Moderne Symbole für chemische Elemente wurden 1813 von J. Berzelius in die Wissenschaft eingeführt. Nach seinem Vorschlag werden Elemente mit den Anfangsbuchstaben ihrer lateinischen Namen bezeichnet. Beispielsweise wird Sauerstoff (Oxygenium) mit dem Buchstaben O, Schwefel (Schwefel) mit dem Buchstaben S und Wasserstoff (Hydrogenium) mit dem Buchstaben H bezeichnet. In Fällen, in denen die Namen der Elemente mit demselben Buchstaben beginnen, ist ein weiterer Buchstabe erforderlich zum ersten Buchstaben hinzugefügt. So hat Kohlenstoff (Carboneum) das Symbol C, Calcium (Calcium) - Ca, Kupfer (Cuprum) - Cu.

Chemische Symbole sind nicht nur abgekürzte Namen von Elementen, sie drücken auch bestimmte Mengen (oder Massen) aus, d. h. Jedes Symbol repräsentiert entweder ein Atom eines Elements oder ein Mol seiner Atome oder eine Masse eines Elements, die der Molmasse dieses Elements entspricht (oder proportional dazu ist). Beispielsweise bedeutet C entweder ein Kohlenstoffatom oder ein Mol Kohlenstoffatome oder 12 Masseneinheiten (normalerweise 12 g) Kohlenstoff.

Chemische Formeln

Stoffformeln geben außerdem nicht nur die Zusammensetzung des Stoffes an, sondern auch seine Menge und Masse. Jede Formel repräsentiert entweder ein Molekül einer Substanz oder ein Mol einer Substanz oder eine Masse einer Substanz, die gleich (oder proportional) zu ihrer Molmasse ist. H2O stellt beispielsweise entweder ein Molekül Wasser oder ein Mol Wasser oder 18 Masseneinheiten (normalerweise 18 g) Wasser dar.

Einfache Stoffe werden auch durch Formeln bezeichnet, die zeigen, aus wie vielen Atomen ein Molekül eines einfachen Stoffes besteht: zum Beispiel die Formel für Wasserstoff H 2. Wenn die atomare Zusammensetzung eines Moleküls einer einfachen Substanz nicht genau bekannt ist oder die Substanz aus Molekülen mit einer unterschiedlichen Anzahl von Atomen besteht und außerdem keine molekulare, sondern eine atomare oder metallische Struktur aufweist, wird die einfache Substanz mit bezeichnet das Symbol des Elements. Beispielsweise wird der einfache Stoff Phosphor mit der Formel P bezeichnet, da Phosphor je nach Bedingungen aus Molekülen mit unterschiedlicher Atomzahl bestehen oder eine Polymerstruktur aufweisen kann.

Chemische Formeln zur Lösung von Problemen

Basierend auf den Ergebnissen der Analyse wird die Formel des Stoffes bestimmt. Laut Analyse enthält Glucose beispielsweise 40 % (Gew.) Kohlenstoff, 6,72 % (Gew.) Wasserstoff und 53,28 % (Gew.) Sauerstoff. Daher stehen die Massen von Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff im Verhältnis 40:6,72:53,28. Bezeichnen wir die gewünschte Formel für Glucose mit C x H y O z, wobei x, y und z die Anzahl der Kohlenstoff-, Wasserstoff- und Sauerstoffatome im Molekül sind. Die Massen der Atome dieser Elemente betragen jeweils 12,01; 1.01 und 16.00 Uhr Daher enthält das Glucosemolekül 12,01x amu. Kohlenstoff, 1,01u amu Wasserstoff und 16.00zа.u.m. Sauerstoff. Das Verhältnis dieser Massen beträgt 12,01x: 1,01y: 16,00z. Aber wir haben diesen Zusammenhang bereits anhand von Glukoseanalysedaten gefunden. Somit:

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

Nach den Proportionseigenschaften:

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

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

Daher gibt es in einem Glukosemolekül zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom pro Kohlenstoffatom. Diese Bedingung wird durch die Formeln CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 usw. erfüllt. Die erste dieser Formeln – CH 2 O – wird als einfachste oder empirische Formel bezeichnet; es hat ein Molekulargewicht von 30,02. Um die wahre oder molekulare Formel herauszufinden, ist es notwendig, die Molekülmasse einer bestimmten Substanz zu kennen. Beim Erhitzen wird Glukose zerstört, ohne sich in Gas umzuwandeln. Sein Molekulargewicht kann jedoch auch mit anderen Methoden bestimmt werden: Es beträgt 180. Aus einem Vergleich dieses Molekulargewichts mit dem Molekulargewicht, das der einfachsten Formel entspricht, wird klar, dass die Formel C 6 H 12 O 6 Glucose entspricht.

Somit ist eine chemische Formel ein Bild der Zusammensetzung einer Substanz unter Verwendung von Symbolen chemischer Elemente, numerischen Indizes und einigen anderen Zeichen. Folgende Formeltypen werden unterschieden:

— am einfachsten , das experimentell erhalten wird, indem das Verhältnis chemischer Elemente in einem Molekül bestimmt und die Werte ihrer relativen Atommassen verwendet werden (siehe Beispiel oben);

— molekular , die durch Kenntnis der einfachsten Formel einer Substanz und ihres Molekulargewichts erhalten werden kann (siehe Beispiel oben);

— rational , mit Atomgruppen, die für Klassen chemischer Elemente charakteristisch sind (R-OH – Alkohole, R – COOH – Carbonsäuren, R – NH 2 – primäre Amine usw.);

— strukturell (grafisch) , zeigt die relative Anordnung von Atomen in einem Molekül (kann zweidimensional (in einer Ebene) oder dreidimensional (im Raum) sein);

— elektronisch, zeigt die Verteilung der Elektronen über Orbitale an (nur für chemische Elemente geschrieben, nicht für Moleküle).

Schauen wir uns das Beispiel des Ethylalkoholmoleküls genauer an:

1. die einfachste Formel von Ethanol ist C 2 H 6 O;
2. die Summenformel von Ethanol ist C 2 H 6 O;
3. die rationale Formel von Ethanol ist C 2 H 5 OH;

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

BEISPIEL 2

Hauptsächlich:

Kuznetsova N.E. usw. Chemie. 8. Klasse-10. Klasse – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Chemie.11. Klasse in 2 Teilen, 2005-2007.

Egorov A.S. Chemie. Ein neues Lehrbuch zur Vorbereitung auf das Hochschulstudium. Rostow n/d: Phoenix, 2004.– 640 S.

Egorov A.S. Chemie: ein moderner Kurs zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen. Rostow n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 S.

Egorov A.S. Selbstanleitung zur Lösung chemischer Probleme. – Rostow am Don: Phoenix, 2000. – 352 S.

Chemie-/Nachhilfehandbuch für Studienbewerber. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 S.

Chomtschenko G.P., Chomtschenko I.G.. Probleme der Chemie für Studienbewerber. M.: Höhere Schule. 2007.–302p.

Zusätzlich:

Vrublevsky A.I.. Lehr- und Schulungsmaterialien zur Vorbereitung auf zentrale Prüfungen in Chemie / K.I. Vrublevsky – Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 S.

Vrublevsky A.I.. 1000 Probleme in der Chemie mit Transformationsketten und Kontrolltests für Schüler und Bewerber – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 S.

Egorov A.S.. Alle Arten von Rechenaufgaben in der Chemie zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 S.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Typische Aufgaben und Übungen zur Vorbereitung auf die Chemieprüfung. – Rostow o. J.: Phoenix, 2005. – 448 S.

Einheitliches Staatsexamen 2007. Chemie. Lehr- und Schulungsmaterialien zur Vorbereitung von Studenten / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 S.

Einheitliches Staatsexamen 2011. Chemie. Bildungs- und Trainingskit ed. A.A. Kaverina. – M.: Nationale Bildung, 2011.

Die einzigen wirklichen Optionen für Aufgaben zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen. Einheitliches Staatsexamen 2007. Chemie/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Bundesprüfstelle, 2007.–151 S.

Kaverina A.A. Der optimale Aufgabenkatalog zur Vorbereitung der Studierenden. Einheitliches Staatsexamen 2012. Chemie. Lehrbuch./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medwedew, M.G. Snastina. – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 S.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Testaufgaben als Ergänzung zu Tests für Studierende von 10-monatigen Fernstudiengängen (methodische Anleitung). Krasnodar, 2004. – S. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Chemie. Einheitliches Staatsexamen 2011. Trainingstests. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 S.

Litvinova T.N.. Chemie. Tests für das Einheitliche Staatsexamen. Rostow o. J.: Phoenix, 2012. - 284 S.

Litvinova T.N.. Chemie. Gesetze, Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen. Rostow o. J.: Phoenix, 2012. - 156 S.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chemie in Aufgaben für Hochschulbewerber – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir und Education Publishing House LLC, 2009. – 832 S.

Pädagogischer und methodischer Komplex in der Chemie für Studierende medizinischer und biologischer Studiengänge, hrsg. T. N. Litvinova. – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Chemie. Einheitliches Staatsexamen 2008. Aufnahmetests, Lehrmittel / Hrsg. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Legion, 2008.– 271 S.

Liste der Websites zum Thema Chemie:

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

2. Chemie für alle. Elektronisches Nachschlagewerk für ein komplettes Chemiestudium.

http:// www. informika. ru/ Text/ Datenbank/ Chemie/ START. html

3. Schulchemie – Nachschlagewerk. http:// www. Schulchemie. von. ru

4. Nachhilfelehrer für Chemie. http://www. chemie.nm.ru

Internetressourcen

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chemie für alle. Elektronisches Nachschlagewerk für ein komplettes Chemiestudium.

http:// www. informika. ru/ Text/ Datenbank/ Chemie/ START. html

Schulchemie – Nachschlagewerk. http:// www. Schulchemie. von. ru

http://www.classchem.narod.ru

Nachhilfelehrer für Chemie. http://www. chemie.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- Bildungs-Internetressourcen zum Thema Chemie

http://schoolchemistry.by.ru/- Schulchemie. Auf dieser Website besteht die Möglichkeit, Online-Tests zu verschiedenen Themen sowie Demoversionen des Einheitlichen Staatsexamens durchzuführen

Chemie und Leben – 21. Jahrhundert: populärwissenschaftliches Magazin. http:// www. hij. ru

In der Lektion wird ein Algorithmus zum Erstellen chemischer Formeln von Stoffen auf der Grundlage der bekannten Wertigkeiten chemischer Elemente besprochen. Der Lehrer erklärt zwei verschiedene Möglichkeiten, die chemische Formel einer Substanz abzuleiten.

2. Bestimmen Sie die Anzahl der gemeinsamen Wertigkeitseinheiten. Sie entspricht dem kleinsten gemeinsamen Vielfachen der Wertigkeiten der Elemente: LCM (2,4) = 4;

3. Bestimmen Sie die Anzahl der Atome jedes chemischen Elements im Molekül, indem Sie die Anzahl der gemeinsamen Wertigkeitseinheiten durch die Wertigkeit des Elements dividieren.

4. Schreiben Sie die Formel des Stoffes auf: SO 2.

Beispiel 2. Lassen Sie uns eine Formel für eine Substanz erstellen, die aus Phosphoratomen (mit der Wertigkeit V) und Sauerstoffatomen besteht.

1. Schreiben wir die Vorzeichen der Elemente auf und geben ihre Wertigkeiten darüber an: .

2. Ermitteln Sie die Anzahl der gemeinsamen Valenzeinheiten: LCM(2,5)=10

3. Ermitteln Sie die Anzahl der Phosphoratome im Molekül: 10:5=2.

4. Ermitteln Sie die Anzahl der Sauerstoffatome im Molekül: 10:2=5.

5. Schreiben wir die Formel der Substanz auf: .

Reis. 2. Aufstellung der chemischen Formel von Phosphoroxid

1. Emelyanova E.O., Iodko A.G. Organisation der kognitiven Aktivität von Schülern im Chemieunterricht der Klassen 8-9. Grundlegende Notizen mit praktischen Aufgaben, Tests: Teil I. - M.: School Press, 2002. (S. 33)

2. Ushakova O.V. Arbeitsbuch Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky und andere. „Chemie. 8. Klasse“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; unter. Hrsg. Prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (S. 36-38)

3. Chemie: 8. Klasse: Lehrbuch. für die Allgemeinbildung Institutionen / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§16)

4. Chemie: anorg. Chemie: Lehrbuch. für die 8. Klasse. Allgemeinbildung Institutionen / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - M.: Bildung, OJSC „Moscow Textbooks“, 2009. (§§11,12)

5. Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie / Kapitel. Hrsg. V.A. Wolodin, Ved. wissenschaftlich Hrsg. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Zusätzliche Webressourcen

1. Einheitliche Sammlung digitaler Bildungsressourcen ().

2. Elektronische Version der Zeitschrift „Chemistry and Life“ ().

Hausaufgaben

1. S.84 Nr. 3,4 aus dem Lehrbuch „Chemie: 8. Klasse“ (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. Mit. 38 Nr. 9 aus einem Arbeitsbuch Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky und andere. „Chemie. 8. Klasse“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orzhekovsky; unter. Hrsg. Prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Chemie– die Wissenschaft von der Zusammensetzung, Struktur, Eigenschaften und Umwandlungen von Stoffen.

Atommolekulare Wissenschaft. Stoffe bestehen aus chemischen Teilchen (Moleküle, Atome, Ionen), die eine komplexe Struktur haben und aus Elementarteilchen (Protonen, Neutronen, Elektronen) bestehen.

Atom– ein neutrales Teilchen, bestehend aus einem positiven Kern und Elektronen.

Molekül– eine stabile Gruppe von Atomen, die durch chemische Bindungen verbunden sind.

Chemisches Element– eine Art von Atomen mit der gleichen Kernladung. Element bezeichnen

wobei X das Symbol des Elements ist, Z– Seriennummer des Elements im Periodensystem der Elemente D.I. Mendelejew, A- Massenzahl. Ordnungsnummer Z gleich der Ladung des Atomkerns, der Anzahl der Protonen im Atomkern und der Anzahl der Elektronen im Atom. Massenzahl A gleich der Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom. Die Anzahl der Neutronen ist gleich der Differenz A–Z.

Isotope– Atome desselben Elements mit unterschiedlichen Massenzahlen.

Relative Atommasse(A r) ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse eines Atoms eines Elements mit natürlicher Isotopenzusammensetzung zu 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C.

Relatives Molekulargewicht(M r) ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse eines Moleküls einer Substanz mit natürlicher Isotopenzusammensetzung zu 1/12 der Masse eines Atoms des 12 C-Kohlenstoffisotops.

Atomare Masseneinheit(a.u.m) – 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 Jahre

Mol– die Menge eines Stoffes, die so viele Struktureinheiten (Atome, Moleküle, Ionen) enthält, wie Atome in 0,012 kg des Kohlenstoffisotops 12 C sind. Mol– die Menge eines Stoffes, die 6,02 · 10 23 Struktureinheiten (Atome, Moleküle, Ionen) enthält.

n = N/N A, Wo N– Stoffmenge (Mol), N– Anzahl der Teilchen, a N / A– Avogadros Konstante. Die Menge eines Stoffes kann auch mit dem Symbol v bezeichnet werden.

Avogadros Konstante N A = 6,02 10 23 Partikel/mol.

MolmasseM(g/mol) – Verhältnis der Masse der Substanz M(d) auf die Stoffmenge N(Mol):

M = m/n, Wo: m = M n Und n = m/M.

Molares GasvolumenV M(l/mol) – Gasvolumenverhältnis V(l) auf die Stoffmenge dieses Gases N(Mol). Unter normalen Bedingungen V M = 22,4 l/mol.

Normale Bedingungen: Temperatur t = 0°C, bzw T = 273 K, Druck p = 1 atm = 760 mm. rt. Kunst. = 101.325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, Wo: V = V Mn Und n = V/V M .

Das Ergebnis ist eine allgemeine Formel:

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

Äquivalent- ein reales oder fiktives Teilchen, das mit einem Wasserstoffatom wechselwirkt, es ersetzt oder ihm auf andere Weise gleichwertig ist.

Molmassenäquivalente M e– das Verhältnis der Masse eines Stoffes zur Anzahl der Äquivalente dieses Stoffes: M e = m/n (Gl) .

Bei Ladungsaustauschreaktionen beträgt die Molmasse der Stoffäquivalente

mit Molmasse M gleich: M e = M/(n ? m).

Bei Redoxreaktionen die Molmasse von Äquivalenten einer Substanz mit Molmasse M gleich: M e = M/n(e), Wo n(e)– Anzahl der übertragenen Elektronen.

Gesetz der Äquivalente– Die Massen der Reaktanten 1 und 2 sind proportional zu den Molmassen ihrer Äquivalente. m 1 / m 2= M E1/M E2, oder m 1 /M E1 = m 2 /M E2, oder n 1 = n 2, Wo m 1 Und m 2– Massen zweier Stoffe, M E1 Und M E2– Molmassen der Äquivalente, n 1 Und Nr. 2– die Anzahl der Äquivalente dieser Stoffe.

Für Lösungen kann das Äquivalentgesetz wie folgt geschrieben werden:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Wo mit E1, mit E2, V 1 Und V 2– molare Konzentrationen von Äquivalenten und Volumina von Lösungen dieser beiden Stoffe.

Vereinigtes Gasrecht: pV = nRT, Wo P– Druck (Pa, kPa), V– Volumen (m 3, l), N– Menge der gasförmigen Substanz (Mol), T - Temperatur (K), T(K) = T(°C) + 273, R– konstant, R= 8,314 J/(K? mol), mit J = Pa m 3 = kPa l.

Welle-Teilchen-Dualität Materie – die Idee, dass jedes Objekt sowohl Wellen- als auch Korpuskulareigenschaften haben kann. Louis de Broglie schlug eine Formel vor, die die Wellen- und Korpuskulareigenschaften von Objekten verbindet: ? = h/(mV), Wo H– Plancksches Wirkungsquantum, ? – Wellenlänge, die jedem Körper mit Masse entspricht M und Geschwindigkeit V. Obwohl Welleneigenschaften für alle Objekte existieren, können sie nur für Mikroobjekte beobachtet werden, deren Massen in der Größenordnung der Masse eines Atoms und eines Elektrons liegen.

Heisenberg-Unsicherheitsprinzip: ?(mV x) ?х > h/2n oder ?V x ?x > h/(2?m), Wo M– Teilchenmasse, X– seine Koordinate, V x– Geschwindigkeit in Richtung X, ?– Unsicherheit, Bestimmungsfehler. Das Unschärfeprinzip bedeutet, dass es unmöglich ist, gleichzeitig die Position (Koordinate) anzugeben. X) und Geschwindigkeit (V x) Partikel.

Teilchen mit kleinen Massen (Atome, Kerne, Elektronen, Moleküle) sind keine Teilchen im Sinne der Newtonschen Mechanik und können von der klassischen Physik nicht untersucht werden. Sie werden von der Quantenphysik untersucht.

HauptquantenzahlN nimmt die Werte 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7 an, entsprechend den elektronischen Ebenen (Schichten) K, L, M, N, O, P und Q.

Ebene– der Raum, in dem sich Elektronen mit der gleichen Anzahl befinden N. Elektronen verschiedener Ebenen sind seit der Zahl räumlich und energetisch voneinander getrennt N bestimmt die Elektronenenergie E(je mehr N, je mehr E) und Entfernung R zwischen Elektronen und Kern (je mehr N, je mehr R).

Orbitale (seitliche, azimutale) Quantenzahll nimmt Werte abhängig von der Zahl an n:l= 0, 1,…(N- 1). Zum Beispiel, wenn n= 2 also l = 0, 1; Wenn n= 3 also l = 0, 1, 2. Zahl l charakterisiert die Unterebene (Sublayer).

Unterebene– der Raum, in dem sich Elektronen mit Sicherheit befinden N Und l. Abhängig von der Anzahl werden Unterebenen einer bestimmten Ebene bezeichnet l:s- Wenn l = 0, P- Wenn l = 1, D- Wenn l = 2, F- Wenn l = 3. Abhängig von den Zahlen werden die Unterebenen eines bestimmten Atoms bezeichnet N Und lch, zum Beispiel: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) usw. Unterebenen einer bestimmten Ebene haben unterschiedliche Energien (je mehr lch, je mehr E): E s< E < Е А < … und die unterschiedlichen Formen der Orbitale, aus denen diese Unterebenen bestehen: Das s-Orbital hat die Form einer Kugel, P-Das Orbital hat die Form einer Hantel usw.

Magnetische Quantenzahlm 1 charakterisiert die Ausrichtung des magnetischen Orbitalmoments, gleich lch, im Raum relativ zum äußeren Magnetfeld und nimmt folgende Werte an: – l,…-1, 0, 1,…l, d.h. insgesamt (2l + 1) Wert. Zum Beispiel, wenn l = 2 also m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbital(Teil einer Unterebene) – der Raum, in dem sich mit Sicherheit Elektronen (nicht mehr als zwei) befinden n, l, m 1. Unterebene enthält 2l+1 Orbital. Zum Beispiel, D– Die Unterebene enthält fünf d-Orbitale. Orbitale derselben Unterebene mit unterschiedlichen Nummern m 1, haben die gleiche Energie.

Magnetische SpinzahlMS charakterisiert die Ausrichtung des eigenen magnetischen Moments s des Elektrons, gleich?, relativ zum äußeren Magnetfeld und nimmt zwei Werte an: +? Und _ ?.

Elektronen in einem Atom besetzen Ebenen, Unterebenen und Orbitale gemäß den folgenden Regeln.

Paulis Regel: In einem Atom können zwei Elektronen nicht vier identische Quantenzahlen haben. Sie müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden.

Aus der Pauli-Regel folgt, dass ein Orbital nicht mehr als zwei Elektronen enthalten kann, ein Unterniveau nicht mehr als 2(2l + 1) Elektronen enthalten kann, ein Niveau nicht mehr enthalten kann 2n 2 Elektronen.

Klechkovskys Regel: elektronische Unterebenen werden in aufsteigender Reihenfolge ausgefüllt (n + l), und zwar in gleicher Höhe (n+l)– in aufsteigender Reihenfolge der Nummer N.

Grafische Form der Klechkovsky-Regel.

Nach der Klechkovsky-Regel werden Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Obwohl das Füllen der Unterebenen nach der Klechkovsky-Regel erfolgt, werden die Unterebenen in der elektronischen Formel der Reihe nach nach Ebenen geschrieben: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f usw. Somit lautet die elektronische Formel des Bromatoms wie folgt: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Die elektronischen Konfigurationen einer Reihe von Atomen unterscheiden sich von den durch Klechkovskys Regel vorhergesagten. Also für Cr und Cu:

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

Regel von Hunda (Gunda): Die Füllung der Orbitale einer bestimmten Unterebene erfolgt so, dass der Gesamtspin maximal ist. Die Orbitale einer bestimmten Unterebene werden zunächst jeweils mit einem Elektron gefüllt.

Elektronische Konfigurationen von Atomen können durch Ebenen, Unterebenen und Orbitale geschrieben werden. Beispielsweise kann die elektronische Formel P(15e) geschrieben werden:

a) nach Stufen)2)8)5;

b) nach Unterebenen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) durch Orbital

Beispiele für elektronische Formeln einiger Atome und Ionen:

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.

Nach der Valenzbindungsmethode entsteht eine Bindung zwischen den Atomen A und B durch die gemeinsame Nutzung eines Elektronenpaares.

Die Wertigkeit charakterisiert die Fähigkeit von Atomen, chemische Bindungen zu bilden, und entspricht der Anzahl der von einem Atom gebildeten chemischen Bindungen. Gemäß der Valenzbindungsmethode ist die Valenz gleich der Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare, und im Fall einer kovalenten Bindung ist die Valenz gleich der Anzahl der ungepaarten Elektronen in der äußeren Ebene eines Atoms in seinem Grund- oder angeregten Zustand .

Zum Beispiel für Kohlenstoff und Schwefel:

Sättigungsfähigkeit Kovalente Bindung: Atome gehen eine begrenzte Anzahl von Bindungen ein, die ihrer Wertigkeit entspricht.

Hybridisierung von Atomorbitalen– Vermischung von Atomorbitalen (AO) verschiedener Unterebenen des Atoms, deren Elektronen an der Bildung äquivalenter?-Bindungen beteiligt sind. Die Äquivalenz des Hybridorbitals (HO) erklärt die Äquivalenz der gebildeten chemischen Bindungen. Im Fall eines vierwertigen Kohlenstoffatoms gibt es beispielsweise eines 2s– und drei 14 Uhr-Elektron. Um die Äquivalenz der vier?-Bindungen zu erklären, die durch Kohlenstoff in den Molekülen CH 4, CF 4 usw. gebildet werden, atomar eins S- und drei R- Orbitale werden durch vier gleichwertige Hybridorbitale ersetzt S. 3-Orbitale:

Fokus Eine kovalente Bindung besteht darin, dass sie in Richtung der maximalen Überlappung der Orbitale gebildet wird, die ein gemeinsames Elektronenpaar bilden.

Abhängig von der Art der Hybridisierung haben Hybridorbitale einen bestimmten Ort im Raum:

sp– linear, der Winkel zwischen den Achsen der Orbitale beträgt 180°;

S. 2– dreieckig, Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 120°;

S. 3– tetraedrisch, Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 109°;

sp 3 d 1– trigonal-bipyramidal, Winkel 90° und 120°;

sp 2 d 1– quadratisch, Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 90°;

sp 3 d 2– Oktaeder, die Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 90°.

Nach der Theorie der Molekülorbitale besteht ein Molekül aus Kernen und Elektronen. In Molekülen befinden sich Elektronen in Molekülorbitalen (MO). Die MOs der äußeren Elektronen haben eine komplexe Struktur und werden als lineare Kombination der äußeren Orbitale der Atome betrachtet, aus denen das Molekül besteht. Die Anzahl der gebildeten MOs entspricht der Anzahl der an ihrer Bildung beteiligten AOs. Die Energien von MOs können niedriger (bindende MOs), gleich (nichtbindende MOs) oder höher (antibindende MOs) sein als die Energien der AOs, die sie bilden.

Interaktionsbedingungen von JSC

1. AO interagieren, wenn sie ähnliche Energien haben.

2. AOs interagieren, wenn sie sich überschneiden.

3. AO interagieren, wenn sie die entsprechende Symmetrie haben.

Für ein zweiatomiges Molekül AB (oder jedes lineare Molekül) kann die Symmetrie von MO sein:

Wenn ein gegebenes MO eine Symmetrieachse hat,

Wenn ein gegebenes MO eine Symmetrieebene hat,

Wenn das MO zwei senkrechte Symmetrieebenen hat.

Die Anwesenheit von Elektronen auf den bindenden MOs stabilisiert das System, da sie die Energie des Moleküls im Vergleich zur Energie der Atome verringert. Die Stabilität des Moleküls wird charakterisiert Bindungsordnung n, gleich: n = (n Licht – n Größe)/2, Wo n leicht und n groß - Anzahl der Elektronen in bindenden und antibindenden Orbitalen.

Das Auffüllen von MOs mit Elektronen erfolgt nach den gleichen Regeln wie das Auffüllen von AOs in einem Atom, nämlich: Pauli-Regel (es dürfen nicht mehr als zwei Elektronen auf einem MO sein), Hund-Regel (der Gesamtspin muss maximal sein) usw .

Die Wechselwirkung der 1s-AO-Atome der ersten Periode (H und He) führt zur Bildung von bindenden?-MO und antibindenden?*-MO:

Elektronische Formeln von Molekülen, Bindungsordnungen N, experimentelle Bindungsenergien E und intermolekulare Abstände R für zweiatomige Moleküle aus Atomen der ersten Periode sind in der folgenden Tabelle angegeben:

Andere Atome der zweiten Periode enthalten neben 2s-AO auch 2p x -, 2p y – und 2p z -AO, die bei Wechselwirkung?– und?-MO bilden können. Bei O-, F- und Ne-Atomen unterscheiden sich die Energien der 2s- und 2p-AOs erheblich, und die Wechselwirkung zwischen dem 2s-AO eines Atoms und dem 2p-AO eines anderen Atoms kann vernachlässigt werden, wenn man die Wechselwirkung zwischen den Atomen berücksichtigt 2s-AO zweier Atome getrennt von der Wechselwirkung ihrer 2p-AO. Das MO-Schema für die Moleküle O 2, F 2, Ne 2 hat die folgende Form:

Für die Atome B, C, N liegen die Energien von 2s– und 2p-AO nahe beieinander, und das 2s-AO eines Atoms interagiert mit dem 2p z-AO eines anderen Atoms. Daher unterscheidet sich die Reihenfolge der MOs in den Molekülen B 2, C 2 und N 2 von der Reihenfolge der MOs in den Molekülen O 2, F 2 und Ne 2. Unten ist das MO-Schema für die Moleküle B 2, C 2 und N 2:

Basierend auf den angegebenen MO-Schemata ist es beispielsweise möglich, die elektronischen Formeln der Moleküle O 2 , O 2 + und O 2 ? aufzuschreiben:

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.

Im Fall des O 2 -Moleküls erlaubt uns die MO-Theorie, eine größere Stärke dieses Moleküls vorherzusagen, da n = 2, die Art der Änderungen der Bindungsenergien und Kernabstände in der Reihe O 2 + – O 2 – O 2 ? sowie der Paramagnetismus des O 2-Moleküls, dessen obere MOs zwei ungepaarte Elektronen haben.

Ionenverbindung– elektrostatische Bindung zwischen Ionen entgegengesetzter Ladung. Eine Ionenbindung kann als Extremfall einer polaren kovalenten Bindung angesehen werden. Eine Ionenbindung entsteht, wenn der Elektronegativitätsunterschied der X-Atome größer als 1,5–2,0 ist.

Eine Ionenbindung ist ungerichtet, nicht sättigbar Kommunikation In einem NaCl-Kristall wird das Na+-Ion von allen Cl-Ionen angezogen? und wird von allen anderen Na+-Ionen abgestoßen, unabhängig von der Wechselwirkungsrichtung und der Anzahl der Ionen. Dies bestimmt die größere Stabilität von Ionenkristallen im Vergleich zu Ionenmolekülen.

Wasserstoffverbindung– eine Bindung zwischen einem Wasserstoffatom eines Moleküls und einem elektronegativen Atom (F, CI, N) eines anderen Moleküls.

Die Existenz einer Wasserstoffbrücke erklärt die anomalen Eigenschaften von Wasser: Der Siedepunkt von Wasser ist viel höher als der seiner chemischen Analoga: t kip (H 2 O) = 100 °C und t kip (H 2 S) = - 61°C. Zwischen H 2 S-Molekülen werden keine Wasserstoffbrückenbindungen gebildet.

Energie(E)- Fähigkeit, Arbeit zu produzieren. Mechanische Arbeit (A) wird beispielsweise von Gas bei seiner Expansion verrichtet: A = p?V.

Reaktionen, die bei der Aufnahme von Energie auftreten, sind: endothermisch.

Reaktionen, bei denen Energie freigesetzt wird, sind: exotherm.

Energiearten: Wärme, Licht, elektrische, chemische, nukleare Energie usw.

Energiearten: Kinetik und Potenzial.

Kinetische Energie– die Energie eines sich bewegenden Körpers, das ist die Arbeit, die ein Körper leisten kann, bevor er zur Ruhe kommt.

Wärme (Q)– eine Art kinetischer Energie – verbunden mit der Bewegung von Atomen und Molekülen. Bei der Kommunikation mit einem Massenkörper (M) und die spezifische Wärmekapazität (c) der Wärme? Q steigt ihre Temperatur um? t: ?Q = m mit ?t, Wo? t = ?Q/(ct).

Potenzielle Energie- Energie, die ein Körper infolge einer Positionsänderung im Raum durch ihn oder seine Bestandteile erhält. Die Energie chemischer Bindungen ist eine Art potentielle Energie.

Erster Hauptsatz der Thermodynamik: Energie kann von einer Art zur anderen übergehen, aber nicht verschwinden oder erscheinen.

Innere Energie (U) – die Summe der kinetischen und potentiellen Energien der Teilchen, aus denen der Körper besteht. Die bei der Reaktion absorbierte Wärme entspricht der Differenz der inneren Energie der Reaktionsprodukte und Reagenzien (Q = ?U = U 2 – U 1), vorausgesetzt, dass das System keine Arbeiten an der Umgebung durchgeführt hat. Wenn die Reaktion bei konstantem Druck stattfindet, arbeiten die freigesetzten Gase tatsächlich gegen äußere Druckkräfte und die während der Reaktion absorbierte Wärme entspricht der Summe der Änderungen der inneren Energie ?U und Arbeit A = p?V. Diese bei konstantem Druck absorbierte Wärme wird als Enthalpieänderung bezeichnet: ? Н = ?U + p?V, definieren Enthalpie Wie H = U + pV. Reaktionen von flüssigen und festen Stoffen erfolgen ohne nennenswerte Volumenänderungen (?V = 0), was ist also mit diesen Reaktionen? N nahe bei ?U (?Н = ?U). Für Reaktionen mit Volumenänderung haben wir ?Н > ?U, wenn die Erweiterung im Gange ist, und ?N< ?U , wenn eine Komprimierung vorliegt.

Die Enthalpieänderung wird üblicherweise auf den Standardzustand eines Stoffes bezogen: das heißt, für einen reinen Stoff in einem bestimmten Zustand (fest, flüssig oder gasförmig), bei einem Druck von 1 atm = 101.325 Pa, einer Temperatur von 298 K und eine Stoffkonzentration von 1 mol/l.

Standardbildungsenthalpie?– die Wärme, die bei der Bildung von 1 Mol eines Stoffes aus den einfachen Stoffen, aus denen er besteht, unter Standardbedingungen freigesetzt oder absorbiert wird. Zum Beispiel, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Das bedeutet, dass bei der Reaktion Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) bei der Bildung von 1 Mol NaCl 411 kJ Energie freigesetzt werden.

Standard-Reaktionsenthalpie?H– Änderung der Enthalpie während einer chemischen Reaktion, bestimmt durch die Formel: ?N = ?N arr.(Produkte) - ?N arr.(Reagenzien).

Also für die Reaktion NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), wissend? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ/mol und?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol ergibt sich:

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

Wenn? N< 0, dann ist die Reaktion exotherm. Wenn? N> 0, dann ist die Reaktion endotherm.

Gesetz Hess: Die Standardenthalpie einer Reaktion hängt von den Standardenthalpien der Reaktanten und Produkte ab und ist nicht vom Reaktionsweg abhängig.

Spontane Prozesse können nicht nur exotherm sein, also Prozesse mit Energieabfall (?N< 0), sondern können auch endotherme Prozesse sein, also Prozesse mit zunehmender Energie (?N> 0). Bei all diesen Prozessen nimmt die „Unordnung“ des Systems zu.

EntropieS – eine physikalische Größe, die den Grad der Störung des Systems charakterisiert. S – Standardentropie, ?S – Änderung der Standardentropie. Wenn?S > 0, nimmt die Störung zu, wenn AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Für Prozesse, bei denen die Anzahl der Teilchen abnimmt, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Prozesse laufen spontan unter Energiefreisetzung ab, d.h. wofür? N< 0, und mit zunehmender Entropie, also für welche?S > 0. Die Berücksichtigung beider Faktoren führt zum Ausdruck für Gibbs-Energie: G = H – TS oder? G = ?H – T?S. Reaktionen, bei denen die Gibbs-Energie abnimmt, d. h. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, gehen Sie nicht spontan. Die Bedingung?G = 0 bedeutet, dass sich ein Gleichgewicht zwischen den Produkten und Reaktanten eingestellt hat.

Bei niedrigen Temperaturen, wenn der Wert T nahe Null liegt, treten nur exotherme Reaktionen auf T?S– wenig und?G = ? N< 0. Bei hohen Temperaturen die Werte T?S großartig, und die Größe vernachlässigen? N, wir haben?G = – T?S, d.h. Prozesse mit zunehmender Entropie laufen spontan ab, für die?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Der Wert von AG für eine bestimmte Reaktion kann durch die Formel bestimmt werden:

G = ?С arr (Produkte) – ?G o b p (Reagenzien).

In diesem Fall sind die Werte von ?G o br, sowie? N arr. und?S o br für eine Vielzahl von Stoffen sind in speziellen Tabellen angegeben.

Chemische Reaktionsgeschwindigkeit(v) wird durch die Änderung der molaren Konzentration der Reaktanten pro Zeiteinheit bestimmt:

Wo v– Reaktionsgeschwindigkeit, s – molare Konzentration des Reagens, T- Zeit.

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Art der Reaktanten und den Reaktionsbedingungen (Temperatur, Konzentration, Anwesenheit eines Katalysators usw.) ab.

Wirkung der Konzentration. IN Bei einfachen Reaktionen ist die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten, gemessen in Potenzen, die ihren stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen.

Zur Reaktion

wobei 1 und 2 die Richtungen der Vorwärts- bzw. Rückreaktionen sind:

v 1 = k 1 ? [Bin ? [B]n und

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

Wo v- schnelle Reaktion, k– Geschwindigkeitskonstante, [A] – molare Konzentration der Substanz A.

Molekularität der Reaktion– die Anzahl der an einer Elementarreaktion beteiligten Moleküle. Für einfache Reaktionen, zum Beispiel: mA + nB> рС + qD, Die Molekularität ist gleich der Summe der Koeffizienten (m + n). Reaktionen können Einzelmolekül-, Doppelmolekül- und selten Dreifachmolekülreaktionen sein. Reaktionen mit höherem Molekulargewicht finden nicht statt.

Reaktionsreihenfolge ist gleich der Summe der Exponenten der Konzentrationsgrade im experimentellen Ausdruck der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion. Also für eine komplexe Reaktion

mA + nB > рС + qD der experimentelle Ausdruck für die Reaktionsgeschwindigkeit ist

v 1 = k 1 ? [A] ? ? [IN] ? und die Reaktionsreihenfolge ist (? + ?). Dabei? Und? werden experimentell gefunden und stimmen möglicherweise nicht mit ihnen überein M Und N dementsprechend, da die Gleichung einer komplexen Reaktion das Ergebnis mehrerer einfacher Reaktionen ist.

Einfluss der Temperatur. Die Geschwindigkeit einer Reaktion hängt von der Anzahl effektiver Kollisionen zwischen Molekülen ab. Eine Erhöhung der Temperatur erhöht die Anzahl der aktiven Moleküle und gibt ihnen die nötige Energie, damit die Reaktion ablaufen kann. Aktivierungsenergie E wirken und erhöhen die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

Van't Hoffs Regel. Bei einer Temperaturerhöhung um 10° erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 2- bis 4-fache. Mathematisch wird dies wie folgt geschrieben:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

wobei v 1 und v 2 die Reaktionsgeschwindigkeiten bei der Anfangstemperatur (t 1) und der Endtemperatur (t 2) sind, ? – Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit, der angibt, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit bei einem Temperaturanstieg um 10 °C zunimmt.

Genauer gesagt wird die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur ausgedrückt Arrhenius-Gleichung:

k = A? e - E/(RT)

Wo k- Geschwindigkeitskonstante, A– konstant, unabhängig von der Temperatur, e = 2,71828, E- Aktivierungsenergie, R= 8,314 J/(K? mol) – Gaskonstante; T– Temperatur (K). Es ist zu erkennen, dass die Geschwindigkeitskonstante mit steigender Temperatur und abnehmender Aktivierungsenergie zunimmt.

Ein System befindet sich im Gleichgewicht, wenn sich sein Zustand im Laufe der Zeit nicht ändert. Die Gleichheit der Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktionen ist eine Voraussetzung für die Aufrechterhaltung des Gleichgewichts des Systems.

Ein Beispiel für eine reversible Reaktion ist die Reaktion

N 2 + 3H 2 - 2NH 3.

Massenwirkungsgesetz: Das Verhältnis des Produkts der Konzentrationen der Reaktionsprodukte zum Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe (alle Konzentrationen werden in Potenzen angegeben, die ihren stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen) wird als Konstante bezeichnet Gleichgewichtskonstante.

Die Gleichgewichtskonstante ist ein Maß für den Fortschritt einer Vorwärtsreaktion.

K = O – direkte Reaktion findet nicht statt;

K =? – die direkte Reaktion geht zu Ende;

K > 1 – Balance nach rechts verschoben;

ZU< 1 – Balance wird nach links verschoben.

Reaktionsgleichgewichtskonstante ZU hängt mit der Größe der Änderung der Standard-Gibbs-Energie?G für dieselbe Reaktion zusammen:

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

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

Wenn ZU< 1, dann lg K < 0 и?G >0, d.h. verschiebt sich das Gleichgewicht nach links, dann verläuft die Reaktion nicht spontan nach rechts.

Gesetz der Gleichgewichtsverschiebung: Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt, entsteht im System ein Prozess, der dem äußeren Einfluss entgegenwirkt.

Redoxreaktionen– Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen von Elementen auftreten.

Oxidation– Prozess der Elektronenspende.

Erholung– der Prozess der Elektronenanreicherung.

Oxidationsmittel– ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen aufnimmt.

Reduktionsmittel– ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen abgibt.

Oxidationsmittel, die Elektronen aufnehmen, gehen in eine reduzierte Form über:

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

Reduktionsmittel, die Elektronen abgeben, gehen in die oxidierte Form über:

Na 0 [Erholung ] – 1e > Na + [ungefähr].

Das Gleichgewicht zwischen der oxidierten und der reduzierten Form ist gekennzeichnet durch Nernst-Gleichungen für Redoxpotential:

Wo E 0– Standardwert des Redoxpotentials; N– Anzahl der übertragenen Elektronen; [restauriert ] und [ca. ] sind die molaren Konzentrationen der Verbindung in reduzierter bzw. oxidierter Form.

Werte der Standardelektrodenpotentiale E 0 werden in Tabellen angegeben und charakterisieren die oxidativen und reduzierenden Eigenschaften von Verbindungen: Je positiver der Wert E 0, Je stärker die oxidierenden Eigenschaften und desto negativer der Wert E 0, desto stärker sind die restaurativen Eigenschaften.

Zum Beispiel für F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 Volt und für Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 Volt (der Vorgang wird bei Reduktionsreaktionen immer aufgezeichnet).

Eine Redoxreaktion ist eine Kombination aus zwei Halbreaktionen, Oxidation und Reduktion, und ist durch eine elektromotorische Kraft (EMK) gekennzeichnet. E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 Wiederherstellung, Wo E 0 ok Und? E 0 Wiederherstellung– Standardpotentiale des Oxidationsmittels und Reduktionsmittels für diese Reaktion.

E.m.f. Reaktionen? E 0 hängt mit der Änderung der freien Gibbs-Energie?G und der Gleichgewichtskonstante der Reaktion zusammen ZU:

?G = –nF?E 0 oder? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. Reaktionen bei nicht standardmäßigen Konzentrationen? E gleich: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ich G K oder? E =?E 0 –(0,059/N)lg K.

Im Fall des Gleichgewichts?G = 0 und?E = 0, woher kommt es? E =(0,059/n)lg K Und K = 10 n?E/0,059 .

Damit die Reaktion spontan abläuft, müssen die folgenden Beziehungen erfüllt sein: ?G< 0 или K >> 1, welcher Bedingung entspricht? E 0> 0. Um die Möglichkeit einer bestimmten Redoxreaktion zu bestimmen, ist es daher notwendig, den Wert zu berechnen? E 0. Wenn? E 0 > 0, die Reaktion läuft. Wenn? E 0< 0, keine Antwort.

Galvanische Zellen– Geräte, die die Energie einer chemischen Reaktion in elektrische Energie umwandeln.

Daniels galvanische Zelle besteht aus Zink- und Kupferelektroden, die in Lösungen von ZnSO 4 bzw. CuSO 4 eingetaucht sind. Elektrolytlösungen kommunizieren durch eine poröse Trennwand. In diesem Fall erfolgt die Oxidation an der Zinkelektrode: Zn > Zn 2+ + 2e und die Reduktion an der Kupferelektrode: Cu 2+ + 2e > Cu. Im Allgemeinen verläuft die Reaktion wie folgt: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anode– Elektrode, an der Oxidation auftritt. Kathode– die Elektrode, an der die Reduktion stattfindet. Bei galvanischen Zellen ist die Anode negativ und die Kathode positiv geladen. Auf Elementdiagrammen werden Metall und Mörtel durch eine vertikale Linie und zwei Mörtel durch eine doppelte vertikale Linie getrennt.

Für die Reaktion Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu lautet das Schaltbild der galvanischen Zelle also: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Die elektromotorische Kraft (EMK) der Reaktion beträgt? E 0 = E 0 ok – E 0 wiederherstellen= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Aufgrund von Verlusten liegt die vom Element erzeugte Spannung etwas unter? E 0. Wenn die Konzentrationen der Lösungen von den Standardkonzentrationen abweichen und 1 mol/l betragen, dann E 0 ok Und E 0 Wiederherstellung werden mit der Nernst-Gleichung berechnet und anschließend wird die EMK berechnet. entsprechende galvanische Zelle.

Trockenes Element besteht aus einem Zinkkörper, NH 4 Cl-Paste mit Stärke oder Mehl, einer Mischung aus MnO 2 mit Graphit und einer Graphitelektrode. Während seines Betriebs findet folgende Reaktion statt: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elementdiagramm: (-)Zn | NH4Cl | MnO 2 , C(+). E.m.f. Element - 1,5 V.

Batterien. Eine Bleibatterie besteht aus zwei Bleiplatten, die in eine 30 %ige Schwefelsäurelösung getaucht und mit einer Schicht aus unlöslichem PbSO 4 überzogen sind. Beim Laden einer Batterie laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:

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

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

Beim Entladen der Batterie laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:

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

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

Die Gesamtreaktion kann wie folgt geschrieben werden:

Für den Betrieb muss die Batterie regelmäßig aufgeladen und die Schwefelsäurekonzentration überwacht werden, die während des Batteriebetriebs leicht abnehmen kann.

Massenanteil der Substanz in Lösung w gleich dem Verhältnis der Masse des gelösten Stoffes zur Masse der Lösung: w = m Wasser / m Lösung oder w = m in-va /(V ? ?), als m Lösung = V p-pa ? ?r-ra.

Molare Konzentration Mit gleich dem Verhältnis der Molzahl des gelösten Stoffes zum Lösungsvolumen: c = n(Mol)/ V(l) oder c = m/(M? V( l )).

Molare Konzentration von Äquivalenten (normale oder äquivalente Konzentration) mit z ist gleich dem Verhältnis der Äquivalentzahl eines gelösten Stoffes zum Lösungsvolumen: mit e = n(Mol-Äq.)/ V(l) oder mit e = m/(M e? V(l)).

Elektrolytische Dissoziation– Zersetzung des Elektrolyten in Kationen und Anionen unter dem Einfluss polarer Lösungsmittelmoleküle.

Grad der Dissoziation?– Verhältnis der Konzentration dissoziierter Moleküle (mit diss) zur Gesamtkonzentration gelöster Moleküle (mit vol): ? = mit diss / mit ob.

Elektrolyte können unterteilt werden in stark(? ~ 1) und schwach.

Starke Elektrolyte(für sie? ~ 1) – wasserlösliche Salze und Basen sowie einige Säuren: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 und andere.

Schwache Elektrolyte(für Sie?<< 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.

Ionenreaktionsgleichungen. IN In ionischen Reaktionsgleichungen werden starke Elektrolyte in Form von Ionen und schwache Elektrolyte, schwerlösliche Stoffe und Gase in Form von Molekülen geschrieben. Zum Beispiel:

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

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

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

Reaktionen zwischen Ionen gehen in Richtung der Bildung einer Substanz, die weniger Ionen produziert, d. h. in Richtung eines schwächeren Elektrolyten oder einer weniger löslichen Substanz.

Wenden wir das Massenwirkungsgesetz auf das Gleichgewicht zwischen Ionen und Molekülen in einer Lösung eines schwachen Elektrolyten, zum Beispiel Essigsäure, an:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Die Gleichgewichtskonstanten für Dissoziationsreaktionen werden aufgerufen Dissoziationskonstanten. Dissoziationskonstanten charakterisieren die Dissoziation schwacher Elektrolyte: Je niedriger die Konstante, desto weniger dissoziiert der schwache Elektrolyt, desto schwächer ist er.

Mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise:

H 3 PO 4 - H + + H 2 PO 4 ?

Die Gleichgewichtskonstante der gesamten Dissoziationsreaktion ist gleich dem Produkt der Konstanten der einzelnen Dissoziationsstufen:

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

Ostwalds Verdünnungsgesetz: Der Dissoziationsgrad eines schwachen Elektrolyten (a) nimmt mit abnehmender Konzentration, d. h. mit Verdünnung, zu:

Einfluss eines gemeinsamen Ions auf die Dissoziation eines schwachen Elektrolyten: Die Zugabe eines gemeinsamen Ions verringert die Dissoziation des schwachen Elektrolyten. Wenn also CH 3 COOH zu einer Lösung eines schwachen Elektrolyten hinzugefügt wird

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

ein starker Elektrolyt, der ein Ion enthält, das CH 3 COOH gemeinsam hat, d. h. ein Acetat-Ion, zum Beispiel CH 3 COONa

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

die Konzentration der Acetat-Ionen nimmt zu und das CH 3 COOH-Dissoziationsgleichgewicht verschiebt sich nach links, d. h. die Säuredissoziation nimmt ab.

Ionenaktivität A – Konzentration eines Ions, die sich in seinen Eigenschaften manifestiert.

AktivitätsfaktorF– Ionenaktivitätsverhältnis A sich konzentrieren mit: F= Klimaanlage oder A = fc.

Wenn f = 1, dann sind die Ionen frei und interagieren nicht miteinander. Dies geschieht in sehr verdünnten Lösungen, in Lösungen schwacher Elektrolyte usw.

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

Der Aktivitätskoeffizient hängt von der Ionenstärke der Lösung I ab: Je höher die Ionenstärke, desto niedriger der Aktivitätskoeffizient.

Ionenstärke der Lösung ICH hängt von den Gebühren ab z und Konzentrationen von Ionen:

Ich = 0,52?s z2.

Der Aktivitätskoeffizient hängt von der Ladung des Ions ab: Je größer die Ladung des Ions, desto niedriger ist der Aktivitätskoeffizient. Mathematisch gesehen ist die Abhängigkeit vom Aktivitätskoeffizienten F auf Ionenstärke ICH und Ladung des Ions z geschrieben nach der Debye-Hückel-Formel:

Ionenaktivitätskoeffizienten können anhand der folgenden Tabelle bestimmt werden:

Wasser, ein schwacher Elektrolyt, dissoziiert und bildet H+- und OH?-Ionen. Diese Ionen sind hydratisiert, also mit mehreren Wassermolekülen verbunden, der Einfachheit halber werden sie jedoch in nicht hydratisierter Form geschrieben

H 2 O - H + + OH?.

Basierend auf dem Massenwirkungsgesetz gilt für dieses Gleichgewicht:

Die Konzentration der Wassermoleküle [H 2 O], d. h. die Anzahl der Mol in 1 Liter Wasser, kann als konstant angesehen werden und beträgt [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Von hier:

ZU[H 2 O] = ZU(H 2 O ) = [H + ] = 10 -14 (22°C).

Ionisches Produkt von Wasser– das Produkt der Konzentrationen [H + ] und – ist ein konstanter Wert bei konstanter Temperatur und gleich 10 -14 bei 22°C.

Das Ionenprodukt von Wasser nimmt mit steigender Temperatur zu.

PH Wert– negativer Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen: pH = – log. Ähnlich: pOH = – log.

Die Logarithmierung des Ionenprodukts von Wasser ergibt: pH + pHOH = 14.

Der pH-Wert charakterisiert die Reaktion des Mediums.

Wenn pH = 7, dann ist [H + ] = ein neutrales Medium.

Wenn pH< 7, то [Н + ] >– saures Milieu.

Wenn pH > 7, dann [H + ]< – щелочная среда.

Pufferlösungen sind Lösungen, die eine bestimmte Konzentration an Wasserstoffionen aufweisen. Der pH-Wert dieser Lösungen ändert sich bei Verdünnung nicht und ändert sich kaum, wenn geringe Mengen Säuren und Laugen zugesetzt werden.

I. Eine Lösung der schwachen Säure HA, Konzentration – aus der Säure, und ihres Salzes mit der starken Base BA, Konzentration – aus dem Salz. Ein Acetatpuffer ist beispielsweise eine Lösung aus Essigsäure und Natriumacetat: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK sauer + log(Salz/s sauer).

II. Eine Lösung der schwachen Base BOH, Konzentration – aus Basisch, und ihres Salzes mit einer starken Säure BA, Konzentration – aus Salz. Ein Ammoniakpuffer ist beispielsweise eine Lösung aus Ammoniumhydroxid und Ammoniumchlorid NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК basisch – log(mit Salz/mit basisch).

Hydrolyse von Salzen– Wechselwirkung von Salzionen mit Wasser unter Bildung eines schwachen Elektrolyten.

Beispiele für Hydrolysereaktionsgleichungen.

I. Ein Salz entsteht aus einer starken Base und einer schwachen Säure:

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

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

CO 3 2- + H 2 O - HCO 3 ? + OH?, pH > 7, alkalische Umgebung.

In der zweiten Stufe findet praktisch keine Hydrolyse statt.

II. Ein Salz entsteht aus einer schwachen Base und einer starken Säure:

AlCl 3 + H 2 O – (AlOH)Cl 2 + HCl

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

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

In der zweiten Stufe findet die Hydrolyse weniger statt und in der dritten Stufe findet praktisch keine Hydrolyse statt.

III. Ein Salz entsteht aus einer starken Base und einer starken Säure:

K + + NEIN 3 ? + H 2 O ? keine Hydrolyse, pH? 7.

IV. Ein Salz entsteht aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure:

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

CH 3 COO? + NH 4 + + H 2 O - CH 3 COOH + NH 4 OH, pH = 7.

In einigen Fällen kommt es bei der Salzbildung durch sehr schwache Basen und Säuren zu einer vollständigen Hydrolyse. In der Löslichkeitstabelle für solche Salze steht das Symbol „durch Wasser zersetzt“:

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

Bei Austauschreaktionen ist die Möglichkeit einer vollständigen Hydrolyse zu berücksichtigen:

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

HydrolysegradH – das Verhältnis der Konzentration hydrolysierter Moleküle zur Gesamtkonzentration gelöster Moleküle.

Für Salze, die aus einer starken Base und einer schwachen Säure bestehen:

= CHðOH = – log, ðН = 14 – ðOH.

Aus dem Ausdruck folgt der Hydrolysegrad H(d. h. Hydrolyse) nimmt zu:

a) mit steigender Temperatur, da K(H 2 O) zunimmt;

b) mit einer Abnahme der Dissoziation der das Salz bildenden Säure: Je schwächer die Säure, desto stärker die Hydrolyse;

c) bei Verdünnung: Je kleiner c, desto stärker die Hydrolyse.

Für Salze, die aus einer schwachen Base und einer starken Säure bestehen

[H + ] = CH pH = – log.

Für Salze, die aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure bestehen

Protolyse– Protonentransferprozess.

Protolithen– Säuren und Basen, die Protonen abgeben und aufnehmen.

Säure– ein Molekül oder Ion, das ein Proton abgeben kann. Jede Säure hat eine entsprechende konjugierte Base. Die Stärke von Säuren wird durch die Säurekonstante charakterisiert K k.

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

K k = 4 ? 10 -7

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

K k = 9 ? 10 -6

Base– ein Molekül oder Ion, das ein Proton aufnehmen kann. Jede Base hat eine entsprechende konjugierte Säure. Die Stärke von Basen wird durch die Basenkonstante charakterisiert K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Ampholyte– Protolithen, die ein Proton abgeben und aufnehmen können.

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

HCO3? - Säure.

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

HCO3? - Stiftung.

Für Wasser: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstanten K k Und K 0 denn konjugierte Säuren und Basen sind verknüpft.

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

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

In einem System bestehend aus einer Lösung und einem Niederschlag finden zwei Prozesse statt – Auflösung des Niederschlags und Fällung. Die Gleichheit der Geschwindigkeiten dieser beiden Prozesse ist eine Gleichgewichtsbedingung.

Gesättigte Lösung– eine Lösung, die im Gleichgewicht mit dem Niederschlag steht.

Das auf das Gleichgewicht zwischen Niederschlag und Lösung angewendete Massenwirkungsgesetz ergibt:

Da = const,

ZU = K s (AgCl) = .

Im Allgemeinen haben wir:

A M B N(FERNSEHER) ​​- M A +n+n B -M

K s ( A M B N)= [A +n ] M[IN -M ] N .

LöslichkeitskonstanteK s(oder Löslichkeitsprodukt PR) – das Produkt der Ionenkonzentrationen in einer gesättigten Lösung eines schwerlöslichen Elektrolyten – ist ein konstanter Wert und hängt nur von der Temperatur ab.

Löslichkeit einer schwerlöslichen Substanz S kann in Mol pro Liter ausgedrückt werden. Abhängig von der Größe S Stoffe lassen sich in schwerlösliche – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? S? 10 -2 mol/l und gut löslich S>10 -2 mol/l.

Die Löslichkeit von Verbindungen hängt von ihrem Löslichkeitsprodukt ab.

Im Fall von AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) Gleichgewichtszustand zwischen Niederschlag und Lösung: = Ks.

b) Ablagerungsbedingung: > K s ; während der Abscheidung nehmen die Ionenkonzentrationen ab, bis sich ein Gleichgewicht einstellt;

c) die Bedingung für die Auflösung des Niederschlags oder das Vorhandensein einer gesättigten Lösung:< K s ; Wenn sich der Niederschlag auflöst, erhöht sich die Ionenkonzentration, bis sich ein Gleichgewicht einstellt.

Koordinations(komplex)verbindungen sind Verbindungen mit einer Donor-Akzeptor-Bindung.

Für K 3:

Ionen der äußeren Sphäre – 3K +,

inneres Kugelion – 3-,

Komplexbildner – Fe 3+,

Liganden – 6CN?, ihre Zahnung – 1,

Koordinationsnummer – 6.

Beispiele für Komplexbildner: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ usw.

Beispiele für Liganden: polare Moleküle H 2 O, NH 3, CO und Anionen CN?, Cl?, OH? usw.

Koordinationszahlen: meist 4 oder 6, seltener 2, 3 usw.

Nomenklatur. Zuerst wird das Anion benannt (im Nominativ), dann das Kation (im Genitiv). Namen einiger Liganden: NH 3 - Ammin, H 2 O - Aquo, CN? – Cyano, Cl? – Chlor, OH? – Hydroxo. Namen der Koordinationszahlen: 2 – Di, 3 – Drei, 4 – Tetra, 5 – Penta, 6 – Hexa. Die Oxidationsstufe des Komplexbildners wird angegeben:

Cl – Diamminsilber(I)chlorid;

SO 4 – Tetramminkupfer(II)sulfat;

K 3 – Kaliumhexacyanoferrat(III).

Die Valenzbindungstheorie geht von einer Hybridisierung der Orbitale des Zentralatoms aus. Die Lage der resultierenden Hybridorbitale bestimmt die Geometrie der Komplexe.

Diamagnetisches Komplexion Fe(CN) 6 4-.

Cyanidion – Spender

Das Eisenion Fe 2+ – Akzeptor – hat die Formel 3d 6 4s 0 4p 0. Unter Berücksichtigung der diamagnetischen Natur des Komplexes (alle Elektronen sind gepaart) und der Koordinationszahl (6 freie Orbitale werden benötigt) haben wir d 2 sp 3-Hybridisierung:

Der Komplex ist diamagnetisch, low-spin, intraorbital, stabil (es werden keine externen Elektronen verwendet), oktaedrisch ( d 2 sp 3-Hybridisierung).

Paramagnetisches Komplexion FeF 6 3-.

Fluoridion ist ein Donor.

Das Eisenion Fe 3+ – Akzeptor – hat die Formel 3d 5 4s 0 4p 0 . Unter Berücksichtigung der Paramagnetizität des Komplexes (Elektronen sind gekoppelt) und der Koordinationszahl (6 freie Orbitale werden benötigt) haben wir sp 3 d 2-Hybridisierung:

Der Komplex ist paramagnetisch, hochspinhaltig, außenorbital, instabil (äußere 4d-Orbitale werden verwendet), oktaedrisch ( sp 3 d 2-Hybridisierung).

Koordinationsverbindungen in Lösung dissoziieren vollständig in Ionen der inneren und äußeren Sphären.

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

Ionen der Innensphäre, also Komplexionen, dissoziieren wie schwache Elektrolyte stufenweise in Metallionen und Liganden.

Wo K 1 , ZU 2 , ZU 1 _ 2 werden Instabilitätskonstanten genannt und charakterisieren die Dissoziation von Komplexen: Je niedriger die Instabilitätskonstante, desto weniger dissoziiert der Komplex, desto stabiler ist er.

Chemische Formel ist ein Bild, das Symbole verwendet.

Zeichen chemischer Elemente

Chemisches Zeichen oder Symbol für chemische Elemente– Dies sind die ersten oder beiden Anfangsbuchstaben des lateinischen Namens dieses Elements.

Zum Beispiel: FerrumFe , Cuprum –Cu , OxygeniumÖ usw.

Tabelle 1: Informationen durch ein chemisches Symbol

Der Name eines chemischen Symbols wird in den meisten Fällen als Name eines chemischen Elements gelesen. Zum Beispiel, K – Kalium, Ca – Kalzium, Mg – Magnesium, Mn – Mangan.

Fälle, in denen der Name eines chemischen Symbols unterschiedlich gelesen wird, sind in Tabelle 2 aufgeführt:

Chemische Formeln einfacher Stoffe

Die chemischen Formeln der meisten einfachen Stoffe (alle Metalle und viele Nichtmetalle) sind die Zeichen der entsprechenden chemischen Elemente.

Also Eisensubstanz Und chemisches Element Eisen werden gleich bezeichnet - Fe .

Wenn es eine molekulare Struktur hat (existiert in der Form , dann ist seine Formel das chemische Symbol des Elements mit Index unten rechts zeigt an Anzahl der Atome in einem Molekül: H 2, O2, O 3, N 2, F 2, Cl2, BR 2, P 4, S 8.

Tabelle 3: Informationen eines chemischen Zeichens

Chemische Formeln komplexer Stoffe

Die Formel einer komplexen Substanz wird erstellt, indem man die Vorzeichen der chemischen Elemente, aus denen die Substanz besteht, aufschreibt und dabei die Anzahl der Atome jedes Elements im Molekül angibt. In diesem Fall werden in der Regel chemische Elemente geschrieben in der Reihenfolge zunehmender Elektronegativität entsprechend der folgenden Praxisreihe:

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

Zum Beispiel, H2O , CaSO4 , Al2O3 , CS 2 , VON 2 , NaH.

Die Ausnahmen sind:

• einige Verbindungen von Stickstoff mit Wasserstoff (z. B. Ammoniak NH3 , Hydrazin N 2H 4 );
• Salze organischer Säuren (zum Beispiel Natriumformiat HCOONa , Calciumacetat (CH 3COO) 2Ca) ;
• Kohlenwasserstoffe ( CH 4 , C2H4 , C2H2 ).

Chemische Formeln der in der Form vorhandenen Stoffe Dimere (NEIN 2 , P2O 3 , P2O5, Salze des einwertigen Quecksilbers, zum Beispiel: HgCl , HgNO3 usw.), im Formular geschrieben N 2 O4,P 4 O6,P 4 O 10Hg 2 Cl2,Hg 2 ( NEIN 3) 2 .

Basierend auf dem Konzept wird die Anzahl der Atome eines chemischen Elements in einem Molekül und einem komplexen Ion bestimmt Wertigkeit oder Oxidationsstufen und wird aufgezeichnet Index unten rechts aus dem Vorzeichen jedes Elements (Index 1 wird weggelassen). In diesem Fall gehen sie von der Regel aus:

Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome in einem Molekül muss gleich Null sein (die Moleküle sind elektrisch neutral), und in einem komplexen Ion muss die Ladung des Ions gleich Null sein.

Zum Beispiel:

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

Es wird die gleiche Regel verwendet bei der Bestimmung der Oxidationsstufe eines chemischen Elements anhand der Formel eines Stoffes oder Komplexes. Normalerweise handelt es sich um ein Element mit mehreren Oxidationsstufen. Die Oxidationsstufen der übrigen Elemente, aus denen das Molekül oder Ion besteht, müssen bekannt sein.

Die Ladung eines komplexen Ions ist die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome, aus denen das Ion besteht. Daher wird bei der Bestimmung des Oxidationszustands eines chemischen Elements in einem komplexen Ion das Ion selbst in Klammern gesetzt und seine Ladung aus Klammern entnommen.

Beim Kompilieren von Formeln für die Valenz Ein Stoff wird als eine Verbindung dargestellt, die aus zwei Teilchen unterschiedlicher Art besteht, deren Wertigkeiten bekannt sind. Als nächstes verwenden sie Regel:

In einem Molekül muss das Produkt aus Wertigkeit und Anzahl der Teilchen einer Art gleich dem Produkt aus Wertigkeit und Anzahl der Teilchen einer anderen Art sein.

Zum Beispiel:

Die Zahl vor der Formel in einer Reaktionsgleichung heißt Koeffizient. Sie gibt beides an Anzahl der Moleküle, oder Anzahl der Stoffmole.

Der Koeffizient vor dem chemischen Symbol, zeigt an Anzahl der Atome eines bestimmten chemischen Elements, und wenn das Vorzeichen die Formel einer einfachen Substanz ist, gibt der Koeffizient entweder an Anzahl der Atome, oder die Anzahl der Mole dieser Substanz.

Zum Beispiel:

• 3 Fe– drei Eisenatome, 3 Mol Eisenatome,
• 2 H– zwei Wasserstoffatome, 2 Mol Wasserstoffatome,
• H 2– ein Molekül Wasserstoff, 1 Mol Wasserstoff.

Die chemischen Formeln vieler Stoffe wurden experimentell ermittelt, weshalb sie so genannt werden "empirisch".

Tabelle 4: Informationen, die die chemische Formel eines komplexen Stoffes liefert

Grafische Formeln

Um umfassendere Informationen über einen Stoff zu erhalten, verwenden Sie grafische Formeln , was darauf hinweist Reihenfolge der Verbindung von Atomen in einem Molekül Und Wertigkeit jedes Elements.

Grafische Formeln von Stoffen, die aus Molekülen bestehen, spiegeln manchmal bis zu einem gewissen Grad die Struktur (Struktur) dieser Moleküle wider; strukturell .

Um eine grafische (strukturelle) Formel eines Stoffes zu erstellen, müssen Sie:

• Bestimmen Sie die Wertigkeit aller chemischen Elemente, aus denen die Substanz besteht.
• Notieren Sie die Vorzeichen aller chemischen Elemente, aus denen die Substanz besteht, jeweils in einer Menge, die der Anzahl der Atome eines bestimmten Elements im Molekül entspricht.
• Verbinde die Zeichen chemischer Elemente mit Bindestrichen. Jeder Strich bezeichnet ein Paar, das zwischen chemischen Elementen kommuniziert und daher zu beiden Elementen gleichermaßen gehört.
• Die Anzahl der Linien, die das Vorzeichen eines chemischen Elements umgeben, muss der Wertigkeit dieses chemischen Elements entsprechen.
• Bei der Formulierung sauerstoffhaltiger Säuren und ihrer Salze werden Wasserstoffatome und Metallatome über ein Sauerstoffatom an das säurebildende Element gebunden.
• Sauerstoffatome werden nur bei der Formulierung von Peroxiden miteinander kombiniert.

Beispiele für grafische Formeln: