Moderní symboly pro chemické prvky zavedl do vědy v roce 1813 J. Berzelius. Prvky se podle jeho návrhu označují počátečními písmeny latinského názvu. Například kyslík (Oxygenium) se označuje písmenem O, síra (Sulphur) písmenem S, vodík (Hydrogenium) písmenem H. V případech, kdy názvy prvků začínají stejným písmenem, je o jedno další písmeno přidáno k prvnímu písmenu. Uhlík (Carboneum) má tedy symbol C, vápník (Calcium) - Ca, měď (Cuprum) - Cu.

Chemické značky nejsou jen zkrácené názvy prvků: vyjadřují i ​​určité veličiny (nebo hmotnosti), tzn. Každý symbol představuje buď jeden atom prvku nebo jeden mol jeho atomů, nebo hmotnost prvku rovnou (nebo úměrnou) molární hmotnosti tohoto prvku. Například C znamená buď jeden atom uhlíku nebo jeden mol atomů uhlíku nebo 12 hmotnostních jednotek (obvykle 12 g) uhlíku.

Chemické vzorce

Vzorce látek také udávají nejen složení látky, ale také její množství a hmotnost. Každý vzorec představuje buď jednu molekulu látky, jeden mol látky, nebo hmotnost látky rovnou (nebo úměrnou) její molární hmotnosti. Například H2O představuje buď jednu molekulu vody, nebo jeden mol vody nebo 18 hmotnostních jednotek (obvykle 18 g) vody.

Jednoduché látky jsou také označeny vzorcem, který ukazuje, z kolika atomů se skládá molekula jednoduché látky: například vzorec pro vodík H2. Není-li atomové složení molekuly jednoduché látky přesně známo nebo látka sestává z molekul obsahujících různý počet atomů, a také má-li spíše atomovou nebo kovovou strukturu než molekulární, je jednoduchá látka označena symbol prvku. Například jednoduchá látka fosfor se označuje vzorcem P, protože v závislosti na podmínkách se fosfor může skládat z molekul s různým počtem atomů nebo mít polymerní strukturu.

Chemické vzorce pro řešení problémů

Vzorec látky se stanoví na základě výsledků analýzy. Například podle analýzy glukóza obsahuje 40 % (hm.) uhlíku, 6,72 % (hm.) vodíku a 53,28 % (hm.) kyslíku. Proto jsou hmotnosti uhlíku, vodíku a kyslíku v poměru 40:6,72:53,28. Označme požadovaný vzorec pro glukózu C x H y O z, kde x, y a z jsou počty atomů uhlíku, vodíku a kyslíku v molekule. Hmotnosti atomů těchto prvků se rovnají 12,01; 1.01 a 16.00 hodin Proto molekula glukózy obsahuje 12,01x amu. uhlík, 1,01u amu vodík a 16.00 za.u.m. kyslík. Poměr těchto hmotností je 12,01x:1,01y:16,00z. Ale tento vztah jsme již našli na základě dat analýzy glukózy. Proto:

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

Podle vlastností poměru:

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

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

V molekule glukózy jsou tedy dva atomy vodíku a jeden atom kyslíku na atom uhlíku. Tuto podmínku splňují vzorce CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 atd. První z těchto vzorců - CH 2 O- se nazývá nejjednodušší nebo empirický vzorec; má molekulovou hmotnost 30,02. Abychom zjistili pravý nebo molekulární vzorec, je nutné znát molekulovou hmotnost dané látky. Při zahřátí je glukóza zničena, aniž by se změnila na plyn. Ale jeho molekulová hmotnost může být určena jinými metodami: je rovna 180. Ze srovnání této molekulové hmotnosti s molekulovou hmotností odpovídající nejjednoduššímu vzorci je zřejmé, že vzorec C 6 H 12 O 6 odpovídá glukóze.

Chemický vzorec je tedy obrazem složení látky pomocí symbolů chemických prvků, číselných indexů a některých dalších znaků. Rozlišují se následující typy vzorců:

— nejjednodušší , který se získá experimentálně stanovením poměru chemických prvků v molekule a použitím hodnot jejich relativních atomových hmotností (viz příklad výše);

— molekulární , který lze získat znalostmi nejjednoduššího vzorce látky a její molekulové hmotnosti (viz příklad výše);

— Racionální , zobrazující skupiny atomů charakteristické pro třídy chemických prvků (R-OH - alkoholy, R - COOH - karboxylové kyseliny, R - NH 2 - primární aminy atd.);

— strukturální (grafický) , ukazující relativní uspořádání atomů v molekule (může být dvourozměrné (v rovině) nebo trojrozměrné (v prostoru));

— elektronický, zobrazující rozložení elektronů napříč orbitaly (psáno pouze pro chemické prvky, nikoli pro molekuly).

Podívejme se blíže na příklad molekuly ethylalkoholu:

1. nejjednodušší vzorec ethanolu je C 2 H 6 O;
2. molekulový vzorec ethanolu je C2H60;
3. racionální vzorec ethanolu je C 2 H 5 OH;

Příklady řešení problémů

PŘÍKLAD 1

PŘÍKLAD 2

Hlavní:

Kuzněcovová N.E. atd. Chemie. 8. třída-10. třída – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuzněcovová N.E., Litvinová T.N., Levkin A.N. Chemie.11.ročník ve 2 částech, 2005-2007.

Egorov A.S. Chemie. Nová učebnice pro přípravu na vysoké školy. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 s.

Egorov A.S. Chemie: moderní kurz pro přípravu na jednotnou státní zkoušku. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 s.

Egorov A.S. Samoinstrukční manuál pro řešení chemických problémů. – Rostov na Donu: Phoenix, 2000. – 352 s.

Chemie/tutor manuál pro uchazeče na vysoké školy. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 s.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problémy z chemie pro uchazeče o studium na vysokých školách. M.: Vyšší škola. 2007.–302s.

Další:

Vrublevsky A.I.. Vzdělávací a školicí materiály pro přípravu na centralizované testování z chemie / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 s.

Vrublevsky A.I.. 1000 úloh z chemie s řetězci transformací a kontrolních testů pro školáky a uchazeče – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 s.

Egorov A.S.. Všechny typy výpočtových úloh z chemie pro přípravu k jednotné státní zkoušce – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 s.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Typické úkoly a cvičení pro přípravu na zkoušku z chemie. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 s.

Jednotná státní zkouška 2007. Chemie. Vzdělávací a školicí materiály pro přípravu studentů / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 s.

Jednotná státní zkouška 2011. Chemie. Vzdělávací a výcviková souprava ed. A.A. Kaverina – M.: Národní školství, 2011.

Jediné skutečné možnosti pro úkoly připravit se na jednotnou státní zkoušku. Jednotná státní zkouška 2007. Chemie/V.Yu. Mishina, E.N. Střelníková. M.: Federal Testing Center, 2007.–151 s.

Kaverina A.A. Optimální banka úkolů pro přípravu studentů. Jednotná státní zkouška 2012. Chemie. Učebnice./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medveděv, M.G. Snastina – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 s.

Litvinová T.N., Vyskubová N.K., Azhipa L.T., Solovyová M.V.. Testové úlohy k testům pro studenty 10měsíčních korespondenčních přípravných kurzů (metodické pokyny). Krasnodar, 2004. – S. 18 – 70.

Litvínova T.N.. Chemie. Jednotná státní zkouška 2011. Tréninkové testy. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 s.

Litvínova T.N.. Chemie. Testy k jednotné státní zkoušce. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 s.

Litvínova T.N.. Chemie. Zákony, vlastnosti prvků a jejich sloučenin. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 s.

Litvinová T.N., Melniková E.D., Solovjová M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chemie v úkolech pro uchazeče o studium na vysokých školách – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 s.

Vzdělávací a metodický komplex v chemii pro studenty lékařských a biologických tříd, ed. T.N. Litvinová – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Chemie. Jednotná státní zkouška 2008. Přijímací testy, učební pomůcka / ed. V.N. Doronkina. – Rostov n/d: Legie, 2008.– 271 s.

Seznam webových stránek o chemii:

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

2. Chemie pro každého. Elektronická referenční kniha pro kompletní kurz chemie.

http:// www. informika. ru/ text/ databáze/ chemie/ START. html

3. Školní chemie - referenční kniha. http:// www. školní chemie. podle. ru

4. Lektor chemie. http://www. chemistry.nm.ru

Internetové zdroje

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chemie pro každého. Elektronická referenční kniha pro kompletní kurz chemie.

http:// www. informika. ru/ text/ databáze/ chemie/ START. html

Školní chemie - referenční kniha. http:// www. školní chemie. podle. ru

http://www.classchem.narod.ru

Lektor chemie. http://www. chemistry.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- vzdělávací internetové zdroje o chemii

http://schoolchemistry.by.ru/- školní chemie. Tato stránka nabízí možnost on-line testování na různá témata a také demoverze Unified State Exam

Chemie a život – XXI století: populárně vědecký časopis. http:// www. hij. ru

Lekce pojednává o algoritmu pro sestavování chemických vzorců látek na základě známých mocností chemických prvků. Učitel vysvětlí dva různé způsoby, jak odvodit chemický vzorec látky.

2. určete počet společných valenčních jednotek, je roven nejmenšímu společnému násobku valencí prvků: LCM (2,4) = 4;

3. určit počet atomů každého chemického prvku v molekule vydělením počtu společných valenčních jednotek valenci prvku;

4. zapište vzorec látky: SO 2.

Příklad 2. Udělejme vzorec pro látku tvořenou atomy fosforu (s valenci V) a atomy kyslíku.

1. Zapište znaménka prvků a naznačte nad nimi jejich valence: .

2. Najděte počet společných valenčních jednotek: LCM(2,5)=10

3. Najděte počet atomů fosforu v molekule: 10:5=2.

4. Najděte počet atomů kyslíku v molekule: 10:2=5.

5. Zapišme vzorec látky: .

Rýže. 2. Sestavení chemického vzorce oxidu fosforečného

1. Emelyanova E.O., Iodko A.G. Organizace kognitivní činnosti žáků v hodinách chemie v 8.-9. Základní poznámky s praktickými úkoly, testy: Část I. - M.: School Press, 2002. (str. 33)

2. Ushakova O.V. Pracovní sešit chemie: 8. třída: k učebnici P.A. Oržekovskij a další „Chemie. 8. třída“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovskij; pod. vyd. prof. P.A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 36-38)

3. Chemie: 8. třída: učebnice. pro všeobecné vzdělání instituce / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§16)

4. Chemie: inorg. chemie: učebnice. pro 8. třídu. obecné vzdělání instituce / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Vzdělávání, OJSC “Moskva učebnice”, 2009. (§§11,12)

5. Encyklopedie pro děti. Svazek 17. Chemie / Kapitola. ed.V.A. Volodin, Ved. vědecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Další webové zdroje

1. Jednotná sbírka digitálních vzdělávacích zdrojů ().

2. Elektronická verze časopisu „Chemistry and Life“ ().

Domácí práce

1. str.84 č. 3,4 z učebnice „Chemie: 8. třída“ (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. S. 38 č. 9 z Pracovního sešitu z chemie: 8. třída: k učebnici P.A. Oržekovskij a další „Chemie. 8. třída“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovskij; pod. vyd. prof. P.A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Chemie– nauka o složení, struktuře, vlastnostech a přeměnách látek.

Atomově-molekulární věda. Látky se skládají z chemických částic (molekuly, atomy, ionty), které mají složitou strukturu a skládají se z elementárních částic (protony, neutrony, elektrony).

Atom– neutrální částice skládající se z kladného jádra a elektronů.

Molekula– stabilní skupina atomů spojených chemickými vazbami.

Chemický prvek– typ atomů se stejným jaderným nábojem. Prvek označovat

kde X je symbol prvku, Z– pořadové číslo prvku v Periodické tabulce prvků D.I. mendělejev, A– hmotnostní číslo. Sériové číslo Z se rovná náboji atomového jádra, počtu protonů v atomovém jádře a počtu elektronů v atomu. Hmotnostní číslo A se rovná součtu počtu protonů a neutronů v atomu. Počet neutronů se rovná rozdílu A–Z.

Izotopy– atomy téhož prvku s různými hmotnostními čísly.

Relativní atomová hmotnost(A r) je poměr průměrné hmotnosti atomu prvku přirozeného izotopového složení k 1/12 hmotnosti atomu izotopu uhlíku 12C.

Relativní molekulová hmotnost(M r) je poměr průměrné hmotnosti molekuly látky přirozeného izotopového složení k 1/12 hmotnosti atomu izotopu uhlíku 12C.

Jednotka atomové hmotnosti(a.u.m) – 1/12 hmotnosti atomu izotopu uhlíku 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 let

Krtek– množství látky obsahující tolik strukturních jednotek (atomů, molekul, iontů), kolik je atomů v 0,012 kg izotopu uhlíku 12C. Krtek– množství látky obsahující 6,02 10 23 strukturních jednotek (atomů, molekul, iontů).

n = N/N A, Kde n– látkové množství (mol), N– počet částic, a N A– Avogadrova konstanta. Množství látky lze také označit symbolem v.

Avogadrova konstanta N A = 6,02 10 23 částic/mol.

Molární hmotnostM(g/mol) – poměr hmotnosti látky m d) na množství látky n(mol):

M = m/n, kde: m = Mn A n = m/M.

Molární objem plynuV M(l/mol) – poměr objemu plynu PROTI l) na látkové množství tohoto plynu n(mol). Za normálních podmínek V M = 22,4 l/mol.

Normální podmínky: teplota t = 0°C, popř T = 273 K, tlak p = 1 atm = 760 mm. Hg Umění. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, kde: V = V M n A n = V/V M.

Výsledkem je obecný vzorec:

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

Ekvivalent- skutečná nebo fiktivní částice, která interaguje s jedním atomem vodíku, nebo jej nahrazuje, nebo je mu jiným způsobem ekvivalentní.

Ekvivalenty molární hmotnosti M e– poměr hmotnosti látky k počtu ekvivalentů této látky: M e = m/n (ekv) .

Při reakcích výměny náboje je molární hmotnost látkových ekvivalentů

s molární hmotností M rovno: M e = M/(n ? m).

Při redoxních reakcích molární hmotnost ekvivalentů látky s molární hmotností M rovno: M e = M/n(e), Kde n(e)– počet přenesených elektronů.

Zákon ekvivalentů– hmotnosti reaktantů 1 a 2 jsou úměrné molárním hmotnostem jejich ekvivalentů. m1/m2= M E1/M E2, nebo mi/M E1 = m2/M E2, nebo n 1 = n 2, Kde m 1 A m 2- hmotnosti dvou látek, M E1 A M E2– molární hmotnosti ekvivalentů, n 1 A n 2– počet ekvivalentů těchto látek.

Pro řešení lze zákon ekvivalentů zapsat takto:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Kde s E1, s E2, V1 A V 2– molární koncentrace ekvivalentů a objemy roztoků těchto dvou látek.

Spojené plynové právo: pV = nRT, Kde p– tlak (Pa, kPa), PROTI– objem (m 3, l), n– množství plynné látky (mol), T – teplota (K), T(K) = t(°C) + 273, R- stálý, R= 8,314 J/(K? mol), kde J = Pam3 = kPal.

Dualita vlna-částice hmota – myšlenka, že každý objekt může mít vlnové i korpuskulární vlastnosti. Louis de Broglie navrhl vzorec spojující vlnové a korpuskulární vlastnosti objektů: ? = h/(mV), Kde h- Planckova konstanta, ? – vlnová délka, která odpovídá hmotnosti každého tělesa m a rychlost PROTI. Ačkoli vlnové vlastnosti existují pro všechny objekty, lze je pozorovat pouze u mikroobjektů s hmotností v řádu hmotnosti atomu a elektronu.

Heisenbergův princip nejistoty: a (mV x) å > h/2n nebo ?V x ?x > h/(2?m), Kde m- hmotnost částic, X- jeho souřadnice, V x– rychlost ve směru X, ?– nejistota, chyba v určení. Princip neurčitosti znamená, že není možné současně uvést polohu (souřadnici) X) a rychlost (V x)částice.

Částice s malou hmotností (atomy, jádra, elektrony, molekuly) nejsou částicemi ve smyslu newtonovské mechaniky a nelze je studovat klasickou fyzikou. Studuje je kvantová fyzika.

Hlavní kvantové číslon nabývá hodnot 1, 2, 3, 4, 5, 6 a 7, které odpovídají elektronickým úrovním (vrstvám) K, L, M, N, O, P a Q.

Úroveň– prostor, kde se nacházejí elektrony se stejným číslem n. Elektrony různých úrovní jsou od sebe prostorově a energeticky odděleny, protože počet n určuje energii elektronů E(více n, více E) a vzdálenost R mezi elektrony a jádrem (čím více n, více R).

Orbitální (boční, azimutální) kvantové číslol nabývá hodnot v závislosti na čísle n:l= 0, 1,…(n- 1). Například pokud n= 2, tedy l = 0,1; Li n= 3, tedy l = 0, 1, 2. Číslo l charakterizuje podúroveň (podvrstvu).

Podúroveň– prostor, kde elektrony s jist n A l. Podúrovně dané úrovně jsou určeny v závislosti na počtu l:s- Kdyby l = 0, p- Kdyby l = 1, d- Kdyby l = 2, F- Kdyby l = 3. Podúrovně daného atomu jsou označeny v závislosti na číslech n A l, například: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) atd. Podúrovně dané úrovně mají různé energie (čím více l, více E): E s< E < Е А < … a různé tvary orbitalů, které tvoří tyto podúrovně: s-orbital má tvar koule, p- orbital má tvar činky atd.

Magnetické kvantové číslom 1 charakterizuje orientaci orbitálního magnetického momentu, rovnající se l, v prostoru vzhledem k vnějšímu magnetickému poli a nabývá následujících hodnot: – l,…-1, 0, 1,…l, tj. celkem (2l + 1) hodnota. Například pokud l = 2, tedy m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitální(část podúrovně) – prostor, kde se s jistotou nacházejí elektrony (ne více než dva). n, l, m 1. Podúroveň obsahuje 2l+1 orbitální. Například, d– podúroveň obsahuje pět d-orbitalů. Orbitaly stejné podúrovně s různými čísly m 1, mít stejnou energii.

Magnetické číslo rotaceslečna charakterizuje orientaci vlastního magnetického momentu elektronu s, rovného?, vzhledem k vnějšímu magnetickému poli a nabývá dvou hodnot: +? A _ ?.

Elektrony v atomu obsazují úrovně, podúrovně a orbitaly podle následujících pravidel.

Pauliho pravidlo: V jednom atomu nemohou mít dva elektrony čtyři stejná kvantová čísla. Musí se lišit alespoň v jednom kvantovém čísle.

Z Pauliho pravidla vyplývá, že orbital může obsahovat nejvýše dva elektrony, podúroveň může obsahovat nejvýše 2 (2l + 1) elektrony, hladina nemůže obsahovat více 2n 2 elektrony.

Klechkovského pravidlo: elektronické podúrovně se vyplňují v pořadí podle rostoucího počtu (n + l), a v případě stejné částky (n+l)– ve vzestupném pořadí čísel n.

Grafická podoba Klechkovského pravidla.

Podle Klechkovského pravidla se podúrovně vyplňují v následujícím pořadí: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Přestože k plnění podúrovní dochází podle Klechkovského pravidla, v elektronickém vzorci jsou podúrovně zapsány postupně po úrovních: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f atd. Elektronový vzorec atomu bromu je tedy zapsán takto: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Elektronové konfigurace řady atomů se liší od těch, které předpovídá Klechkovského pravidlo. Takže pro Cr a Cu:

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

Pravidlo Hunda (Gunda): Plnění orbitalů dané podúrovně se provádí tak, aby celkový spin byl maximální. Orbitaly dané podúrovně se zaplňují nejprve vždy jedním elektronem.

Elektronické konfigurace atomů mohou být zapsány úrovněmi, podúrovněmi, orbitaly. Například elektronický vzorec P(15e) lze napsat:

a) podle úrovní)2)8)5;

b) podle dílčích úrovní 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) orbitálně

Příklady elektronových vzorců některých atomů a iontů:

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.

Podle metody valenční vazby je vazba mezi atomy A a B tvořena sdílením elektronového páru.

Valence charakterizuje schopnost atomů tvořit chemické vazby a je rovna počtu chemických vazeb tvořených atomem. Podle metody valenční vazby je valence rovna počtu sdílených párů elektronů a v případě kovalentní vazby je valence rovna počtu nepárových elektronů na vnější úrovni atomu v jeho základním nebo excitovaném stavu. .

Například pro uhlík a síru:

Sytost kovalentní vazba: atomy tvoří omezený počet vazeb rovný jejich valenci.

Hybridizace atomových orbitalů– míšení atomových orbitalů (AO) různých podúrovní atomu, jejichž elektrony se podílejí na tvorbě ekvivalentních?-vazeb. Hybridní orbitální (HO) ekvivalence vysvětluje ekvivalenci vytvořených chemických vazeb. Například v případě čtyřvazného atomu uhlíku existuje jeden 2s– a tři 2p-elektron. Vysvětlit ekvivalenci čtyř?-vazeb tvořených uhlíkem v molekulách CH 4, CF 4 atd., atomová s- a tři R- orbitaly jsou nahrazeny čtyřmi ekvivalentními hybridními sp 3- orbitaly:

Soustředit se Kovalentní vazba je taková, že se tvoří ve směru maximálního překrytí orbitalů, které tvoří společný pár elektronů.

V závislosti na typu hybridizace mají hybridní orbitaly specifické umístění ve vesmíru:

sp– lineární, úhel mezi osami orbitalů je 180°;

sp 2– trojúhelníkový, úhly mezi osami orbitalů jsou 120°;

sp 3– čtyřstěnný, úhly mezi osami orbitalů jsou 109°;

sp 3 d 1– trigonálně-bipyramidové, úhly 90° a 120°;

sp 2 d 1– čtverec, úhly mezi osami orbitalů jsou 90°;

sp 3 d 2– oktaedrický, úhly mezi osami orbitalů jsou 90°.

Podle teorie molekulárních orbitalů se molekula skládá z jader a elektronů. V molekulách jsou elektrony umístěny v molekulových orbitalech (MO). MO vnějších elektronů mají složitou strukturu a jsou považovány za lineární kombinaci vnějších orbitalů atomů, které tvoří molekulu. Počet vytvořených MO se rovná počtu AO zapojených do jejich tvorby. Energie MO mohou být nižší (vazebné MO), stejné (nevazebné MO) nebo vyšší (protivazebné MO), než energie AO, které je tvoří.

Podmínky interakce JSC

1. AO interagují, pokud mají podobné energie.

2. AO interagují, pokud se překrývají.

3. AO interagují, pokud mají vhodnou symetrii.

Pro dvouatomovou molekulu AB (nebo jakoukoli lineární molekulu) může být symetrie MO:

Pokud má daný MO osu symetrie,

Pokud má daný MO rovinu symetrie,

Pokud má MO dvě na sebe kolmé roviny symetrie.

Přítomnost elektronů na vazebných MO stabilizuje systém, protože snižuje energii molekuly ve srovnání s energií atomů. Je charakterizována stabilita molekuly pořadí dluhopisů n, rovná: n = (n světlo – n velikost)/2, Kde n světlo a n velikost - počet elektronů ve vazebných a antivazebných orbitalech.

Plnění MO elektrony probíhá podle stejných pravidel jako plnění AO v atomu, a to: Pauliho pravidlo (na MO nesmí být více než dva elektrony), Hundovo pravidlo (celkový spin musí být maximální) atd. .

Interakce atomů 1s-AO první periody (H a He) vede ke vzniku vazby?-MO a antivazby?*-MO:

Elektronické vzorce molekul, uspořádání vazeb n, experimentální energie vazeb E a mezimolekulární vzdálenosti R pro dvouatomové molekuly z atomů první periody jsou uvedeny v následující tabulce:

Další atomy druhé periody obsahují kromě 2s-AO také 2p x -, 2p y – a 2p z -AO, které při interakci mohou tvořit?– a?-MO. Pro atomy O, F a Ne jsou energie 2s- a 2p-AO výrazně odlišné a interakci mezi 2s-AO jednoho atomu a 2p-AO jiného atomu lze zanedbat, vezmeme-li v úvahu interakci mezi 2s. -AO dvou atomů odděleně od interakce jejich 2p-AO. Schéma MO pro molekuly O 2, F 2, Ne 2 má následující formu:

Pro atomy B, C, N jsou energie 2s– a 2p-AO svými energiemi blízké a 2s-AO jednoho atomu interaguje s 2p z-AO jiného atomu. Proto se pořadí MO v molekulách B 2, C 2 a N 2 liší od pořadí MO v molekulách O 2, F 2 a Ne 2. Níže je schéma MO pro molekuly B2, C2 a N2:

Na základě uvedených MO schémat je možné např. zapsat elektronové vzorce molekul O 2, O 2 + a 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.

V případě molekuly O 2 nám teorie MO umožňuje předvídat větší sílu této molekuly, protože n = 2, charakter změn vazebných energií a mezijaderných vzdáleností v řadě O 2 + – O 2 – O 2 ? a také paramagnetismus molekuly O 2, jejíž horní MO mají dva nepárové elektrony.

Iontová vazba– elektrostatická vazba mezi ionty s opačným nábojem. Iontovou vazbu lze považovat za extrémní případ polární kovalentní vazby. Iontová vazba vzniká, je-li rozdíl v elektronegativitě atomů X větší než 1,5–2,0.

Iontová vazba je nesměrový nesaturovatelný sdělení V krystalu NaCl je iont Na+ přitahován všemi ionty Cl? a je odpuzován všemi ostatními ionty Na +, bez ohledu na směr interakce a počet iontů. To určuje větší stabilitu iontových krystalů ve srovnání s iontovými molekulami.

Vodíková vazba– vazba mezi atomem vodíku jedné molekuly a elektronegativním atomem (F, CI, N) jiné molekuly.

Existence vodíkové vazby vysvětluje anomální vlastnosti vody: bod varu vody je mnohem vyšší než u jejích chemických analogů: t kip (H 2 O) = 100 °C a t kip (H 2 S) = - 61 °C. Mezi molekulami H 2 S nevznikají žádné vodíkové vazby.

Energie(E)- schopnost produkovat práci. Mechanickou práci (A) vykonává například plyn při jeho expanzi: A = p?V.

Reakce, ke kterým dochází při absorpci energie, jsou: endotermní.

Reakce, které zahrnují uvolnění energie, jsou: exotermický.

Druhy energie: tepelná, světelná, elektrická, chemická, jaderná energie atd.

Druhy energie: kinetické a potenciální.

Kinetická energie– energie pohybujícího se tělesa, to je práce, kterou tělo může vykonat, než dosáhne klidu.

Teplo (Q)– druh kinetické energie – spojený s pohybem atomů a molekul. Při komunikaci s hmotným tělesem (m) a měrná tepelná kapacita (c) tepla Q se jeho teplota zvýší o? t: ?Q = m s ?t, kde? t = AQ/(ct).

Potenciální energie- energie získaná tělesem v důsledku změny jeho polohy v prostoru nebo jeho součástí. Energie chemických vazeb je druh potenciální energie.

První termodynamický zákon: energie může přecházet z jednoho typu do druhého, ale nemůže zmizet ani vzniknout.

Vnitřní energie (U) – součet kinetických a potenciálních energií částic, které tvoří těleso. Teplo absorbované při reakci se rovná rozdílu vnitřní energie reakčních produktů a činidel (Q = ?U = U 2 – U 1), za předpokladu, že systém neprovedl žádnou práci na prostředí. Pokud reakce probíhá při konstantním tlaku, pak uvolněné plyny působí proti vnějším tlakovým silám a teplo absorbované během reakce se rovná součtu změn vnitřní energie. ?U a práce A = p?V. Toto teplo absorbované při konstantním tlaku se nazývá změna entalpie: ? H = ?U + p?V, definující entalpie Jak H = U + pV. Reakce kapalných a pevných látek probíhají bez výraznějších objemových změn (A V = 0), tak co tyhle reakce? N blízko k ?U (?Н = ?U). Pro reakce se změnou hlasitosti máme ?Н > ?U, pokud expanze probíhá, a ?N< ?U , pokud dojde ke kompresi.

Změna entalpie se obvykle označuje standardním skupenstvím látky: tedy u čisté látky v určitém skupenství (pevném, kapalném nebo plynném), při tlaku 1 atm = 101 325 Pa, teplotě 298 K a koncentraci látek 1 mol/l.

Standardní formační entalpie?– teplo uvolněné nebo absorbované při tvorbě 1 molu látky z jednoduchých látek, které ji tvoří, za standardních podmínek. Například, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. To znamená, že při reakci Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) při vzniku 1 molu NaCl se uvolní 411 kJ energie.

Standardní entalpie reakce?H– změna entalpie během chemické reakce, určená vzorcem: ?N = ?N arr.(produkty) - ?N arr.(činidla).

Takže pro reakci NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv) je známo H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol a?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol máme:

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

Li? N< 0, pak je reakce exotermická. Li? N> 0, pak je reakce endotermická.

Zákon Hess: Standardní entalpie reakce závisí na standardních entalpiích reaktantů a produktů a nezávisí na dráze reakce.

Spontánní procesy mohou být nejen exotermické, tedy procesy s poklesem energie (?N< 0), ale mohou to být i procesy endotermické, tedy procesy se zvyšující se energií (?N> 0). Ve všech těchto procesech se zvyšuje „nepořádek“ systému.

EntropieS – fyzikální veličina charakterizující stupeň neuspořádanosti systému. S – standardní entropie, ?S – změna standardní entropie. Pokud?S > 0, porucha se zvyšuje, pokud AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Pro procesy, ve kterých počet částic klesá, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(sol) + H20(1) = Ca(OH)2 (sol), yS< 0;

CaC03 (tv) = CaO (tv) + C02 (g), aS > 0.

Procesy probíhají spontánně s uvolňováním energie, tedy pro jakou? N< 0, a s rostoucí entropií, tedy pro kterou?S > 0. Zohlednění obou faktorů vede k výrazu pro Gibbsova energie: G = H – TS nebo? G = ?H – T?S. Reakce, při kterých klesá Gibbsova energie, tj. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, nechoďte spontánně. Podmínka?G = 0 znamená, že mezi produkty a reaktanty byla ustavena rovnováha.

Při nízkých teplotách, kdy je hodnota T se blíží nule, dochází pouze k exotermickým reakcím, protože T?S– málo a?G = ? N< 0. Při vysokých teplotách hodnoty T?S skvělé, a zanedbávání velikosti? N, máme?G = – T?S, tj. procesy s rostoucí entropií budou probíhat spontánně, pro které?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Hodnotu AG pro konkrétní reakci lze určit podle vzorce:

G = ?С arr (produkty) – ?G o b p (činidla).

V tomto případě jsou hodnoty ?G o br, stejně jako? N arr. a?S o br pro velké množství látek jsou uvedeny ve zvláštních tabulkách.

Rychlost chemické reakce(proti) je určena změnou molární koncentrace reaktantů za jednotku času:

Kde proti– reakční rychlost, s – molární koncentrace činidla, t- čas.

Rychlost chemické reakce závisí na povaze reaktantů a reakčních podmínkách (teplota, koncentrace, přítomnost katalyzátoru atd.)

Vliv koncentrace. V V případě jednoduchých reakcí je reakční rychlost úměrná součinu koncentrací reaktantů, braných v mocninách rovných jejich stechiometrickým koeficientům.

Pro reakci

kde 1 a 2 jsou směry dopředné a zpětné reakce:

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

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

Kde proti- rychlost reakce, k– rychlostní konstanta, [A] – molární koncentrace látky A.

Molekularita reakce– počet molekul účastnících se elementárního aktu reakce. Pro jednoduché reakce např. mA + nB> рС + qD, molekulová hmotnost je rovna součtu koeficientů (m + n). Reakce mohou být jednomolekulární, dvoumolekulové a vzácně trojmolekulové. K reakcím s vyšší molekulovou hmotností nedochází.

Pořadí reakce se rovná součtu exponentů stupňů koncentrace v experimentálním vyjádření rychlosti chemické reakce. Takže pro komplexní reakci

mA + nB > рС + qD experimentální výraz pro rychlost reakce je

v 1 = k 1? [A]? ? [V] ? a pořadí reakcí je (? +?). kde? A? jsou nalezeny experimentálně a nemusí se shodovat m A n podle toho, protože rovnice komplexní reakce je výsledkem několika jednoduchých reakcí.

Vliv teploty. Rychlost reakce závisí na počtu efektivních molekulárních srážek. Zvýšení teploty zvyšuje počet aktivních molekul, což jim dodává potřebnou energii pro uskutečnění reakce. aktivační energie E působí a zvyšuje rychlost chemické reakce.

Van't Hoffovo pravidlo. Když se teplota zvýší o 10°, rychlost reakce se zvýší 2–4krát. Matematicky je to napsáno takto:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

kde vi a v2 jsou reakční rychlosti při počáteční (ti) a konečné (t2) teplotě, ? – teplotní koeficient reakční rychlosti, který udává, kolikrát se reakční rychlost zvyšuje se zvýšením teploty o 10°.

Přesněji je vyjádřena závislost rychlosti reakce na teplotě Arrheniova rovnice:

k = A? E - E/(RT)

Kde k- rychlostní konstanta, A– konstantní, nezávislá na teplotě, e = 2,71828, E- aktivační energie, R= 8,314 J/(K? mol) – plynová konstanta; T– teplota (K). Je vidět, že rychlostní konstanta roste s rostoucí teplotou a klesající aktivační energií.

Systém je v rovnováze, pokud se jeho stav v průběhu času nemění. Rovnost rychlostí dopředných a zpětných reakcí je podmínkou pro udržení rovnováhy systému.

Příkladem reverzibilní reakce je reakce

N2 + 3H2 - 2NH3.

Zákon hromadné akce: poměr součinu koncentrací reakčních produktů k součinu koncentrací výchozích látek (všechny koncentrace jsou uvedeny v mocninách rovných jejich stechiometrickým koeficientům) je konstanta tzv. rovnovážná konstanta.

Rovnovážná konstanta je mírou postupu dopředné reakce.

K = O – nedochází k přímé reakci;

K =? – přímá reakce je dokončena;

K > 1 – rovnováha posunuta doprava;

NA< 1 – vyvážení je posunuto doleva.

Konstanta reakční rovnováhy NA souvisí s velikostí změny standardní Gibbsovy energie?G pro stejnou reakci:

G= – RT ln K, nebo?G = -2,3 RT lg K, nebo K = 10-0,435 °G/RT

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

Li NA< 1, pak lg K < 0 и?G >0, tj. pokud je rovnováha posunuta doleva, pak reakce spontánně nejde doprava.

Zákon posunu rovnováhy: Působí-li na systém v rovnováze vnější vliv, vzniká v systému proces, který působí proti vnějšímu vlivu.

Redoxní reakce– reakce, ke kterým dochází při změně oxidačních stavů prvků.

Oxidace– proces dárcovství elektronů.

Zotavení– proces přidávání elektronů.

Oxidátor– atom, molekula nebo iont, který přijímá elektrony.

Redukční činidlo– atom, molekula nebo ion, který daruje elektrony.

Oxidační činidla, přijímající elektrony, přecházejí do redukované formy:

F 2 [cca. ] + 2e > 2F? [obnoveno].

Redukční činidla, která uvolňují elektrony, přecházejí do oxidované formy:

Na 0 [zotavení ] – 1e > Na + [přibližně].

Rovnováhu mezi oxidovanou a redukovanou formou charakterizuje Nernstovy rovnice pro redoxní potenciál:

Kde E 0– standardní hodnota redox potenciálu; n– počet přenesených elektronů; [obnoveno ] a [cca. ] jsou molární koncentrace sloučeniny v redukované a oxidované formě.

Hodnoty standardních elektrodových potenciálů E 0 jsou uvedeny v tabulkách a charakterizují oxidační a redukční vlastnosti sloučenin: čím je hodnota kladnější E 0,čím silnější jsou oxidační vlastnosti a tím zápornější hodnota E 0, tím silnější jsou regenerační vlastnosti.

Například pro F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 voltu a pro Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 voltu (proces se vždy zaznamenává pro redukční reakce).

Redoxní reakce je kombinací dvou polovičních reakcí, oxidace a redukce, a je charakterizována elektromotorickou silou (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 v pořádku – ?E 0 obnovit, Kde E 0 v pořádku A? E 0 obnovit– standardní potenciály oxidačních a redukčních činidel pro danou reakci.

E.m.f. reakce? E 0 souvisí se změnou Gibbsovy volné energie?G a rovnovážné konstanty reakce NA:

?G = – nF?E 0 nebo? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakce při nestandardních koncentracích? E rovná: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K nebo? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

V případě rovnováhy?G = 0 a?E = 0, odkud pochází? E =(0,059/n)lg K A K = 10 npE/0,059.

Aby reakce probíhala spontánně, musí být splněny následující vztahy: ?G< 0 или K >> 1, kterému podmínka odpovídá? E 0> 0. Pro stanovení možnosti dané redoxní reakce je tedy nutné vypočítat hodnotu? E 0. Li? E 0 > 0, reakce probíhá. Li? E 0< 0, žádná odezva.

Galvanické články– zařízení, která přeměňují energii chemické reakce na elektrickou energii.

Danielův galvanický článek sestává ze zinkových a měděných elektrod ponořených v roztocích ZnSO 4 a CuSO 4, resp. Roztoky elektrolytů komunikují přes porézní přepážku. V tomto případě dochází k oxidaci na zinkové elektrodě: Zn > Zn 2+ + 2e a k redukci na měděné elektrodě: Cu 2+ + 2e > Cu. Obecně reakce probíhá: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anoda– elektroda, na které dochází k oxidaci. Katoda– elektroda, na které redukce probíhá. V galvanických článcích je anoda nabitá záporně a katoda kladně nabitá. Na schématech prvků jsou kov a malta odděleny svislou čarou a dvě malty jsou odděleny dvojitou svislou čarou.

Takže pro reakci Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu je schéma zapojení galvanického článku napsáno: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Elektromotorická síla (emf) reakce je? E 0 = E 0 v pořádku – E 0 obnovit= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. V důsledku ztrát bude napětí vytvářené prvkem o něco menší než? E 0. Pokud se koncentrace roztoků liší od standardních, rovny 1 mol/l, pak E 0 v pořádku A E 0 obnovit se vypočítají pomocí Nernstovy rovnice a poté se vypočítá emf. odpovídající galvanický článek.

Suchý prvek sestává ze zinkového tělesa, pasty NH 4 Cl se škrobem nebo moukou, směsi MnO 2 s grafitem a grafitové elektrody. Při jeho provozu dochází k následující reakci: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Schéma prvku: (-)Zn | NH4Cl | Mn02, C(+). E.m.f. prvek - 1,5V.

Baterie. Olověná baterie se skládá ze dvou olověných desek ponořených do 30% roztoku kyseliny sírové a potažených vrstvou nerozpustného PbSO 4 . Při nabíjení baterie probíhají na elektrodách následující procesy:

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

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

Když je baterie vybitá, probíhají na elektrodách následující procesy:

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

Pb02 (tv) + 4H++ SO 4 2- + 2e > PbSO 4 (tv) + 2H20

Celková reakce může být zapsána jako:

Pro provoz baterie vyžaduje pravidelné nabíjení a sledování koncentrace kyseliny sírové, která se může během provozu baterie mírně snížit.

Hmotnostní zlomek látky v roztoku w rovná se poměru hmotnosti rozpuštěné látky k hmotnosti roztoku: w = m vody / m roztoku nebo w = m in-va /(V ?), protože m řešení = V p-pa ? ?r-ra.

Molární koncentrace S rovná se poměru počtu molů rozpuštěné látky k objemu roztoku: c = n(mol)/ PROTI(l) nebo c = m/(M? V( l )).

Molární koncentrace ekvivalentů (normální nebo ekvivalentní koncentrace) s e se rovná poměru počtu ekvivalentů rozpuštěné látky k objemu roztoku: s e = n(mol ekv.)/ PROTI(l) nebo kde e = m/(Me? V(l)).

Elektrolytická disociace– rozklad elektrolytu na kationty a anionty vlivem molekul polárních rozpouštědel.

Stupeň disociace?– poměr koncentrace disociovaných molekul (s diss) k celkové koncentraci rozpuštěných molekul (s objemem): ? = s diss / s ob.

Elektrolyty lze rozdělit na silný(? ~ 1) a slabý.

Silné elektrolyty(pro ně? ~ 1) – soli a zásady rozpustné ve vodě, dále některé kyseliny: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 a další.

Slabé elektrolyty(pro ně?<< 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.

Iontové reakční rovnice. V V rovnicích iontových reakcí jsou silné elektrolyty zapsány ve formě iontů a slabé elektrolyty, špatně rozpustné látky a plyny jsou zapsány ve formě molekul. Například:

CaC03v + 2HCl = CaCl2 + H20 + C02^

CaC03v + 2H++ 2Cl? = Ca2+ + 2Cl? + H20 + C02^

CaC03v + 2H+ = Ca2+ + H20 + C02^

Reakce mezi ionty směřují k tvorbě látky, která produkuje méně iontů, tj. ke slabšímu elektrolytu nebo méně rozpustné látce.

Aplikujme zákon hmotnostního působení na rovnováhu mezi ionty a molekulami v roztoku slabého elektrolytu, například kyseliny octové:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Nazývají se rovnovážné konstanty pro disociační reakce disociační konstanty. Disociační konstanty charakterizují disociaci slabých elektrolytů: čím nižší je konstanta, tím méně slabý elektrolyt disociuje, tím je slabší.

Vícesytné kyseliny disociují postupně:

H3P04-H+ + H2P04?

Rovnovážná konstanta celkové disociační reakce je rovna součinu konstant jednotlivých fází disociace:

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

Ostwaldův zákon ředění: stupeň disociace slabého elektrolytu (a) se zvyšuje s klesající jeho koncentrací, tj. s ředěním:

Vliv společného iontu na disociaci slabého elektrolytu: přidání společného iontu snižuje disociaci slabého elektrolytu. Takže při přidání CH 3 COOH do roztoku slabého elektrolytu

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

silný elektrolyt obsahující ion společný pro CH 3 COOH, tj. acetátový iont, například CH 3 COONa

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

koncentrace acetátového iontu se zvyšuje a disociační rovnováha CH 3 COOH se posouvá doleva, tj. kyselá disociace klesá.

Iontová aktivita A – koncentrace iontu, projevující se jeho vlastnostmi.

Faktor aktivityF– poměr aktivity iontů A soustředit se s: F= a/c nebo A = fc.

Pokud f = 1, pak jsou ionty volné a vzájemně neinteragují. K tomu dochází ve velmi zředěných roztocích, v roztocích slabých elektrolytů atd.

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

Aktivní koeficient závisí na iontové síle roztoku I: čím vyšší iontová síla, tím nižší je koeficient aktivity.

Iontová síla roztoku já závisí na poplatcích z a koncentrace z iontů:

Já = 0,52 s z 2.

Aktivní koeficient závisí na náboji iontu: čím větší je náboj iontu, tím nižší je koeficient aktivity. Matematicky závislost koeficientu aktivity F na iontové síle já a náboj iontu z napsané pomocí Debye-Hückelova vzorce:

Koeficienty iontové aktivity lze určit pomocí následující tabulky:

Voda, slabý elektrolyt, disociuje a tvoří ionty H+ a OH? Tyto ionty jsou hydratované, to znamená spojené s několika molekulami vody, ale pro jednoduchost jsou psány v nehydratované formě

H20 - H + + OH?.

Na základě zákona hromadné akce pro tuto rovnováhu:

Koncentraci molekul vody [H 2 O], tj. počet molů v 1 litru vody, lze považovat za konstantní a rovnající se [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Odtud:

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

Iontový produkt vody– součin koncentrací [H + ] a – je konstantní hodnota při konstantní teplotě a rovná se 10 -14 při 22°C.

Iontový produkt vody se zvyšuje s rostoucí teplotou.

hodnota PH– záporný logaritmus koncentrace vodíkových iontů: pH = – log. Podobně: pOH = – log.

Logaritmus iontového součinu vody dává: pH + pHOH = 14.

Hodnota pH charakterizuje reakci média.

Jestliže pH = 7, pak [H + ] = je neutrální prostředí.

Pokud pH< 7, то [Н + ] >– kyselé prostředí.

Pokud pH > 7, pak [H + ]< – щелочная среда.

Tlumivé roztoky jsou roztoky, které mají určitou koncentraci vodíkových iontů. pH těchto roztoků se nemění při zředění a mění se málo, když se přidávají malé množství kyselin a zásad.

I. Roztok slabé kyseliny HA, koncentrace – z kyseliny, a její soli se silnou zásadou BA, koncentrace – ze soli. Například acetátový pufr je roztok kyseliny octové a octanu sodného: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK kyselé + log(sůl/s kyselý).

II. Roztok slabé zásady BOH, koncentrace - ze zásady, a její soli se silnou kyselinou BA, koncentrace - ze soli. Například čpavkový pufr je roztok hydroxidu amonného a chloridu amonného NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК zásadité – log(se solí/se zásadou).

Hydrolýza solí– interakce iontů soli s vodou za vzniku slabého elektrolytu.

Příklady rovnic hydrolytické reakce.

I. Sůl je tvořena silnou zásadou a slabou kyselinou:

Na2C03 + H20 - NaHC03 + NaOH

2Na + + CO 3 2- + H20 - 2Na + + HCO 3? +Oh?

C032- + H20-HC03? + OH?, pH > 7, alkalické prostředí.

Ve druhém stupni k hydrolýze prakticky nedochází.

II. Sůl je tvořena slabou zásadou a silnou kyselinou:

AlCl3 + H20 - (AlOH)Cl2 + HCl

Al 3+ + 3Cl? + H20 - AlOH2+ + 2Cl? + H + + Cl?

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

Ve druhém stupni dochází k hydrolýze méně a ve třetím stupni k hydrolýze prakticky nedochází.

III. Sůl je tvořena silnou bází a silnou kyselinou:

K++ N03? + H20? žádná hydrolýza, pH? 7.

IV. Sůl je tvořena slabou bází a slabou kyselinou:

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

CH 3 COO? + NH4+ + H20 - CH3COOH + NH4OH, pH = 7.

V některých případech, kdy je sůl tvořena velmi slabými zásadami a kyselinami, dochází k úplné hydrolýze. V tabulce rozpustnosti pro takové soli je symbol „rozkládá se vodou“:

Al2S3 + 6H20 = 2Al(OH)3v + 3H2S^

Při výměnných reakcích je třeba vzít v úvahu možnost úplné hydrolýzy:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Na2C03 + 3H20 = 2Al(OH)3v + 3Na2S04 + 3CO2 ^

Stupeň hydrolýzyh – poměr koncentrace hydrolyzovaných molekul k celkové koncentraci rozpuštěných molekul.

Pro soli tvořené silnou zásadou a slabou kyselinou:

= chрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Z výrazu vyplývá, že stupeň hydrolýzy h(tj. hydrolýza) zvyšuje:

a) s rostoucí teplotou, když K(H 2 O) roste;

b) se snížením disociace kyseliny tvořící sůl: čím slabší kyselina, tím větší hydrolýza;

c) s ředěním: čím menší c, tím větší hydrolýza.

Pro soli tvořené slabou zásadou a silnou kyselinou

[H+] = ch pH = – log.

Pro soli tvořené slabou zásadou a slabou kyselinou

Protolýza– proces přenosu protonů.

Protolity– kyseliny a zásady, které dodávají a přijímají protony.

Kyselina– molekula nebo iont schopný darovat proton. Každá kyselina má odpovídající konjugovanou bázi. Síla kyselin je charakterizována kyselou konstantou K k.

H2C03 + H20 - H30 + + HCO3?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H20 - 2+ + H30+

K k = 9 ? 10 -6

Základna– molekula nebo iont, který může přijmout proton. Každá báze má odpovídající konjugovanou kyselinu. Pevnost bází je charakterizována základní konstantou K 0.

NH3? H20 (H20) - NH4+ + OH?

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolyty– protolity schopné uvolňovat a získávat proton.

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

HCO3? - kyselina.

HCO3? + H20 - H2C03 + OH?

HCO3? – nadace.

Pro vodu: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstanty K k A K 0 pro konjugované kyseliny a zásady jsou spojeny.

HA + H20 - H30 + + A?,

A? + H20 - HA + OH?,

V systému sestávajícím z roztoku a sraženiny probíhají dva procesy - rozpouštění sraženiny a srážení. Rovnost rychlostí těchto dvou procesů je podmínkou rovnováhy.

Nasycený roztok– roztok, který je v rovnováze se sraženinou.

Zákon hromadného působení aplikovaný na rovnováhu mezi sraženinou a roztokem dává:

Protože = konst,

NA = Ks(AgCl) = .

Obecně máme:

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

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

Konstanta rozpustnostiK s(neboli součin rozpustnosti PR) - součin koncentrací iontů v nasyceném roztoku mírně rozpustného elektrolytu - je konstantní hodnota a závisí pouze na teplotě.

Rozpustnost těžko rozpustné látky s lze vyjádřit v molech na litr. Podle velikosti s látky lze rozdělit na špatně rozpustné – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l a vysoce rozpustný s>10-2 mol/l.

Rozpustnost sloučenin souvisí s jejich součinem rozpustnosti.

V případě AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) podmínka rovnováhy mezi sraženinou a roztokem: = Ks.

b) podmínka uložení: > Ks; během srážení koncentrace iontů klesají, dokud se neustaví rovnováha;

c) podmínka pro rozpuštění sraženiny nebo existence nasyceného roztoku:< Ks; Jak se sraženina rozpouští, koncentrace iontů se zvyšuje, dokud není ustavena rovnováha.

Koordinační (komplexní) sloučeniny jsou sloučeniny s vazbou donor-akceptor.

Pro K 3:

ionty vnější sféry – 3K +,

vnitřní sférický iont – 3-,

komplexotvorné činidlo – Fe 3+,

ligandy – 6CN?, jejich zubaté – 1,

koordinační číslo – 6.

Příklady komplexotvorných činidel: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ atd.

Příklady ligandů: polární molekuly H 2 O, NH 3, CO a anionty CNa, Cl2, OH? atd.

Koordinační čísla: obvykle 4 nebo 6, méně často 2, 3 atd.

Nomenklatura. Nejprve je pojmenován anion (v případě nominativu), poté kation (v případě genitivu). Názvy některých ligandů: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – kyano, Cl? – chlor, OH? – hydroxo. Názvy koordinačních čísel: 2 – di, 3 – tři, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Oxidační stav komplexotvorného činidla je označen:

Cl-chlorid diaminstříbrný(I);

SO 4 – tetrammin síran měďnatý;

K 3 – hexakyanoželezitan draselný (III).

Teorie valenčních vazeb předpokládá hybridizaci orbitalů centrálního atomu. Umístění výsledných hybridních orbitalů určuje geometrii komplexů.

Diamagnetický komplexní iont Fe(CN) 6 4-.

Kyanidový iont – donor

Iont železa Fe 2+ – akceptor – má vzorec 3d 6 4s 0 4p 0. Vezmeme-li v úvahu diamagnetickou povahu komplexu (všechny elektrony jsou spárované) a koordinační číslo (je potřeba 6 volných orbitalů), máme d 2 sp 3- hybridizace:

Komplex je diamagnetický, nízkospinový, intraorbitální, stabilní (nejsou použity žádné externí elektrony), oktaedrický ( d 2 sp 3-hybridizace).

Paramagnetický komplexní iont FeF 6 3-.

Fluoridový iont je dárcem.

Iont železa Fe 3+ – akceptor – má vzorec 3d 5 4s 0 4p 0 . S přihlédnutím k paramagnetičnosti komplexu (elektrony jsou spřaženy) a koordinačnímu číslu (je potřeba 6 volných orbitalů), máme sp 3 d 2- hybridizace:

Komplex je paramagnetický, vysokospinový, vně orbitální, nestabilní (používá se vnější 4d orbitaly), oktaedrický ( sp 3 d 2-hybridizace).

Koordinační sloučeniny v roztoku zcela disociují na ionty vnitřní a vnější sféry.

N03 > Ag(NH 3) 2 + + N03 ?, ? = 1.

Ionty vnitřní koule, tj. komplexní ionty, se postupně disociují na kovové ionty a ligandy, jako slabé elektrolyty.

Kde K 1 , NA 2 , TO 1 _ 2 se nazývají konstanty nestability a charakterizujte disociaci komplexů: čím nižší je konstanta nestability, tím méně komplex disociuje, tím je stabilnější.

Chemický vzorec je obrázek využívající symboly.

Znaky chemických prvků

Chemické znamení nebo symbol chemického prvku– jedná se o první nebo dvě první písmena latinského názvu tohoto prvku.

Například: FerrumFe , Cuprum –Cu , OxygeniumÓ atd.

Tabulka 1: Informace poskytované chemickým znakem

Název chemické značky se ve většině případů čte jako název chemického prvku. Například, K – draslík, Ca – vápník, Mg – hořčík, Mn – mangan.

Případy, kdy se název chemické značky čte odlišně, jsou uvedeny v tabulce 2:

Chemické vzorce jednoduchých látek

Chemické vzorce většiny jednoduchých látek (všech kovů a mnoha nekovů) jsou znaky odpovídajících chemických prvků.

Tak železná látka A chemický prvek železo jsou označeny stejně - Fe .

Pokud má molekulární strukturu (existuje ve formě , pak jeho vzorec je chemická značka prvku s index označující vpravo dole počet atomů v molekule: H 2, O2, O 3, N 2, F 2, Cl2, BR 2, P 4, S 8.

Tabulka 3: Informace poskytované chemickým znakem

Chemické vzorce složitých látek

Vzorec komplexní látky se připraví zapsáním znaků chemických prvků, z nichž se látka skládá, s uvedením počtu atomů každého prvku v molekule. V tomto případě se zpravidla píší chemické prvky v pořadí rostoucí elektronegativity v souladu s následujícími praktickými řadami:

Me, Si, B, Te, H, P, As, I, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

Například, H2O , CaSO4 , Al2O3 , CS 2 , Z 2 , NaH.

Výjimky jsou:

• některé sloučeniny dusíku s vodíkem (např. amoniak NH 3 , hydrazin N 2H 4 );
• soli organických kyselin (např. mravenčan sodný HCOONa , octan vápenatý (CH 3COO) 2Ca) ;
• uhlovodíky ( CH 4 , C2H4 , C2H2 ).

Chemické vzorce látek existujících ve formě dimery (NE 2 , P2O 3 , P2O5 soli jednomocné rtuti, například: HgCl , HgNO3 atd.), zapsané ve formuláři N 2 O4,P 4 O6,P 4 O 10Hg 2 Cl2,Hg 2 ( NE 3) 2.

Počet atomů chemického prvku v molekule a komplexního iontu je určen na základě konceptu mocenství nebo oxidační stavy a je zaznamenáno index vpravo dole od znaménka každého prvku (index 1 je vynechán). V tomto případě vycházejí z pravidla:

algebraický součet oxidačních stavů všech atomů v molekule se musí rovnat nule (molekuly jsou elektricky neutrální) a v komplexním iontu - náboj iontu.

Například:

2Al 3 + + 3SO 4 2- = AI 2 (SO 4) 3

Používá se stejné pravidlo při stanovení oxidačního stavu chemického prvku pomocí vzorce látky nebo komplexu. Obvykle se jedná o prvek, který má několik oxidačních stavů. Oxidační stavy zbývajících prvků tvořících molekulu nebo iont musí být známy.

Náboj komplexního iontu je algebraický součet oxidačních stavů všech atomů, které tvoří iont. Proto při určování oxidačního stavu chemického prvku v komplexním iontu je samotný ion umístěn v závorkách a jeho náboj je vyjmut ze závorek.

Při sestavování vzorců pro valenci látka je reprezentována jako sloučenina sestávající ze dvou částic různých typů, jejichž mocenství je známo. Dále použijí pravidlo:

v molekule se součin valence počtem částic jednoho typu musí rovnat součinu valence počtem částic jiného typu.

Například:

Číslo před vzorcem v reakční rovnici se nazývá součinitel. Ukazuje buď počet molekul nebo počet molů látky.

Koeficient před chemickou značkou, označuje počet atomů daného chemického prvku a v případě, kdy je znaménkem vzorec jednoduché látky, udává koeficient buď počet atomů nebo počet molů této látky.

Například:

• 3 Fe– tři atomy železa, 3 moly atomů železa,
• 2 H– dva atomy vodíku, 2 moly atomů vodíku,
• H 2– jedna molekula vodíku, 1 mol vodíku.

Chemické vzorce mnoha látek byly stanoveny experimentálně, proto se nazývají "empirický".

Tabulka 4: Informace poskytované chemickým vzorcem komplexní látky

Grafické vzorce

Chcete-li získat úplnější informace o látce, použijte grafické vzorce , které naznačují pořadí spojení atomů v molekule A valence každého prvku.

Grafické vzorce látek sestávajících z molekul někdy v té či oné míře odrážejí strukturu (strukturu) těchto molekul, v těchto případech je lze nazývat strukturální .

Chcete-li sestavit grafický (strukturální) vzorec látky, musíte:

• Určete valenci všech chemických prvků, které tvoří látku.
• Zapište znaménka všech chemických prvků, které tvoří látku, každý v množství rovném počtu atomů daného prvku v molekule.
• Spojte znaky chemických prvků s pomlčkami. Každá pomlčka označuje pár, který komunikuje mezi chemickými prvky, a proto patří stejným dílem oběma prvkům.
• Počet čar obklopujících znaménko chemického prvku musí odpovídat mocnosti tohoto chemického prvku.
• Při formulaci kyselin obsahujících kyslík a jejich solí jsou atomy vodíku a atomy kovů vázány na kyselinotvorný prvek prostřednictvím atomu kyslíku.
• Atomy kyslíku se vzájemně spojují pouze při formulaci peroxidů.

Příklady grafických vzorců: