Navn på syrer dannes fra det russiske navnet på det sentrale atomet i syren med tillegg av suffikser og avslutninger. Hvis oksidasjonstilstanden til det sentrale atomet i syren tilsvarer gruppenummeret i det periodiske system, dannes navnet ved å bruke det enkleste adjektivet fra navnet på elementet: H 2 SO 4 - svovelsyre, HMnO 4 - mangansyre . Hvis syredannende grunnstoffer har to oksidasjonstilstander, er den mellomliggende oksidasjonstilstanden betegnet med suffikset –ist-: H 2 SO 3 – svovelsyrling, HNO 2 – salpetersyre. Ulike suffikser brukes for navnene på halogensyrer som har mange oksidasjonstilstander: typiske eksempler er HClO 4 - klor n syre, HClO 3 – klor novat syre, HClO 2 – klor ist syre, HClO – klor novatist ic acid (oksygenfri syre HCl kalles saltsyre - vanligvis saltsyre). Syrer kan variere i antall vannmolekyler som hydrerer oksidet. Syrer som inneholder det største antallet hydrogenatomer kalles ortosyrer: H 4 SiO 4 - ortokiselsyre, H 3 PO 4 - ortofosforsyre. Syrer som inneholder 1 eller 2 hydrogenatomer kalles metasyrer: H 2 SiO 3 - metasilisic syre, HPO 3 - metafosforsyre. Syrer som inneholder to sentrale atomer kalles di syrer: H 2 S 2 O 7 – disulfuric acid, H 4 P 2 O 7 – difosforsyre.
Navnene på komplekse forbindelser dannes på samme måte som navn på salter, men det komplekse kation eller anion får et systematisk navn, det vil si at det leses fra høyre til venstre: K 3 - kaliumheksafluorferrat(III), SO 4 - tetraaminkobber(II)sulfat.
Navn på oksider dannes ved å bruke ordet "oksid" og genitivkasus av det russiske navnet på sentralatomet i oksidet, som om nødvendig indikerer oksidasjonstilstanden til elementet: Al 2 O 3 - aluminiumoksid, Fe 2 O 3 - jern (III) oksid.
Navn på baser dannes ved å bruke ordet "hydroksid" og genitivkasus av det russiske navnet på det sentrale hydroksydatomet, som om nødvendig indikerer oksidasjonstilstanden til elementet: Al(OH) 3 - aluminiumhydroksid, Fe(OH) 3 - jern (III) hydroksyd.
Navn på forbindelser med hydrogen dannes avhengig av syre-base-egenskapene til disse forbindelsene. For gassformige syredannende forbindelser med hydrogen brukes følgende navn: H 2 S – sulfan (hydrogensulfid), H 2 Se – selan (hydrogenselenid), HI – hydrogenjodid; deres løsninger i vann kalles henholdsvis hydrogensulfid, hydroselensyre og hydrojodsyre. For noen forbindelser med hydrogen brukes spesielle navn: NH 3 - ammoniakk, N 2 H 4 - hydrazin, PH 3 - fosfin. Forbindelser med hydrogen som har en oksidasjonstilstand på –1 kalles hydrider: NaH er natriumhydrid, CaH 2 er kalsiumhydrid.
Navn på salter dannes fra det latinske navnet på det sentrale atomet til den sure resten med tillegg av prefikser og suffikser. Navnene på binære (to-element) salter dannes ved å bruke suffikset - eid: NaCl – natriumklorid, Na 2 S – natriumsulfid. Hvis det sentrale atomet til en oksygenholdig sur rest har to positive oksidasjonstilstander, er den høyeste oksidasjonstilstanden betegnet med suffikset - på: Na 2 SO 4 – sulf på natrium, KNO 3 – nitr på kalium, og den laveste oksidasjonstilstanden er suffikset - den: Na 2 SO 3 – sulf den natrium, KNO 2 – nitr den kalium For å navngi oksygenholdige halogensalter, brukes prefikser og suffikser: KClO 4 – kjørefelt klor på kalium, Mg(ClO 3) 2 – klor på magnesium, KClO 2 – klor den kalium, KClO - hypo klor den kalium
Kovalent metningsforbindelsetil henne– manifesterer seg i det faktum at i forbindelser av s- og p-elementer er det ingen uparede elektroner, det vil si at alle uparede elektroner av atomer danner bindende elektronpar (unntak er NO, NO 2, ClO 2 og ClO 3).
Enslige elektronpar (LEP) er elektroner som okkuperer atomorbitaler i par. Tilstedeværelsen av NEP bestemmer evnen til anioner eller molekyler til å danne donor-akseptorbindinger som givere av elektronpar.
Uparede elektroner er elektroner i et atom, inneholdt ett i en orbital. For s- og p-elementer bestemmer antallet uparrede elektroner hvor mange bindende elektronpar et gitt atom kan danne med andre atomer gjennom utvekslingsmekanismen. Valensbindingsmetoden antar at antallet uparrede elektroner kan økes med enslige elektronpar dersom det er ledige orbitaler innenfor valenselektronnivået. I de fleste forbindelser av s- og p-elementer er det ingen uparrede elektroner, siden alle uparrede elektroner i atomene danner bindinger. Imidlertid eksisterer molekyler med uparrede elektroner, for eksempel NO, NO 2, de har økt reaktivitet og har en tendens til å danne dimerer som N 2 O 4 på grunn av uparrede elektroner.
Normal konsentrasjon – dette er antall føflekker ekvivalenter i 1 liter løsning.
Normale forhold - temperatur 273K (0 o C), trykk 101,3 kPa (1 atm).
Utvekslings- og donor-akseptormekanismer for dannelse av kjemiske bindinger. Dannelsen av kovalente bindinger mellom atomer kan skje på to måter. Hvis dannelsen av et bindende elektronpar skjer på grunn av de uparrede elektronene til begge bundne atomer, kalles denne metoden for dannelse av et bindende elektronpar en utvekslingsmekanisme - atomene utveksler elektroner, og bindingselektronene tilhører begge bundne atomer. Hvis bindingselektronparet dannes på grunn av det ensomme elektronparet til ett atom og den ledige orbitalen til et annet atom, er en slik dannelse av bindingselektronparet en donor-akseptormekanisme (se. valensbindingsmetode).
Reversible ioniske reaksjoner - dette er reaksjoner der det dannes produkter som er i stand til å danne utgangsstoffer (hvis vi husker på den skrevne ligningen, kan vi om reversible reaksjoner si at de kan fortsette i en eller annen retning med dannelse av svake elektrolytter eller dårlig løselige forbindelser). Reversible ioniske reaksjoner er ofte preget av ufullstendig konvertering; siden det under en reversibel ionisk reaksjon dannes molekyler eller ioner som forårsaker en forskyvning mot de første reaksjonsproduktene, det vil si at de ser ut til å "bremse" reaksjonen. Reversible ioniske reaksjoner er beskrevet med ⇄-tegnet, og irreversible - →-tegnet. Et eksempel på en reversibel ionisk reaksjon er reaksjonen H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, og et eksempel på en irreversibel er S 2- + Fe 2+ → FeS.
Oksidasjonsmidler – stoffer der, under redoksreaksjoner, reduseres oksidasjonstilstandene til noen grunnstoffer.
Redoks dualitet – stoffenes evne til å virke i redoksreaksjoner som et oksidasjons- eller reduksjonsmiddel avhengig av partner (for eksempel H 2 O 2, NaNO 2).
Redoksreaksjoner(OVR) – Dette er kjemiske reaksjoner der oksidasjonstilstandene til elementene i de reagerende stoffene endres.
Redokspotensial – en verdi som karakteriserer redoksevnen (styrken) til både oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet som utgjør den tilsvarende halvreaksjonen. Redokspotensialet til Cl 2/Cl - paret, lik 1,36 V, karakteriserer således molekylært klor som et oksidasjonsmiddel og kloridion som et reduksjonsmiddel.
Oksider – forbindelser av grunnstoffer med oksygen der oksygen har en oksidasjonstilstand på –2.
Orienteringsinteraksjoner– intermolekylære interaksjoner mellom polare molekyler.
Osmose – fenomenet overføring av løsemiddelmolekyler på en semipermeabel (permeabel kun for løsemiddel) membran mot en lavere løsningsmiddelkonsentrasjon.
Osmotisk trykk - Fysisk-kjemiske egenskaper til løsninger på grunn av evnen til membraner til å bare passere løsemiddelmolekyler. Osmotisk trykk fra en mindre konsentrert løsning utligner penetrasjonshastigheten av løsemiddelmolekyler inn på begge sider av membranen. Det osmotiske trykket til en løsning er lik trykket til en gass der konsentrasjonen av molekyler er den samme som konsentrasjonen av partikler i løsningen.
Arrhenius baser – stoffer som spalter hydroksidioner under elektrolytisk dissosiasjon.
Bronsted baser - forbindelser (molekyler eller ioner av typen S 2-, HS -) som kan feste hydrogenioner.
Begrunnelse ifølge Lewis (Lewis-baser) – forbindelser (molekyler eller ioner) med ensomme elektronpar som er i stand til å danne donor-akseptorbindinger. Den vanligste Lewis-basen er vannmolekyler, som har sterke donoregenskaper.
Før du løser problemer, bør du kjenne formlene og reglene for hvordan du finner volumet av gass. Vi bør huske Avogadros lov. Og selve gassvolumet kan beregnes ved hjelp av flere formler, og velg den passende fra dem. Når du velger den nødvendige formelen, er miljøforhold, spesielt temperatur og trykk, av stor betydning.
Avogadros lov
Den sier at ved samme trykk og samme temperatur vil de samme volumene av forskjellige gasser inneholde like mange molekyler. Antall gassmolekyler i en mol er Avogadros tall. Fra denne loven følger det at: 1 Kmol (kilomol) av en ideell gass, en hvilken som helst gass, ved samme trykk og temperatur (760 mm Hg og t = 0*C) alltid opptar ett volum = 22,4136 m3.
Hvordan bestemme gassvolum
- Formelen V=n*Vm kan oftest finnes i oppgaver. Her er gassvolumet i liter V, Vm er molvolumet gass (l/mol), som under normale forhold = 22,4 l/mol, og n er stoffmengden i mol. Når forholdene ikke har mengden av et stoff, men det er en masse av stoffet, så går vi frem på denne måten: n=m/M. Her er M g/mol (stoffets molar masse), og massen til stoffet i gram er m. I det periodiske systemet er det skrevet under hvert grunnstoff, som dets atommasse. La oss legge sammen alle massene og få det vi ser etter.
- Så, hvordan beregne volumet av gass. Her er oppgaven: løs 10 g aluminium i saltsyre. Spørsmål: hvor mye hydrogen kan frigjøres ved u.? Reaksjonsligningen ser slik ut: 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. Helt i begynnelsen finner vi aluminiumet (mengden) som reagerte etter formelen: n(Al)=m(Al)/M(Al). Vi tar massen av aluminium (molar) fra det periodiske systemet M(Al) = 27 g/mol. La oss erstatte: n(Al)=10/27=0,37 mol. Fra den kjemiske ligningen kan man se at det dannes 3 mol hydrogen når 2 mol aluminium løses opp. Det er nødvendig å beregne hvor mye hydrogen som frigjøres fra 0,4 mol aluminium: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. La oss erstatte dataene i formelen og finne volumet av denne gassen. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.
Leksjon 1.
Tema: Mengde stoff. Muldvarp
Kjemi er vitenskapen om stoffer. Hvordan måle stoffer? I hvilke enheter? I molekylene som utgjør stoffer, men dette er veldig vanskelig å gjøre. I gram, kilogram eller milligram, men det er slik massen måles. Hva om vi kombinerer massen som måles på en skala og antall molekyler til et stoff, er dette mulig?
a) H-hydrogen
A n = 1a.u.m.
1a.u.m = 1,66*10-24 g
La oss ta 1g hydrogen og telle antall hydrogenatomer i denne massen (la elevene gjøre dette ved hjelp av en kalkulator).
N n = 1 g / (1,66*10 -24) g = 6,02*10 23
b) O-oksygen
A o = 16 a.u.m = 16 * 1,67 * 10 -24 g
N o = 16 g / (16 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23
c) C-karbon
A c = 12a.u.m = 12*1,67*10 -24 g
Nc = 12 g / (12* 1,66*10 -24) g = 6,02*10 23
La oss konkludere: hvis vi tar en masse av et stoff som er lik atommassen i størrelse, men tatt i gram, vil det alltid være (for et hvilket som helst stoff) 6,02 * 10 23 atomer av dette stoffet.
H 2 O - vann
18 g / (18 * 1,66 * 10 -24) g = 6,02 * 10 23 vannmolekyler, etc.
N a = 6,02*10 23 - Avogadros tall eller konstant.
En føflekk er mengden av et stoff som inneholder 6,02 * 10 23 molekyler, atomer eller ioner, dvs. strukturelle enheter.
Det er mol med molekyler, mol med atomer, mol med ioner.
n er antall mol (antall mol er ofte betegnet),
N er antall atomer eller molekyler,
N a = Avogadros konstant.
Kmol = 103 mol, mmol = 10-3 mol.
Vis et portrett av Amedeo Avogadro på en multimedieinstallasjon og snakk kort om ham, eller instruer studenten til å utarbeide en kort rapport om vitenskapsmannens liv.
Leksjon 2.
Emne: "Molar masse av et stoff"
Hva er massen til 1 mol av et stoff? (Elevene kan ofte trekke konklusjonen selv.)
Massen til en mol av et stoff er lik molekylmassen, men uttrykt i gram. Massen til en mol av et stoff kalles molar masse og er betegnet med M.
Formler:
M - molar masse,
n - antall føflekker,
m er massen til stoffet.
Massen til en mol måles i g/mol, massen til en kmol måles i kg/kmol, massen til en mmol måles i mg/mol.
Fyll ut tabellen (tabeller deles ut).
Substans |
Antall molekyler |
Molar masse |
Antall føflekker |
Masse av stoff |
5 mol |
||||
H2SO4 |
||||
12 ,0 4*10 26 |
Leksjon 3.
Tema: Molar volum av gasser
La oss løse problemet. Bestem volumet av vann, hvis masse under normale forhold er 180 g.
Gitt:
De. Vi beregner volumet av flytende og faste legemer gjennom tetthet.
Men når man beregner volumet av gasser, er det ikke nødvendig å vite tettheten. Hvorfor?
Den italienske forskeren Avogadro fastslo at like volumer av forskjellige gasser under samme forhold (trykk, temperatur) inneholder samme antall molekyler - denne uttalelsen kalles Avogadros lov.
De. hvis, under like betingelser, V(H 2) =V(O 2), så n(H 2) =n(O 2), og omvendt, hvis, under like betingelser, n(H 2) =n(O 2), vil volumene til disse gassene være de samme. Og en mol av et stoff inneholder alltid samme antall molekyler 6,02 * 10 23.
Vi konkluderer - under de samme forholdene bør mol gasser oppta samme volum.
Under normale forhold (t=0, P=101,3 kPa. eller 760 mm Hg.), opptar mol av alle gasser det samme volumet. Dette volumet kalles molar.
V m = 22,4 l/mol
1 kmol opptar et volum på -22,4 m 3 /kmol, 1 mmol opptar et volum på -22,4 ml/mmol.
Eksempel 1.(Skal løses på tavlen):
| Gitt: | Løsning: |
|
P1V1=P2V2, eller, som er det samme, PV=const (Boyle-Mariotte-loven). Ved konstant trykk forblir forholdet mellom volum og temperatur konstant: V/T=const (Gay-Lussac-loven). Hvis vi fikser volumet, så er P/T=const (Charles lov). Å kombinere disse tre lovene gir en universell lov som sier at PV/T=konst. Denne ligningen ble etablert av den franske fysikeren B. Clapeyron i 1834. Verdien av konstanten bestemmes kun av mengden stoff gass. DI. Mendeleev utledet en ligning for en føflekk i 1874. Så det er verdien av universalkonstanten: R=8,314 J/(mol∙K). Så PV=RT. Når det gjelder en vilkårlig mengde gassνPV=νRT. Mengden av et stoff i seg selv kan finnes fra masse til molar masse: ν=m/M. Molar masse er numerisk lik relativ molekylmasse. Sistnevnte kan bli funnet fra det periodiske systemet, det er angitt i elementets celle, som regel. Molekylvekten er lik summen av molekylvektene til dens bestanddeler. Når det gjelder atomer med forskjellige valenser, kreves det en indeks. På på mer, M(N2O)=14∙2+16=28+16=44 g/mol. Normale forhold for gasser på Det er vanlig å anta at P0 = 1 atm = 101,325 kPa, temperatur T0 = 273,15 K = 0°C. Nå kan du finne volumet til en føflekk gass på normal forhold: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. Denne tabellverdien er molvolumet. Under normale forhold forhold mengde i forhold til volum gass til molar volum: ν=V/Vm. For vilkårlig forhold du må bruke Mendeleev-Clapeyron-ligningen direkte: ν=PV/RT. Dermed for å finne volumet gass på normal forhold, trenger du mengden stoff (antall mol) av dette gass multipliser med molvolumet lik 22,4 l/mol. Ved å bruke omvendt operasjon kan du finne mengden av et stoff fra et gitt volum. For å finne volumet til én mol av et stoff i fast eller flytende tilstand, finn molmassen og del på tettheten. En mol av enhver gass under normale forhold har et volum på 22,4 liter. Hvis forholdene endres, beregne volumet av en mol ved å bruke Clapeyron-Mendeleev-ligningen. Du vil trenge
Bruksanvisning Bestemme volumet av en mol eller fast stoff Bruk tabellen over stofftettheter, finn denne verdien for materialet i kroppen eller væsken som studeres. Deretter deler du den molare massen med tettheten til stoffet, målt i g/cm³ V=M/ρ. Resultatet er volumet av en mol i cm³. Hvis stoffet forblir ukjent, vil det være umulig å bestemme volumet til en mol av det. Sammen med masse og volum bruker kjemiske beregninger ofte mengden av et stoff proporsjonalt med antall strukturelle enheter som finnes i stoffet. I hvert tilfelle skal det angis hvilke strukturelle enheter (molekyler, atomer, ioner osv.) som menes. Mengdeenheten til et stoff er føflekken. Mol er mengden stoff som inneholder like mange molekyler, atomer, ioner, elektroner eller andre strukturelle enheter som det er atomer i 12 g av 12C-karbonisotopen. Antall strukturelle enheter i 1 mol av et stoff (Avogadros konstant) bestemmes med stor nøyaktighet; i praktiske beregninger er det tatt lik 6,02 1024 mol -1. Det er ikke vanskelig å vise at massen til 1 mol av et stoff (molar masse), uttrykt i gram, er numerisk lik den relative molekylmassen til dette stoffet. Således er den relative molekylvekten (eller kort sagt molekylvekten) av fritt klor C1g 70,90. Derfor er den molare massen av molekylært klor 70,90 g/mol. Imidlertid er molmassen til kloratomer halvparten så mye (45,45 g/mol), siden 1 mol Cl-klormolekyler inneholder 2 mol kloratomer. I følge Avogadros lov inneholder like volumer av alle gasser tatt ved samme temperatur og samme trykk samme antall molekyler. Med andre ord, det samme antall molekyler av en hvilken som helst gass opptar samme volum under de samme forholdene. Samtidig inneholder 1 mol av en hvilken som helst gass samme antall molekyler. Følgelig, under de samme forholdene, opptar 1 mol av en hvilken som helst gass samme volum. Dette volumet kalles det molare volumet til gassen og er under normale forhold (0°C, trykk 101, 425 kPa) lik 22,4 liter. For eksempel betyr utsagnet "karbondioksidinnholdet i luften er 0,04 % (vol.)" at ved et partialtrykk av CO 2 lik lufttrykket og ved samme temperatur vil karbondioksidet i luften ta opp 0,04 % av det totale volumet okkupert av luft. Testoppgave 1. Sammenlign antall molekyler som finnes i 1 g NH 4 og i 1 g N 2. I hvilket tilfelle og hvor mange ganger er antallet molekyler større? 2. Uttrykk massen til ett svoveldioksidmolekyl i gram. 4. Hvor mange molekyler er det i 5,00 ml klor under standardforhold? 4. Hvilket volum under normale forhold okkuperes av 27 10 21 gassmolekyler? 5. Uttrykk massen til ett NO 2-molekyl i gram - 6. Hva er forholdet mellom volumene okkupert av 1 mol O2 og 1 mol Oz (betingelsene er de samme)? 7. Like store mengder oksygen, hydrogen og metan tas under samme forhold. Finn forholdet mellom volumene av gasser tatt. 8. På spørsmålet om hvor mye volum 1 mol vann vil oppta under normale forhold, var svaret: 22,4 liter. Er dette riktig svar? 9. Uttrykk massen til ett HCl-molekyl i gram. Hvor mange karbondioksidmolekyler er det i 1 liter luft hvis det volumetriske innholdet av CO 2 er 0,04 % (normale forhold)? 10. Hvor mange mol er det i 1 m 4 av en gass under normale forhold? 11. Uttrykk i gram massen til ett molekyl H 2 O- 12. Hvor mange mol oksygen er det i 1 liter luft, hvis volumet 14. Hvor mange mol nitrogen er det i 1 liter luft hvis dets volumetriske innhold er 78 % (normale forhold)? 14. Like store mengder oksygen, hydrogen og nitrogen tas under samme forhold. Finn forholdet mellom volumene av gasser tatt. 15. Sammenlign antall molekyler som finnes i 1 g NO 2 og i 1 g N 2. I hvilket tilfelle og hvor mange ganger er antallet molekyler større? 16. Hvor mange molekyler er det i 2,00 ml hydrogen under normale forhold? 17. Uttrykk i gram massen til ett molekyl H 2 O- 18. Hvilket volum okkuperes av 17 10 21 gassmolekyler under normale forhold? HASTIGHETEN AV KJEMISKE REAKSJONER Når du skal definere konseptet kjemisk reaksjonshastighet det er nødvendig å skille mellom homogene og heterogene reaksjoner. Hvis en reaksjon skjer i et homogent system, for eksempel i en løsning eller i en blanding av gasser, skjer den gjennom hele systemets volum. Hastighet for homogen reaksjon er mengden av et stoff som reagerer eller dannes som et resultat av en reaksjon per tidsenhet per volumenhet av systemet. Siden forholdet mellom antall mol av et stoff og volumet det er fordelt i er stoffets molare konsentrasjon, kan hastigheten på en homogen reaksjon også defineres som endring i konsentrasjon per tidsenhet av noen av stoffene: startreagenset eller reaksjonsproduktet. For å sikre at beregningsresultatet alltid er positivt, uavhengig av om det er basert på et reagens eller et produkt, brukes "±"-tegnet i formelen: Avhengig av reaksjonens art, kan tiden uttrykkes ikke bare i sekunder, som kreves av SI-systemet, men også i minutter eller timer. Under reaksjonen er størrelsen på hastigheten ikke konstant, men endres kontinuerlig: den avtar når konsentrasjonene av utgangsstoffene reduseres. Beregningen ovenfor gir gjennomsnittsverdien av reaksjonshastigheten over et visst tidsintervall Δτ = τ 2 – τ 1. Sann (øyeblikkelig) hastighet er definert som grensen som forholdet Δ tenderer til MED/ Δτ ved Δτ → 0, dvs. den sanne hastigheten er lik den deriverte av konsentrasjonen med hensyn til tid. For en reaksjon hvis ligning inneholder støkiometriske koeffisienter som er forskjellige fra enhet, er hastighetsverdiene uttrykt for forskjellige stoffer ikke de samme. For eksempel, for reaksjonen A + 4B = D + 2E, er forbruket av stoff A en mol, forbruket av stoff B er tre mol, og tilførselen av stoff E er to mol. Derfor υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D) =½ υ (E) eller υ (E) . = ⅔ υ (IN) . Hvis det oppstår en reaksjon mellom stoffer som befinner seg i forskjellige faser av et heterogent system, kan det bare skje i grensesnittet mellom disse fasene. For eksempel skjer samspillet mellom en syreløsning og et metallstykke bare på overflaten av metallet. Hastighet for heterogen reaksjon er mengden av et stoff som reagerer eller dannes som et resultat av en reaksjon per tidsenhet per grensesnittflate: Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på konsentrasjonen av reaktanter er uttrykt av massevirkningsloven: ved konstant temperatur er hastigheten til en kjemisk reaksjon direkte proporsjonal med produktet av molare konsentrasjoner av de reagerende stoffene hevet til potenser lik koeffisientene i formlene til disse stoffene i reaksjonsligningen. Så for reaksjonen 2A + B → produkter forholdet er gyldig υ ~ · MED A 2 · MED B, og for overgang til likestilling innføres en proporsjonalitetskoeffisient k, kalt reaksjonshastighetskonstant: υ = k· MED A 2 · MED B = k·[A] 2 ·[B] (molare konsentrasjoner i formler kan angis med bokstaven MED med den tilsvarende indeksen og formelen til stoffet i hakeparenteser). Den fysiske betydningen av reaksjonshastighetskonstanten er reaksjonshastigheten ved konsentrasjoner av alle reaktanter lik 1 mol/l. Dimensjonen til reaksjonshastighetskonstanten avhenger av antall faktorer på høyre side av ligningen og kan være c –1 ; s –1 ·(l/mol); s –1 · (l 2 /mol 2), etc., det vil si slik at reaksjonshastigheten i alle fall i beregninger uttrykkes i mol · l –1 · s –1. For heterogene reaksjoner inkluderer ligningen for massevirkningsloven konsentrasjonene av bare de stoffene som er i gassfasen eller i løsning. Konsentrasjonen av et stoff i den faste fasen er en konstant verdi og er inkludert i hastighetskonstanten, for eksempel for forbrenningsprosessen av kull C + O 2 = CO 2, er loven om massevirkning skrevet: υ = kI·konst··= k·, Hvor k= kI konst. I systemer hvor ett eller flere stoffer er gasser, avhenger reaksjonshastigheten også av trykk. For eksempel, når hydrogen interagerer med joddamp H 2 + I 2 = 2HI, vil hastigheten på den kjemiske reaksjonen bli bestemt av uttrykket: υ = k··. Hvis du øker trykket, for eksempel 4 ganger, vil volumet som er okkupert av systemet reduseres med samme mengde, og følgelig vil konsentrasjonene av hvert av de reagerende stoffene øke med samme mengde. Reaksjonshastigheten i dette tilfellet vil øke 9 ganger Avhengighet av reaksjonshastighet på temperatur beskrevet av van't Hoffs regel: for hver 10 graders temperaturøkning øker reaksjonshastigheten med 2-4 ganger. Dette betyr at når temperaturen øker i en aritmetisk progresjon, øker hastigheten på en kjemisk reaksjon eksponentielt. Grunnlaget i progresjonsformelen er temperaturkoeffisient for reaksjonshastighetγ, som viser hvor mange ganger hastigheten til en gitt reaksjon øker (eller, som er det samme, hastighetskonstanten) med en økning i temperaturen med 10 grader. Matematisk er Van't Hoffs regel uttrykt med formlene: hvor og er reaksjonshastighetene, henholdsvis ved initialen t 1 og siste t 2 temperaturer. Van't Hoffs regel kan også uttrykkes ved følgende relasjoner: hvor og er henholdsvis hastigheten og hastighetskonstanten for reaksjonen ved temperatur t; og – de samme verdiene ved temperatur t +10n; n– antall "ti-graders" intervaller ( n =(t 2 –t 1)/10), som temperaturen har endret seg med (kan være et heltall eller et brøktall, positivt eller negativt). Testoppgave 1. Finn verdien av hastighetskonstanten for reaksjonen A + B -> AB, hvis ved konsentrasjoner av stoffene A og B lik henholdsvis 0,05 og 0,01 mol/l, er reaksjonshastigheten 5 10 -5 mol/(l) -min). 2. Hvor mange ganger vil reaksjonshastigheten 2A + B -> A2B endres hvis konsentrasjonen av stoff A økes med 2 ganger, og konsentrasjonen av stoff B reduseres med 2 ganger? 4. Hvor mange ganger bør konsentrasjonen av stoffet, B 2 i systemet 2A 2 (g) + B 2 (g) = 2A 2 B (g), økes slik at når konsentrasjonen av stoff A synker med 4 ganger , endres ikke hastigheten på den direkte reaksjonen ? 4. En tid etter starten av reaksjonen 3A+B->2C+D var konsentrasjonene av stoffer: [A] =0,04 mol/l; [B] = 0,01 mol/l; [C] = 0,008 mol/l. Hva er startkonsentrasjonene av stoffene A og B? 5. I systemet CO + C1 2 = COC1 2 ble konsentrasjonen økt fra 0,04 til 0,12 mol/l, og klorkonsentrasjonen økt fra 0,02 til 0,06 mol/l. Hvor mange ganger økte hastigheten på fremreaksjonen? 6. Reaksjonen mellom stoffene A og B uttrykkes ved ligningen: A + 2B → C. Startkonsentrasjonene er: [A] 0 = 0,04 mol/l, [B] o = 0,05 mol/l. Reaksjonshastighetskonstanten er 0,4. Finn startreaksjonshastigheten og reaksjonshastigheten etter en tid, når konsentrasjonen av stoff A synker med 0,01 mol/l. 7. Hvordan vil hastigheten på reaksjonen 2CO + O2 = 2CO2, som forekommer i et lukket kar, endres hvis trykket dobles? 8. Regn ut hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil øke hvis temperaturen i systemet økes fra 20 °C til 100 °C, ta verdien av temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten lik 4. 9. Hvordan vil reaksjonshastigheten 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) endres hvis trykket i systemet økes med 4 ganger; 10. Hvordan vil reaksjonshastigheten 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) endres hvis volumet til systemet reduseres med 4 ganger? 11. Hvordan vil hastigheten på reaksjonen 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) endres hvis konsentrasjonen av NO økes med 4 ganger? 12. Hva er temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten hvis, med en temperaturøkning på 40 grader, reaksjonshastigheten øker med 15,6 ganger? 14. . Finn verdien av hastighetskonstanten for reaksjonen A + B -> AB, hvis ved konsentrasjoner av stoffene A og B lik henholdsvis 0,07 og 0,09 mol/l, er reaksjonshastigheten 2,7 10 -5 mol/(l-min. ). 14. Reaksjonen mellom stoffene A og B uttrykkes ved ligningen: A + 2B → C. Startkonsentrasjonene er: [A] 0 = 0,01 mol/l, [B] o = 0,04 mol/l. Reaksjonshastighetskonstanten er 0,5. Finn startreaksjonshastigheten og reaksjonshastigheten etter en tid, når konsentrasjonen av stoff A synker med 0,01 mol/l. 15. Hvordan vil reaksjonshastigheten 2NO(r.) + 0 2 (g.) → 2N02(r.) endres hvis trykket i systemet dobles; 16. I systemet CO + C1 2 = COC1 2 ble konsentrasjonen økt fra 0,05 til 0,1 mol/l, og klorkonsentrasjonen økt fra 0,04 til 0,06 mol/l. Hvor mange ganger økte hastigheten på fremreaksjonen? 17. Regn ut hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil øke hvis temperaturen i systemet økes fra 20 °C til 80 °C, ta verdien av temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten lik 2. 18. Regn ut hvor mange ganger reaksjonshastigheten vil øke hvis temperaturen i systemet økes fra 40 °C til 90 °C, ta verdien av temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten lik 4. KJEMISK FORBINDELSE. DANNING OG STRUKTUR AV MOLEKYLER 1. Hvilke typer kjemiske bindinger kjenner du til? Gi et eksempel på dannelsen av en ionebinding ved bruk av valensbindingsmetoden. 2. Hvilken kjemisk binding kalles kovalent? Hva er karakteristisk for den kovalente typen binding? 4. Hvilke egenskaper kjennetegnes av en kovalent binding? Vis dette med konkrete eksempler. 4. Hvilken type kjemisk binding er det i H2-molekyler; Cl 2 HC1? 5.Hva er arten av bindingene i molekyler? NCI 4 CS 2, CO 2? Angi for hver av dem forskyvningsretningen til det vanlige elektronparet. 6. Hvilken kjemisk binding kalles ionisk? Hva er karakteristisk for den ioniske typen binding? 7. Hvilken type binding er det i NaCl, N 2, Cl 2 molekylene? 8. Tegn alle mulige måter å overlappe s-orbital med p-orbital;. Angi kommunikasjonsretningen i dette tilfellet. 9. Forklar donor-akseptormekanismen til kovalente bindinger ved å bruke eksempelet på dannelsen av fosfoniumion [PH 4 ]+. 10. I CO-molekyler, C0 2, er bindingen polar eller upolar? Forklare. Beskriv hydrogenbinding. 11. Hvorfor er noen molekyler som har polare bindinger generelt ikke-polare? 12. Kovalent eller ionisk type binding er typisk for følgende forbindelser: Nal, S0 2, KF? Hvorfor er en ionisk binding et ekstremt tilfelle av en kovalent binding? 14. Hva er en metallbinding? Hvordan er det forskjellig fra en kovalent binding? Hvilke egenskaper av metaller bestemmer det? 14. Hva er arten av bindingene mellom atomer i molekyler; KHF 2, H 2 0, HNO ? 15. Hvordan kan vi forklare den høye bindingsstyrken mellom atomer i nitrogenmolekylet N2 og den betydelig lavere styrken i fosformolekylet P4? 16 . Hva slags binding kalles en hydrogenbinding? Hvorfor er ikke dannelsen av hydrogenbindinger typisk for H2S- og HC1-molekyler, i motsetning til H2O og HF? 17. Hvilken binding kalles ionisk? Har en ionisk binding egenskapene til metning og retning? Hvorfor er det et ekstremt tilfelle av kovalent binding? 18. Hvilken type binding er det i molekylene NaCl, N 2, Cl 2? |
.
eller 
; 
; 
; 
,