er molmassen af ​​stofækvivalenter

med molær masse M lig med: M e = M/(n ? m).

I redoxreaktioner er molmassen af ​​ækvivalenter af et stof med molær masse M lig med: M e = M/n(e), Hvor n(e)– antal overførte elektroner.

Lov om ækvivalenter– Masserne af reaktant 1 og 2 er proportionale med molmasserne af deres ækvivalenter. m 1 / m 2= M E1/M E2, eller m1/ME1 = m2/ME2, eller n 1 = n 2, Hvor m 1 Og m 2- masser af to stoffer, M E1 Og M E2- molære masser af ækvivalenter, n 1 Og n 2– antallet af ækvivalenter af disse stoffer.

For løsninger kan ækvivalentloven skrives som følger:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Hvor med E1, med E2, V 1 Og V 2– molære koncentrationer af ækvivalenter og volumener af opløsninger af disse to stoffer.

Forenede gaslov: pV = nRT, Hvor s– tryk (Pa, kPa), V– volumen (m 3, l), n- mængden af ​​gasstof (mol), T – temperatur (K), T(K) = t(°C) + 273, R- konstant, R= 8,314 J/(Ka mol), med J = Pam3 = kPal.

2. Atomstruktur og periodisk lov

Bølge-partikel dualitet stof - ideen om, at ethvert objekt kan have både bølge- og korpuskulære egenskaber. Louis de Broglie foreslog en formel, der forbinder objekters bølge- og korpuskulære egenskaber: ? = h/(mV), Hvor h- Plancks konstante, ? – bølgelængde, der svarer til hver krop med masse m og hastighed V. Selvom bølgeegenskaber eksisterer for alle objekter, kan de kun observeres for mikroobjekter med masser i størrelsesordenen af ​​massen af ​​et atom og en elektron.

Heisenbergs usikkerhedsprincip: ?(mV x) ?х > h/2n eller ?V x ?x > h/(2?m), Hvor m- partikelmasse, x- dens koordinater, V x– hastighed i retning x, ?– usikkerhed, fejl i bestemmelsen. Usikkerhedsprincippet betyder, at det er umuligt samtidigt at angive positionen (koordinaten) x) og hastighed (V x) partikler.

Partikler med små masser (atomer, kerner, elektroner, molekyler) er ikke partikler i Newtonsk mekaniks forstand og kan ikke studeres af klassisk fysik. De studeres af kvantefysik.

Hovedkvantetaln tager værdierne 1, 2, 3, 4, 5, 6 og 7, svarende til de elektroniske niveauer (lag) K, L, M, N, O, P og Q.

Niveau– det rum, hvor elektroner med samme tal er placeret n. Elektroner af forskellige niveauer er rumligt og energisk adskilt fra hinanden, da antallet n bestemmer elektronenergi E(jo flere n, jo flere E) og afstand R mellem elektroner og kerne (jo flere n, jo flere R).

Orbital (side, azimutal) kvantetall tager værdier afhængigt af antallet n:l= 0, 1,…(n- 1). For eksempel hvis n= 2, så l = 0, 1; Hvis n= 3, så l = 0, 1, 2. Antal l karakteriserer underniveauet (underlaget).

Underniveau– det rum, hvor elektroner med visse n Og l. Underniveauer af et givet niveau er udpeget afhængigt af antallet l:s- Hvis l = 0, s- Hvis l = 1, d- Hvis l = 2, f- Hvis l = 3. Underniveauerne af et givet atom er udpeget afhængigt af tallene n Og l, for eksempel: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), osv. Underniveauer af et givet niveau har forskellige energier (jo flere l, jo flere E): E s< E < Е А < … og de forskellige former af orbitalerne, der udgør disse underniveauer: s-orbitalen har form som en kugle, s-orbitalen er formet som en håndvægt osv.

Magnetisk kvantetalm 1 karakteriserer orienteringen af ​​det orbitale magnetiske moment, lig med l, i rummet i forhold til det eksterne magnetfelt og tager følgende værdier: – l,…-1, 0, 1,…l, dvs i alt (2l + 1) værdi. For eksempel hvis l = 2, så m1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbital(del af et underniveau) - det rum, hvor elektroner (ikke mere end to) er placeret med visse n, l, m 1. Underniveau indeholder 2l+1 orbital. For eksempel, d– underniveauet indeholder fem d-orbitaler. Orbitaler af samme underniveau med forskellige tal m 1, har samme energi.

Magnetisk spin nummerFrk karakteriserer orienteringen af ​​elektronens eget magnetiske moment s, lig med?, i forhold til det eksterne magnetfelt og tager to værdier: +? Og _?.

Elektroner i et atom optager niveauer, underniveauer og orbitaler i henhold til følgende regler.

Paulis regel: I et atom kan to elektroner ikke have fire identiske kvantetal. De skal afvige i mindst ét ​​kvantetal.

Af Pauli-reglen følger det, at en orbital ikke kan indeholde mere end to elektroner, et underniveau kan ikke indeholde mere end 2(2l + 1) elektroner, et niveau kan ikke indeholde mere 2n 2 elektroner.

Klechkovskys regel: elektroniske underniveauer udfyldes i stigende rækkefølge (n + l), og i tilfælde af samme beløb (n+l)– i stigende rækkefølge efter antal n.

Grafisk form af Klechkovskys styre.

Ifølge Klechkovskys regel udfyldes underniveauer i følgende rækkefølge: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Selvom udfyldningen af ​​underniveauer sker i henhold til Klechkovsky-reglen, er underniveauerne i den elektroniske formel skrevet sekventielt efter niveau: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f osv. Således er den elektroniske formel for bromatomet skrevet som følger: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

De elektroniske konfigurationer af en række atomer adskiller sig fra dem, der er forudsagt af Klechkovskys regel. Så for Cr og Cu:

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

Rule of Hunda (Gunda): Fyldningen af ​​orbitalerne på et givet underniveau udføres, så det samlede spin er maksimalt. Orbitalerne på et givet underniveau fyldes først med én elektron ad gangen.

Elektroniske konfigurationer af atomer kan skrives efter niveauer, underniveauer, orbitaler. For eksempel kan den elektroniske formel P(15e) skrives:

a) efter niveauer)2)8)5;

b) efter underniveauer 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) ved orbital

Eksempler på elektroniske formler for nogle atomer og ioner:

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. Kemisk binding

3.1. Valensbindingsmetode

Ifølge valensbindingsmetoden dannes en binding mellem atomerne A og B ved at dele et elektronpar.

Kovalent binding. Donor-acceptor forbindelse.

Valens karakteriserer atomers evne til at danne kemiske bindinger og er lig med antallet af kemiske bindinger dannet af et atom. Ifølge valensbindingsmetoden er valens lig med antallet af delte elektronpar, og i tilfælde af en kovalent binding er valens lig med antallet af uparrede elektroner i det ydre niveau af et atom i dets jord eller exciterede tilstande .

Valens af atomer

For eksempel for kulstof og svovl:

Mættelighed kovalent binding: atomer danner et begrænset antal bindinger svarende til deres valens.

Hybridisering af atomare orbitaler– blanding af atomorbitaler (AO) af forskellige underniveauer af atomet, hvis elektroner deltager i dannelsen af ​​ækvivalente?-bindinger. Hybrid orbital (HO) ækvivalens forklarer ækvivalensen af ​​de dannede kemiske bindinger. For eksempel, i tilfælde af et tetravalent carbonatom er der et 2s – og tre 2 p-elektron. For at forklare ækvivalensen af ​​de fire?-bindinger dannet af carbon i molekylerne CH 4, CF 4, etc., atomare en s- og tre R- orbitaler erstattes af fire ækvivalente hybrider sp 3-orbitaler:

Fokus En kovalent binding er, at den dannes i retning af maksimal overlapning af de orbitaler, der danner et fælles elektronpar.

Afhængigt af typen af ​​hybridisering har hybridorbitaler en specifik placering i rummet:

sp– lineær, vinklen mellem orbitalernes akser er 180°;

sp 2– trekantet, vinkler mellem orbitalernes akser er 120°;

sp 3– tetraedrisk, vinklerne mellem orbitalernes akser er 109°;

sp 3 d 1– trigonal-bipyramidal, vinkler 90° og 120°;

sp 2 d 1– kvadratisk, vinklerne mellem orbitalernes akser er 90°;

sp 3 d 2– oktaedrisk, vinklerne mellem orbitalernes akser er 90°.

3.2. Molekylær orbital teori

Ifølge teorien om molekylære orbitaler består et molekyle af kerner og elektroner. I molekyler er elektroner placeret i molekylære orbitaler (MO). MO'erne af de ydre elektroner har en kompleks struktur og betragtes som en lineær kombination af de ydre orbitaler af atomerne, der udgør molekylet. Antallet af dannede MO'er er lig med antallet af AO'er, der deltager i deres dannelse. Energierne af MO'er kan være lavere (bindende MO'er), ens (ikke-bindende MO'er) eller højere (antibindende MO'er) end energierne af AO'erne, der danner dem.

Vilkår for interaktion af JSC

1. AO interagerer, hvis de har lignende energier.

2. AO'er interagerer, hvis de overlapper hinanden.

3. AO interagerer, hvis de har den passende symmetri.

For et diatomisk molekyle AB (eller ethvert lineært molekyle) kan symmetrien af ​​MO være:

Hvis en given MO har en symmetriakse,

Hvis en given MO har et symmetriplan,

Hvis MO har to vinkelrette symmetriplaner.

Tilstedeværelsen af ​​elektroner på de bindende MO'er stabiliserer systemet, da det reducerer molekylets energi sammenlignet med atomernes energi. Stabiliteten af ​​molekylet er karakteriseret obligationsordre n, svarende til: n = (n lys – n størrelse)/2, Hvor n lys og n størrelse - antal elektroner i bindings- og antibindings-orbitaler.

Fyldningen af ​​MO'er med elektroner sker efter samme regler som fyldning af AO'er i et atom, nemlig: Paulis regel (der må ikke være mere end to elektroner på en MO), Hunds regel (det samlede spin skal være maksimalt) osv. .

Interaktionen mellem 1s-AO-atomer i den første periode (H og He) fører til dannelsen af ​​binding?-MO og antibinding?*-MO:

Elektroniske formler for molekyler, bindingsordrer n, eksperimentelle bindingsenergier E og intermolekylære afstande R for diatomiske molekyler fra atomer fra den første periode er angivet i følgende tabel:

Andre atomer i den anden periode indeholder, udover 2s-AO, også 2p x -, 2p y – og 2p z -AO, som ved vekselvirkning kan danne?– og?-MO. For O-, F- og Ne-atomer er energierne af 2s– og 2p-AOs væsentligt forskellige, og interaktionen mellem 2s-AO i et atom og 2p-AO af et andet atom kan negligeres, når man tager interaktionen mellem 2s-AO af to atomer adskilt fra interaktionen mellem deres 2p-AO. MO-skemaet for molekyler O 2, F 2, Ne 2 har følgende form:

For atomerne B, C, N er energierne af 2s– og 2p-AO tætte i deres energier, og 2s-AO af et atom interagerer med 2p z-AO af et andet atom. Derfor adskiller rækkefølgen af ​​MO'er i molekylerne B 2, C 2 og N 2 sig fra rækkefølgen af ​​MO'er i molekylerne O 2, F 2 og Ne 2. Nedenfor er MO-skemaet for molekylerne B 2, C 2 og N 2:

Baseret på de givne MO-skemaer er det for eksempel muligt at nedskrive de elektroniske formler for molekylerne O 2 , O 2 + og O 2 ?:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

I tilfældet med O 2-molekylet giver MO-teorien os mulighed for at forudse større styrke af dette molekyle, da n = 2, arten af ​​ændringer i bindingsenergier og internukleære afstande i rækken O 2 + – O 2 – O 2 ?, såvel som paramagnetismen af ​​O 2-molekylet, hvis øvre MO'er har to uparrede elektroner.

3.3. Nogle typer forbindelser

Ionisk binding- elektrostatisk binding mellem ioner med modsat ladning. En ionbinding kan betragtes som et ekstremt tilfælde af en polær kovalent binding. En ionbinding dannes, hvis forskellen i atomernes elektronegativitet X er større end 1,5-2,0.

En ionbinding er ikke-retningsbestemt ikke-mættelig meddelelse I en NaCl-krystal tiltrækkes Na+-ionen af ​​alle Cl-ionerne? og frastødes af alle andre Na + ioner, uanset vekselvirkningsretningen og antallet af ioner. Dette bestemmer den større stabilitet af ioniske krystaller sammenlignet med ioniske molekyler.

Hydrogenbinding– en binding mellem et brintatom i et molekyle og et elektronegativt atom (F, CI, N) i et andet molekyle.

Eksistensen af ​​en hydrogenbinding forklarer vandets unormale egenskaber: kogepunktet for vand er meget højere end dets kemiske analoger: t kip (H 2 O) = 100 °C, og t kip (H 2 S) = - 61 °C. Der dannes ingen hydrogenbindinger mellem H 2 S-molekyler.

4. Mønstre for kemiske processer

4.1. Termokemi

Energi(E)- evne til at producere arbejde. Mekanisk arbejde (A) udføres for eksempel med gas under dets ekspansion: A = p?V.

Reaktioner, der opstår med absorption af energi, er: endotermisk.

Reaktioner, der involverer frigivelse af energi, er: eksotermisk.

Energityper: varme, lys, elektrisk, kemisk, atomenergi osv.

Energityper: kinetisk og potentiale.

Kinetisk energi– energien i en bevægende krop, det er det arbejde, som en krop kan udføre, før den når hvile.

Varme (Q)– en type kinetisk energi – forbundet med bevægelse af atomer og molekyler. Når du kommunikerer til en masse (m) og specifik varmekapacitet (c) af varme?Q dens temperatur stiger med? t: ?Q = m med ?t, hvor? t = AQ/(ct).

Potentiel energi- energi erhvervet af et legeme som følge af en ændring i position i rummet af det eller dets bestanddele. Energien af ​​kemiske bindinger er en type potentiel energi.

Termodynamikkens første lov: energi kan gå fra en type til en anden, men kan ikke forsvinde eller opstå.

Intern energi (U) – summen af ​​kinetiske og potentielle energier af de partikler, der udgør kroppen. Den varme, der absorberes i reaktionen, er lig med forskellen i den indre energi af reaktionsprodukterne og reagenserne (Q = ?U = U 2 – U 1), forudsat at systemet ikke har udført noget arbejde på miljøet. Hvis reaktionen sker ved konstant tryk, så virker de frigjorte gasser mod ydre trykkræfter, og den varme, der absorberes under reaktionen, er lig med summen af ​​ændringerne i indre energi ?U og arbejde A = p?V. Denne varme absorberet ved konstant tryk kaldes entalpiændringen: ? Н = ?U + p?V, definerende entalpi Hvordan H = U + pV. Reaktioner af flydende og faste stoffer sker uden væsentlige ændringer i volumen (?V = 0), så hvad med disse reaktioner? N tæt på ?U (?Н = ?U). For reaktioner med en ændring i volumen har vi ?Н > ?U, hvis udvidelsen er i gang, og ?N< ?U , hvis der er kompression.

Ændringen i entalpi refereres normalt til standardtilstanden for et stof: det vil sige for et rent stof i en bestemt tilstand (fast, flydende eller gasformig), ved et tryk på 1 atm = 101.325 Pa, en temperatur på 298 K og en koncentration af stoffer på 1 mol/l.

Standard dannelsesentalpi?– varme frigivet eller absorberet under dannelsen af ​​1 mol af et stof fra de simple stoffer, der udgør det, under standardbetingelser. For eksempel, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Det betyder, at i reaktionen Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s), når der dannes 1 mol NaCl, frigives 411 kJ energi.

Standardentalpi for reaktion?H– ændring i entalpi under en kemisk reaktion, bestemt af formlen: ?N = ?N arr.(Produkter) - ?N arr.(reagenser).

Så for reaktionen NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), vel vidende? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ/mol og H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol har vi:

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

Hvis? N< 0, så er reaktionen eksoterm. Hvis? N> 0, så er reaktionen endoterm.

Lov Hess: Standardentalpien for en reaktion afhænger af standardentalpierne for reaktanterne og produkterne og afhænger ikke af reaktionens vej.

Spontane processer kan ikke kun være eksoterme, dvs. processer med et fald i energi (?N< 0), men kan også være endoterme processer, dvs. processer med stigende energi (?N> 0). I alle disse processer øges systemets "uorden".

EntropiS – en fysisk størrelse, der karakteriserer graden af ​​uorden i systemet. S – standardentropi, ?S – ændring i standardentropi. Hvis?S > 0, øges lidelsen, hvis AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. For processer, hvor antallet af partikler falder, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Processer opstår spontant med frigivelse af energi, altså for hvilke? N< 0, og med stigende entropi, dvs. for hvilken?S > 0. Tager man hensyn til begge faktorer fører til udtrykket for Gibbs energi: G = H – TS eller? G = ?H – T?S. Reaktioner, hvor Gibbs-energien falder, dvs. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, gå ikke spontant. Betingelsen?G = 0 betyder, at der er etableret ligevægt mellem produkterne og reaktanterne.

Ved lave temperaturer, når værdien T er tæt på nul, forekommer kun eksoterme reaktioner, da T?S– lille og?G = ? N< 0. Ved høje temperaturer værdierne T?S stor, og forsømme størrelsen? N, vi har?G = – T?S, dvs. processer med stigende entropi vil forekomme spontant, for hvilke?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Værdien af ​​AG for en bestemt reaktion kan bestemmes ved formlen:

G = ?С arr (produkter) – ?G o b p (reagenser).

I dette tilfælde er værdierne af ?G o br, såvel som? N arr. og?S o br for en lang række stoffer er angivet i særlige tabeller.

4.2. Kemisk kinetik

Kemisk reaktionshastighed(v) bestemmes af ændringen i den molære koncentration af reaktanter pr. tidsenhed:

Hvor v– reaktionshastighed, s – molær koncentration af reagenset, t- tid.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion afhænger af arten af ​​reaktanterne og reaktionsbetingelserne (temperatur, koncentration, tilstedeværelse af en katalysator osv.)

Effekt af koncentration. I I tilfælde af simple reaktioner er reaktionshastigheden proportional med produktet af koncentrationerne af reaktanterne, taget i potenser svarende til deres støkiometriske koefficienter.

Til reaktion

hvor 1 og 2 er retningerne for henholdsvis fremadgående og tilbagegående reaktioner:

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n og

v2 = k2? [C]p ? [D]q

Hvor v- hastighedsreaktion, k– hastighedskonstant, [A] – molær koncentration af stof A.

Reaktionens molekylære karakter– antallet af molekyler, der deltager i reaktionens elementære handling. For simple reaktioner, for eksempel: mA + nB> рС + qD, molekylæriteten er lig med summen af ​​koefficienterne (m + n). Reaktioner kan være enkeltmolekyle, dobbeltmolekyle og sjældent triple-molekyle. Reaktioner med højere molekylvægt forekommer ikke.

Reaktionsrækkefølge er lig med summen af ​​eksponenterne for koncentrationsgrader i det eksperimentelle udtryk for en kemisk reaktions hastighed. Altså for en kompleks reaktion

mA + nB > рС + qD det eksperimentelle udtryk for reaktionshastigheden er

v 1 = k 1? [A] ? ? [IN] ? og reaktionsrækkefølgen er (? + ?). Hvori? Og? findes eksperimentelt og falder muligvis ikke sammen med m Og n følgelig, da ligningen for en kompleks reaktion er resultatet af flere simple reaktioner.

Effekt af temperatur. Hastigheden af ​​en reaktion afhænger af antallet af effektive kollisioner mellem molekyler. En stigning i temperaturen øger antallet af aktive molekyler, hvilket giver dem den nødvendige energi til, at reaktionen kan finde sted. aktiveringsenergi E virker og øger hastigheden af ​​en kemisk reaktion.

Van't Hoffs regel. Når temperaturen stiger med 10°, øges reaktionshastigheden med 2-4 gange. Matematisk skrives dette som:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

hvor v 1 og v 2 er reaktionshastighederne ved starttemperaturen (t 1) og sluttemperaturen (t 2), ? – temperaturkoefficient for reaktionshastighed, som viser, hvor mange gange reaktionshastigheden stiger ved en temperaturstigning på 10°.

Mere præcist udtrykkes reaktionshastighedens afhængighed af temperaturen Arrhenius ligning:

k = A? e - E/(RT)

Hvor k- hastighedskonstant, EN– konstant uafhængig af temperatur, e = 2,71828, E- aktiveringsenergi, R= 8,314 J/(K? mol) – gaskonstant; T– temperatur (K). Det kan ses, at hastighedskonstanten stiger med stigende temperatur og faldende aktiveringsenergi.

4.3. Kemisk ligevægt

Et system er i ligevægt, hvis dets tilstand ikke ændrer sig over tid. Ensartethed af hastighederne for fremadrettede og omvendte reaktioner er en betingelse for at opretholde systemets ligevægt.

Et eksempel på en reversibel reaktion er reaktionen

N2 + 3H2-2NH3.

Lov om massehandling: forholdet mellem produktet af koncentrationer af reaktionsprodukter og produktet af koncentrationer af udgangsstoffer (alle koncentrationer er angivet i potenser lig med deres støkiometriske koefficienter) er en konstant kaldet ligevægtskonstant.

Ligevægtskonstanten er et mål for forløbet af en fremadrettet reaktion.

K = O – direkte reaktion forekommer ikke;

K =? – den direkte reaktion går til afslutning;

K > 1 – balance flyttet til højre;

TIL< 1 – balancen flyttes til venstre.

Reaktionsligevægtskonstant TIL er relateret til størrelsen af ​​ændringen i standard Gibbs energi?G for den samme reaktion:

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

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

Hvis TIL< 1, derefter lg K < 0 и?G >0, altså hvis ligevægten forskydes til venstre, så går reaktionen ikke spontant til højre.

Lov om ligevægtsforskydning: Hvis der udøves en ydre påvirkning på et system i ligevægt, opstår der en proces i systemet, som modvirker den ydre påvirkning.

5. Redoxreaktioner

Redoxreaktioner– reaktioner, der opstår med en ændring i grundstoffernes oxidationstilstande.

Oxidation– proces med elektrondonation.

Genopretning– processen med at tilføje elektroner.

Oxidationsmiddel– et atom, molekyle eller ion, der accepterer elektroner.

Reduktionsmiddel– et atom, molekyle eller ion, der donerer elektroner.

Oxidationsmidler, der accepterer elektroner, går i en reduceret form:

F 2 [ca. ] + 2e > 2F? [gendannet].

Reduktanter, der afgiver elektroner, går i den oxiderede form:

Na 0 [opsving ] – 1e > Na + [ca.].

Ligevægten mellem de oxiderede og reducerede former er karakteriseret ved Nernst ligninger for redoxpotentiale:

Hvor E 0– standardværdi for redoxpotentiale; n– antal overførte elektroner; [restaureret ] og [ca. ] er de molære koncentrationer af forbindelsen i henholdsvis reduceret og oxideret form.

Værdier af standardelektrodepotentialer E 0 er angivet i tabeller og karakteriserer forbindelsers oxidative og reduktionsegenskaber: jo mere positiv værdi E 0, jo stærkere de oxiderende egenskaber, og jo mere negativ værdi E 0, jo stærkere er de genoprettende egenskaber.

For eksempel for F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volt, og for Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volt (processen registreres altid for reduktionsreaktioner).

En redoxreaktion er en kombination af to halvreaktioner, oxidation og reduktion, og er karakteriseret ved en elektromotorisk kraft (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 gendan, Hvor E 0 ok Og? E 0 gendan– standardpotentialer for oxidationsmidlet og reduktionsmidlet til denne reaktion.

E.m.f. reaktioner? E 0 er relateret til ændringen i Gibbs fri energi?G og ligevægtskonstanten for reaktionen TIL:

?G = –nF?E 0 eller? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reaktioner ved ikke-standardkoncentrationer? E svarende til: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K eller? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

I tilfælde af ligevægt?G = 0 og?E = 0, hvor kommer det så fra? E =(0,059/n)lg K Og K = 10 n?E/0,059.

For at reaktionen kan forløbe spontant, skal følgende relationer være opfyldt: ?G< 0 или K >> 1, hvortil betingelsen svarer? E 0> 0. For at bestemme muligheden for en given redoxreaktion er det derfor nødvendigt at beregne værdien? E 0. Hvis? E 0 > 0, reaktionen er i gang. Hvis? E 0< 0, intet svar.

Kemiske strømkilder

Galvaniske celler– enheder, der omdanner energien fra en kemisk reaktion til elektrisk energi.

Daniels galvaniske celle består af zink- og kobberelektroder nedsænket i opløsninger af henholdsvis ZnSO 4 og CuSO 4. Elektrolytløsninger kommunikerer gennem en porøs skillevæg. I dette tilfælde sker der oxidation på zinkelektroden: Zn > Zn 2+ + 2e, og reduktion sker på kobberelektroden: Cu 2+ + 2e > Cu. Generelt går reaktionen: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anode– elektrode, hvorpå der sker oxidation. Katode– den elektrode, hvorpå reduktionen finder sted. I galvaniske celler er anoden negativt ladet og katoden positivt ladet. På elementdiagrammer er metal og mørtel adskilt af en lodret linje, og to mørtler er adskilt af en dobbelt lodret linje.

Så for reaktionen Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu skrives kredsløbsdiagrammet for den galvaniske celle: (-)Zn | ZnSO4 || CuSO 4 | Cu(+).

Den elektromotoriske kraft (emk) af reaktionen er? E 0 = E 0 ok – E 0 gendannelse= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. På grund af tab vil den spænding, som elementet skaber, være lidt mindre end? E 0. Hvis koncentrationerne af opløsninger afviger fra standardopløsningerne, svarende til 1 mol/l, så E 0 ok Og E 0 gendan beregnes ved hjælp af Nernst-ligningen, og derefter beregnes emk. tilsvarende galvanisk celle.

Tørt element består af et zinklegeme, NH 4 Cl-pasta med stivelse eller mel, en blanding af MnO 2 med grafit og en grafitelektrode. Under dens drift sker følgende reaktion: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

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

Batterier. Et blybatteri består af to blyplader nedsænket i en 30 % svovlsyreopløsning og belagt med et lag uopløseligt PbSO 4 . Ved opladning af et batteri sker følgende processer på elektroderne:

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

PbS04 (tv) + 2H 2 O > PbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e

Når batteriet er afladet, sker følgende processer på elektroderne:

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

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

Den samlede reaktion kan skrives som:

For at fungere kræver batteriet regelmæssig opladning og overvågning af koncentrationen af ​​svovlsyre, som kan falde lidt under batteridrift.

6. Løsninger

6.1. Koncentration af løsninger

Massefraktion af stof i opløsning w lig med forholdet mellem massen af ​​det opløste stof og massen af ​​opløsningen: w = m vand / m opløsning eller w = m in-va /(V ??), fordi m løsning = V p-pa ? ?r-ra.

Molær koncentration Med lig med forholdet mellem antallet af mol opløst stof og opløsningens volumen: c = n(mol)/ V(l) eller c = m/(M? V( l )).

Molær koncentration af ækvivalenter (normal eller ækvivalent koncentration) med f.eks er lig med forholdet mellem antallet af ækvivalenter af et opløst stof og volumenet af opløsning: med e = n(molækv.)/ V(l) eller med e = m/(Me? V(l)).

6.2. Elektrolytisk dissociation

Elektrolytisk dissociation– nedbrydning af elektrolytten til kationer og anioner under påvirkning af polære opløsningsmiddelmolekyler.

Grad af dissociation?– forholdet mellem koncentrationen af ​​dissocierede molekyler (med diss) og den samlede koncentration af opløste molekyler (med vol): ? = med diss / med ob.

Elektrolytter kan opdeles i stærk(? ~ 1) og svag.

Stærke elektrolytter(for dem? ~ 1) – salte og baser opløselige i vand, samt nogle syrer: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 og andre.

Svage elektrolytter(for dem?<< 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.

Ioniske reaktionsligninger. I I ioniske reaktionsligninger skrives stærke elektrolytter i form af ioner, og svage elektrolytter, dårligt opløselige stoffer og gasser skrives i form af molekyler. For eksempel:

CaCO3 v + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 ^

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? = Ca 2+ + 2Cl? + H2O + CO2 ^

CaCO3 v + 2H+ = Ca2+ + H2O + CO2 ^

Reaktioner mellem ioner gå mod dannelsen af ​​et stof, der producerer færre ioner, altså mod en svagere elektrolyt eller et mindre opløseligt stof.

6.3. Dissociation af svage elektrolytter

Lad os anvende loven om massevirkning på ligevægten mellem ioner og molekyler i en opløsning af en svag elektrolyt, for eksempel eddikesyre:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Ligevægtskonstanterne for dissociationsreaktioner kaldes dissociationskonstanter. Dissociationskonstanter karakteriserer dissociationen af ​​svage elektrolytter: Jo lavere konstanten er, jo mindre dissocierer den svage elektrolyt, jo svagere er den.

Polybasiske syrer dissocieres trinvist:

H3P04 - H+ + H2P04?

Ligevægtskonstanten for den totale dissociationsreaktion er lig med produktet af konstanterne for de enkelte dissociationsstadier:

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

Ostwalds udvandingslov: graden af ​​dissociation af en svag elektrolyt (a) stiger med faldende dens koncentration, dvs. med fortynding:

Effekt af en fælles ion på dissociationen af ​​en svag elektrolyt: tilføjelsen af ​​en fælles ion reducerer dissociationen af ​​den svage elektrolyt. Så når man tilsætter CH 3 COOH til en opløsning af en svag elektrolyt

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

en stærk elektrolyt, der indeholder en ion, der er fælles for CH 3 COOH, dvs. en acetat-ion, for eksempel CH 3 COONa

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

koncentrationen af ​​acetat-ion stiger, og CH 3 COOH-dissociationsligevægten skifter til venstre, dvs. syredissociationen falder.

6.4. Dissociation af stærke elektrolytter

Ion aktivitet EN – koncentration af en ion, manifesteret i dens egenskaber.

Aktivitetsfaktorf– ionaktivitetsforhold EN til koncentration med: f= a/c eller EN = fc.

Hvis f = 1, så er ionerne frie og interagerer ikke med hinanden. Dette sker i meget fortyndede opløsninger, i opløsninger af svage elektrolytter osv.

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

Aktivitetskoefficienten afhænger af ionstyrken af ​​opløsning I: Jo højere ionstyrke, jo lavere aktivitetskoefficient.

Opløsningens ionstyrke jeg afhænger af gebyrer z og koncentrationer fra ioner:

jeg = 0,52 sek z2.

Aktivitetskoefficienten afhænger af ladningen af ​​ionen: Jo større ladningen af ​​ionen, jo lavere aktivitetskoefficienten. Matematisk, afhængigheden af ​​aktivitetskoefficienten f på ionstyrke jeg og ionladning z skrevet ved hjælp af Debye-Hückel formlen:

Ionaktivitetskoefficienter kan bestemmes ved hjælp af følgende tabel:

6.5 Ionisk produkt af vand. pH-værdi

Vand, en svag elektrolyt, dissocierer og danner H+- og OH?-ioner. Disse ioner er hydreret, det vil sige forbundet til flere vandmolekyler, men for nemheds skyld er de skrevet i ikke-hydreret form

H20 - H+ + OH?.

Baseret på loven om massehandling, for denne ligevægt:

Koncentrationen af ​​vandmolekyler [H 2 O], altså antallet af mol i 1 liter vand, kan betragtes som konstant og lig med [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Herfra:

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

Ionisk produkt af vand– produktet af koncentrationerne [H + ] og – er en konstant værdi ved en konstant temperatur og lig med 10 -14 ved 22°C.

Det ioniske produkt af vand stiger med stigende temperatur.

pH-værdi– negativ logaritme af koncentrationen af ​​hydrogenioner: pH = – log. Tilsvarende: pOH = – log.

At tage logaritmen af ​​det ioniske produkt af vand giver: pH + pHOH = 14.

pH-værdien karakteriserer mediets reaktion.

Hvis pH = 7, så er [H + ] = et neutralt medium.

Hvis pH< 7, то [Н + ] >– surt miljø.

Hvis pH > 7, så [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Bufferløsninger

Bufferopløsninger er opløsninger, der har en vis koncentration af brintioner. pH-værdien af ​​disse opløsninger ændres ikke, når de fortyndes og ændres kun lidt, når små mængder syrer og baser tilsættes.

I. En opløsning af den svage syre HA, koncentration – fra syren, og dens salt med den stærke base BA, koncentration – fra saltet. For eksempel er en acetatbuffer en opløsning af eddikesyre og natriumacetat: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK sur + log(salt/s surt).

II. En opløsning af den svage base BOH, koncentration - fra basisk, og dens salt med en stærk syre BA, koncentration - fra salt. For eksempel er en ammoniakbuffer en opløsning af ammoniumhydroxid og ammoniumchlorid NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК basisk – log(med salt/med basisk).

6.7. Hydrolyse af salte

Hydrolyse af salte– vekselvirkning af saltioner med vand for at danne en svag elektrolyt.

Eksempler på hydrolysereaktionsligninger.

I. Et salt dannes af en stærk base og en svag syre:

Na2CO3 + H2O - NaHC03 + NaOH

2Na + + CO3 2- + H2O - 2Na + + HCO3? +ÅH?

CO32- + H2O - HCO3? + OH?, pH > 7, alkalisk miljø.

I det andet trin forekommer hydrolyse praktisk talt ikke.

II. Et salt dannes af en svag base og en stærk syre:

AICI3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

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

Al3+ + H2O - AlOH 2+ + H+, pH< 7.

I andet trin forekommer hydrolyse mindre, og i tredje trin er der praktisk talt ingen hydrolyse.

III. Et salt dannes af en stærk base og en stærk syre:

K + + NO 3 ? + H20? ingen hydrolyse, pH? 7.

IV. Et salt dannes af en svag base og en svag syre:

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

CH 3 COO? + NH4 + + H2O - CH3COOH + NH4OH, pH = 7.

I nogle tilfælde, når saltet er dannet af meget svage baser og syrer, sker der fuldstændig hydrolyse. I opløselighedstabellen for sådanne salte er symbolet "nedbrudt af vand":

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

Muligheden for fuldstændig hydrolyse bør tages i betragtning ved udvekslingsreaktioner:

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

Grad af hydrolyseh – forholdet mellem koncentrationen af ​​hydrolyserede molekyler og den samlede koncentration af opløste molekyler.

For salte dannet af en stærk base og en svag syre:

= ch ROH = – log, рН = 14 – ROH.

Af udtrykket følger, at graden af ​​hydrolyse h(dvs. hydrolyse) stiger:

a) med stigende temperatur, som K(H 2 O) stiger;

b) med et fald i dissociationen af ​​den syre, der danner saltet: jo svagere syren er, jo større er hydrolysen;

c) med fortynding: jo mindre c, jo større er hydrolysen.

Til salte dannet af en svag base og en stærk syre

[H+] = ch pH = – log.

Til salte dannet af en svag base og en svag syre

6.8. Protolytisk teori om syrer og baser

Protolyse– protonoverførselsproces.

Protolitter– syrer og baser, der donerer og accepterer protoner.

Syre– et molekyle eller ion, der er i stand til at donere en proton. Hver syre har en tilsvarende konjugeret base. Styrken af ​​syrer er karakteriseret ved syrekonstanten K k.

H2CO3 + H2O - H3O + + HCO3?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O - 2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Grundlag– et molekyle eller ion, der kan acceptere en proton. Hver base har en tilsvarende konjugeret syre. Styrken af ​​baser er karakteriseret ved basiskonstanten K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolytter– protolitter, der er i stand til at frigive og optage en proton.

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

HCO3? – syre.

HCO3? + H2O - H2CO3 + OH?

HCO3? – fundament.

For vand: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstanter K k Og K 0 for konjugerede syrer og baser er forbundet.

HA + H2O - H3O + + A?,

EN? + H2O - HA + OH?,

7. Opløselighedskonstant. Opløselighed

I et system bestående af en opløsning og et bundfald foregår der to processer - opløsning af bundfaldet og udfældning. Ligheden af ​​hastighederne for disse to processer er en betingelse for ligevægt.

Mættet opløsning– en opløsning, der er i ligevægt med bundfaldet.

Massevirkningsloven anvendt på ligevægten mellem bundfald og opløsning giver:

Siden = konst,

TIL = Ks (AgCl) = .

Generelt har vi:

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

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

OpløselighedskonstantK s(eller opløselighedsprodukt PR) - produktet af ionkoncentrationer i en mættet opløsning af en let opløselig elektrolyt - er en konstant værdi og afhænger kun af temperatur.

Opløselighed af et tungt opløseligt stof s kan udtrykkes i mol pr. liter. Afhængig af størrelsen s stoffer kan opdeles i dårligt opløselige – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l og meget opløselig s>10 -2 mol/l.

Opløseligheden af ​​forbindelser er relateret til deres opløselighedsprodukt.

Betingelse for udfældning og opløsning af sediment

I tilfælde af AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) ligevægtstilstand mellem bundfald og opløsning: = Ks.

b) aflejringstilstand: > Ks; under udfældning falder ionkoncentrationerne, indtil ligevægt er etableret;

c) betingelsen for opløsning af bundfaldet eller eksistensen af ​​en mættet opløsning:< Ks; Efterhånden som bundfaldet opløses, stiger ionkoncentrationen, indtil ligevægt er etableret.

8. Koordinationsforbindelser

Koordinationsforbindelser (komplekse) er forbindelser med en donor-acceptorbinding.

For K 3:

ioner af den ydre sfære - 3K +,

indre sfære ion – 3-,

kompleksdannende middel – Fe 3+,

ligander – 6CN?, deres dentation – 1,

koordinationsnummer – 6.

Eksempler på kompleksdannende midler: Ag+, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ osv.

Eksempler på ligander: polære molekyler H 2 O, NH 3, CO og anioner CN?, Cl?, OH? og osv.

Koordinationstal: normalt 4 eller 6, sjældnere 2, 3 osv.

Nomenklatur. Anionen navngives først (i nominativ kasus), derefter kation (i genitiv kasus). Navne på nogle ligander: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – cyano, Cl? – klor, OH? – hydroxo. Navne på koordinationsnumre: 2 – di, 3 – tre, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Oxidationstilstanden af ​​det kompleksdannende middel er angivet:

Cl-diamminsølv(I)chlorid;

SO 4 - tetrammin kobber(II)sulfat;

K 3 – kaliumhexacyanoferrat(III).

Kemisk forbindelse.

Valensbindingsteori antager hybridisering af det centrale atoms orbitaler. Placeringen af ​​de resulterende hybridorbitaler bestemmer kompleksernes geometri.

Diamagnetisk kompleks ion Fe(CN) 6 4-.

Cyanidion – donor

Jernionen Fe 2+ – acceptor – har formlen 3d 6 4s 0 4p 0. Under hensyntagen til kompleksets diamagnetiske natur (alle elektroner er parret) og koordinationstallet (6 frie orbitaler er nødvendige), har vi d 2 sp 3-hybridisering:

Komplekset er diamagnetisk, lavspin, intraorbitalt, stabilt (der anvendes ingen eksterne elektroner), oktaedrisk ( d 2 sp 3-hybridisering).

Paramagnetisk kompleksion FeF 6 3-.

Fluorion er en donor.

Jernionen Fe 3+ – acceptor – har formlen 3d 5 4s 0 4p 0 . Under hensyntagen til kompleksets paramagneticitet (elektroner er koblet) og koordinationstallet (6 frie orbitaler er nødvendige), har vi sp 3 d 2-hybridisering:

Komplekset er paramagnetisk, højspin, ydre orbital, ustabil (ydre 4d orbitaler anvendes), oktaedrisk ( sp 3 d 2-hybridisering).

Dissociation af koordinationsforbindelser.

Koordinationsforbindelser i opløsning dissocierer fuldstændigt i ioner i de indre og ydre sfærer.

NO3 > Ag(NH3)2+ + NO3 ?, ? = 1.

Ionerne i den indre sfære, dvs. komplekse ioner, dissocieres i metalioner og ligander, ligesom svage elektrolytter, i etaper.

Hvor K 1 , TIL 2 , TIL 1 _ 2 kaldes ustabilitetskonstanter og karakterisere dissociationen af ​​komplekser: Jo lavere ustabilitetskonstanten er, jo mindre dissocierer komplekset, jo mere stabilt er det.

flere grundlæggende begreber og formler.

Alle stoffer har forskellig masse, tæthed og volumen. Et stykke metal fra et element kan veje mange gange mere end et nøjagtigt samme størrelse stykke af et andet metal.

Muldvarp(antal mol)

betegnelse: muldvarp, international: mol- en måleenhed for mængden af ​​et stof. Svarer til mængden af ​​stof, der indeholder N.A. partikler (molekyler, atomer, ioner) Derfor blev en universel mængde indført - antal mol. En ofte stødt på sætning i opgaver er "modtaget... mol stof"

N.A.= 6,02 1023

N.A.- Avogadros nummer. Også "et nummer efter aftale." Hvor mange atomer er der i spidsen af ​​en blyant? Omkring tusind. Det er ikke praktisk at arbejde med sådanne mængder. Derfor var kemikere og fysikere over hele verden enige om - lad os udpege 6,02 × 1023 partikler (atomer, molekyler, ioner) som 1 muldvarp stoffer.

1 mol = 6,02 1023 partikler

Dette var den første af de grundlæggende formler til løsning af problemer.

Molær masse af et stof

Molar masse stof er massen af ​​en mol stof.

Benævnt Hr. Det findes ifølge det periodiske system - det er simpelthen summen af ​​et stofs atommasse.

For eksempel får vi svovlsyre - H2SO4. Lad os beregne molmassen af ​​et stof: atommasse H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=12+32+16 4=98 g\mol.

Den anden nødvendige formel til at løse problemer er

stofmasseformel:

Det vil sige, at for at finde massen af ​​et stof skal du kende antallet af mol (n), og vi finder molmassen ud fra det periodiske system.

Lov om bevarelse af masse - Massen af ​​stoffer, der indgår i en kemisk reaktion, er altid lig med massen af ​​de resulterende stoffer.

Hvis vi kender massen/masserne af de stoffer, der reagerede, kan vi finde massen/masserne af produkterne fra den reaktion. Og omvendt.

Den tredje formel til løsning af kemiproblemer er

volumen af ​​stof:

Beklager, dette billede overholder ikke vores retningslinjer. For at fortsætte udgivelsen skal du slette billedet eller uploade et andet.

Hvor kom tallet 22,4 fra? Fra Avogadros lov:

lige store mængder af forskellige gasser taget ved samme temperatur og tryk indeholder det samme antal molekyler.

Ifølge Avogadros lov har 1 mol af en ideel gas under normale forhold (n.s.) samme volumen Vm= 22.413 996(39) l

Det vil sige, at hvis vi i problemet får normale forhold, så kan vi, ved at kende antallet af mol (n), finde stoffets volumen.

Så, grundlæggende formler til løsning af problemer i kemi

Avogadros nummerN.A.

6,02 1023 partikler

Mængde af stof n (mol)

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

Masse af stof m (g)

Volumen af ​​stof V(l)

V=n 22,4 (l\mol)

Beklager, dette billede overholder ikke vores retningslinjer. For at fortsætte udgivelsen skal du slette billedet eller uploade et andet.

Det er formler. For at løse problemer skal du ofte først skrive reaktionsligningen og (påkrævet!) arrangere koefficienterne - deres forhold bestemmer forholdet mellem mol i processen.

Nøgleord: Kemi 8. klasse. Alle formler og definitioner, symboler for fysiske størrelser, måleenheder, præfikser til betegnelse af måleenheder, forhold mellem enheder, kemiske formler, grundlæggende definitioner, kort, tabeller, diagrammer.

1. Symboler, navne og måleenheder
nogle fysiske mængder brugt i kemi

Fysisk mængde	Betegnelse	Enhed
Tid	t	Med
Tryk	s	Pa, kPa
Mængde af stof	ν	muldvarp
Masse af stof	m	kg, g
Massefraktion	ω	Dimensionsløs
Molar masse	M	kg/mol, g/mol
Molært volumen	Vn	m 3 /mol, l/mol
Volumen af ​​stof	V	m 3, l
Volumenbrøk		Dimensionsløs
Relativ atommasse	A r	Dimensionsløs
	Hr	Dimensionsløs
Relativ massefylde af gas A til gas B	D B (A)	Dimensionsløs
Densitet af stof	R	kg/m 3, g/cm 3, g/ml
Avogadros konstant	N A	1/mol
Absolut temperatur	T	K (Kelvin)
Temperatur i Celsius	t	°C (grader Celsius)
Termisk virkning af en kemisk reaktion	Q	kJ/mol

2. Relationer mellem enheder af fysiske størrelser

3. Kemiske formler i 8. klasse

4. Grundlæggende definitioner i 8. klasse

• Atom- den mindste kemisk udelelige partikel af et stof.
• Kemisk grundstof- en bestemt type atom.
• Molekyle- den mindste partikel af et stof, der bevarer sin sammensætning og kemiske egenskaber og består af atomer.
• Simple stoffer- stoffer, hvis molekyler består af atomer af samme type.
• Komplekse stoffer- stoffer, hvis molekyler består af atomer af forskellige typer.
• Kvalitativ sammensætning af stoffet viser hvilke atomer af grundstoffer den består af.
• Kvantitativ sammensætning af stoffet viser antallet af atomer af hvert grundstof i dets sammensætning.
• Kemisk formel- konventionel registrering af et stofs kvalitative og kvantitative sammensætning ved hjælp af kemiske symboler og indekser.
• Atommasseenhed(amu) - en måleenhed for atommasse, lig med massen af ​​1/12 af et kulstofatom 12 C.
• Muldvarp- mængden af ​​et stof, der indeholder et antal partikler svarende til antallet af atomer i 0,012 kg kulstof 12 C.
• Avogadros konstant (Na = 6*10 23 mol -1) - antallet af partikler indeholdt i en mol.
• Molær masse af et stof (M ) er massen af ​​et stof taget i en mængde på 1 mol.
• Relativ atommasse element EN r - forholdet mellem massen af ​​et atom af et givet grundstof m 0 til 1/12 af massen af ​​et carbonatom 12 C.
• Relativ molekylvægt stoffer M r - forholdet mellem massen af ​​et molekyle af et givet stof og 1/12 af massen af ​​et kulstofatom 12 C. Den relative molekylmasse er lig med summen af ​​de relative atommasser af de kemiske grundstoffer, der danner forbindelsen, idet tage højde for antallet af atomer i et givet grundstof.
• Massefraktion kemisk element ω(X) viser, hvilken del af den relative molekylmasse af stof X, der står for et givet grundstof.

ATOMMOLEKYLÆR UNDERVISNING
1. Der er stoffer med molekylær og ikke-molekylær struktur.
2. Der er mellemrum mellem molekylerne, hvis størrelse afhænger af stoffets aggregeringstilstand og temperatur.
3. Molekyler er i kontinuerlig bevægelse.
4. Molekyler er opbygget af atomer.
6. Atomer er karakteriseret ved en vis masse og størrelse.
Under fysiske fænomener bevares molekyler, under kemiske fænomener ødelægges de som regel. Atomer omarrangeres under kemiske fænomener og danner molekyler af nye stoffer.

LOV OM KONSTANT SAMMENSÆTNING AF STOFFER
Hvert kemisk rent stof med molekylær struktur, uanset fremstillingsmetoden, har en konstant kvalitativ og kvantitativ sammensætning.

VALENS
Valens er egenskaben for et atom af et kemisk grundstof til at vedhæfte eller erstatte et vist antal atomer af et andet grundstof.

KEMISK REAKTION
En kemisk reaktion er et fænomen, som resulterer i, at andre stoffer dannes af et stof. Reaktanter er stoffer, der indgår i en kemisk reaktion. Reaktionsprodukter er stoffer dannet som følge af en reaktion.
Tegn på kemiske reaktioner:
1. Frigivelse af varme (lys).
2. Skift i farve.
3. Lugt vises.
4. Dannelse af sediment.
5. Gasudløsning.