Les symboles modernes des éléments chimiques ont été introduits dans la science en 1813 par J. Berzelius. Selon sa proposition, les éléments sont désignés par les premières lettres de leurs noms latins. Par exemple, l'oxygène (Oxygenium) est désigné par la lettre O, le soufre (Soufre) par la lettre S, l'hydrogène (Hydrogenium) par la lettre H. Dans les cas où les noms des éléments commencent par la même lettre, une lettre supplémentaire est ajouté à la première lettre. Ainsi, le carbone (Carboneum) a le symbole C, le calcium (Calcium) - Ca, le cuivre (Cuprum) - Cu.

Les symboles chimiques ne sont pas seulement des noms abrégés d'éléments : ils expriment également certaines quantités (ou masses), c'est-à-dire Chaque symbole représente soit un atome d'un élément, soit une mole de ses atomes, soit une masse d'un élément égale (ou proportionnelle à) la masse molaire de cet élément. Par exemple, C signifie soit un atome de carbone, soit une mole d'atomes de carbone, soit 12 unités de masse (généralement 12 g) de carbone.

Formules chimiques

Les formules des substances indiquent également non seulement la composition de la substance, mais également sa quantité et sa masse. Chaque formule représente soit une molécule d'une substance, soit une mole d'une substance, soit une masse d'une substance égale (ou proportionnelle à) sa masse molaire. Par exemple, H2O représente soit une molécule d'eau, soit une mole d'eau, soit 18 unités de masse (généralement (18 g) d'eau).

Les substances simples sont également désignées par des formules indiquant de combien d'atomes est constituée une molécule d'une substance simple : par exemple, la formule de l'hydrogène H 2. Si la composition atomique d'une molécule d'une substance simple n'est pas connue avec précision ou si la substance est constituée de molécules contenant un nombre différent d'atomes, et aussi si elle a une structure atomique ou métallique plutôt que moléculaire, la substance simple est désignée par le symbole de l'élément. Par exemple, la substance simple phosphore est désignée par la formule P, car, selon les conditions, le phosphore peut être constitué de molécules avec un nombre d'atomes différent ou avoir une structure polymère.

Formules de chimie pour résoudre des problèmes

La formule de la substance est déterminée sur la base des résultats de l'analyse. Par exemple, selon l’analyse, le glucose contient 40 % (en poids) de carbone, 6,72 % (en poids) d’hydrogène et 53,28 % (en poids) d’oxygène. Par conséquent, les masses de carbone, d’hydrogène et d’oxygène sont dans le rapport 40 : 6,72 : 53,28. Notons la formule souhaitée pour le glucose C x H y O z, où x, y et z sont les nombres d'atomes de carbone, d'hydrogène et d'oxygène dans la molécule. Les masses des atomes de ces éléments sont respectivement égales à 12,01 ; 1h01 et 16h00 Par conséquent, la molécule de glucose contient 12,01x amu. carbone, 1,01u amu hydrogène et 16.00zа.u.m. oxygène. Le rapport de ces masses est de 12,01x : 1,01y : 16,00z. Mais nous avons déjà trouvé cette relation sur la base des données d’analyse du glucose. Ainsi:

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

Selon les propriétés de proportion :

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

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

Par conséquent, dans une molécule de glucose, il y a deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène par atome de carbone. Cette condition est satisfaite par les formules CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3, etc. La première de ces formules - CH 2 O- est appelée la formule la plus simple ou empirique ; il a un poids moléculaire de 30,02. Afin de connaître la formule vraie ou moléculaire, il est nécessaire de connaître la masse moléculaire d'une substance donnée. Lorsqu'il est chauffé, le glucose est détruit sans se transformer en gaz. Mais son poids moléculaire peut être déterminé par d'autres méthodes : il est égal à 180. D'une comparaison de ce poids moléculaire avec le poids moléculaire correspondant à la formule la plus simple, il apparaît clairement que la formule C 6 H 12 O 6 correspond au glucose.

Ainsi, une formule chimique est une image de la composition d'une substance utilisant des symboles d'éléments chimiques, des indices numériques et quelques autres signes. On distingue les types de formules suivants :

— le plus simple , qui est obtenu expérimentalement en déterminant le rapport des éléments chimiques dans une molécule et en utilisant les valeurs de leurs masses atomiques relatives (voir exemple ci-dessus) ;

— moléculaire , qui peut être obtenu en connaissant la formule la plus simple d'une substance et son poids moléculaire (voir exemple ci-dessus) ;

— rationnel , affichant des groupes d'atomes caractéristiques des classes d'éléments chimiques (R-OH - alcools, R - COOH - acides carboxyliques, R - NH 2 - amines primaires, etc.) ;

— structurel (graphique) , montrant la disposition relative des atomes dans une molécule (peut être bidimensionnelle (dans un plan) ou tridimensionnelle (dans l'espace)) ;

— électronique, affichant la répartition des électrons sur les orbitales (écrit uniquement pour les éléments chimiques, pas pour les molécules).

Regardons de plus près l'exemple de la molécule d'alcool éthylique :

1. la formule la plus simple de l'éthanol est C 2 H 6 O ;
2. la formule moléculaire de l'éthanol est C 2 H 6 O ;
3. la formule rationnelle de l'éthanol est C 2 H 5 OH ;

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

EXEMPLE 2

Principal:

Kouznetsova N.E. et etc. Chimie. 8e-10e année – M. : Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Chimie.11e année en 2 parties, 2005-2007.

Egorov A.S. Chimie. Un nouveau manuel pour préparer l'enseignement supérieur. Rostov s/d : Phoenix, 2004.– 640 p.

Egorov A.S. Chimie : un cours moderne pour préparer l'examen d'État unifié. Rostov n/a : Phoenix, 2011. (2012) – 699 p.

Egorov A.S. Manuel d'auto-instruction pour résoudre des problèmes chimiques. – Rostov-sur-le-Don : Phoenix, 2000. – 352 p.

Manuel de chimie/tuteur pour les candidats aux universités. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 p.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problèmes de chimie pour les candidats aux universités. M. : Lycée. 2007.–302p.

Supplémentaire:

Vroublevsky A.I.. Matériel pédagogique et de formation pour la préparation aux tests centralisés en chimie / A.I. Vroublevsky –Mn. : Unipress LLC, 2004. – 368 p.

Vroublevsky A.I.. 1000 problèmes de chimie avec chaînes de transformations et tests de contrôle pour écoliers et candidats – Mn. : Unipress LLC, 2003. – 400 p.

Egorov A.S.. Tous types de problèmes de calcul en chimie pour la préparation à l'examen d'État unifié – Rostov n/D : Phoenix, 2003. – 320 p.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Tâches et exercices typiques pour préparer l'examen de chimie. – Rostov s/d : Phoenix, 2005. – 448 p.

Examen d'État unifié 2007. Chimie. Matériels pédagogiques et de formation pour préparer les étudiants / FIPI - M. : Intellect-Center, 2007. – 272 p.

Examen d'État unifié 2011. Chimie. Kit pédagogique et de formation éd. Les AA Kaverina – M. : Éducation nationale, 2011.

Les seules véritables options pour les tâches de préparation à l'examen d'État unifié. Examen d'État unifié 2007. Chimie/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M. : Centre fédéral d'essais, 2007.–151 p.

Kaverina A.A.. La banque optimale de tâches pour préparer les étudiants. Examen d'État unifié 2012. Chimie. Manuel./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina. – M. : Intellect-Center, 2012. – 256 p.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Tâches de test en complément des tests pour les étudiants des cours préparatoires par correspondance de 10 mois (consignes méthodologiques). Krasnodar, 2004. – P. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Chimie. Examen d'État unifié 2011. Tests de formation. Rostov s/d : Phoenix, 2011.– 349 p.

Litvinova T.N.. Chimie. Tests pour l'examen d'État unifié. Rostov n/d. : Phoenix, 2012. - 284 p.

Litvinova T.N.. Chimie. Lois, propriétés des éléments et de leurs composés. Rostov n/d. : Phoenix, 2012. - 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chimie dans les tâches des candidats aux universités – M. : Onyx Publishing House LLC : Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 p.

Complexe pédagogique et méthodologique en chimie pour les étudiants des classes de médecine et de biologie, éd. T.N. Litvinova – Krasnodar. : KSMU, – 2008.

Chimie. Examen d'État unifié 2008. Tests d'entrée, support pédagogique / éd. V.N. Doronkina. – Rostov n/a : Légion, 2008.– 271 p.

Liste des sites internet sur la chimie :

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

2. La chimie pour tous. Ouvrage de référence électronique pour un cours complet de chimie.

http:// www. informika. ru/ texte/ base de données/ chimie/ COMMENCER. HTML

3. Chimie scolaire - ouvrage de référence. http:// www. chimie scolaire. par. ru

4. Tuteur de chimie. http://www. chimie.nm.ru

Ressources Internet

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

La chimie pour tous. Ouvrage de référence électronique pour un cours complet de chimie.

http:// www. informika. ru/ texte/ base de données/ chimie/ COMMENCER. HTML

Chimie scolaire - ouvrage de référence. http:// www. chimie scolaire. par. ru

http://www.classchem.narod.ru

Professeur de chimie. http://www. chimie.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- ressources Internet pédagogiques sur la chimie

http://schoolchemistry.by.ru/- chimie scolaire. Ce site offre la possibilité de passer des tests en ligne sur divers sujets, ainsi que des versions de démonstration de l'examen d'État unifié.

Chimie et vie – XXIe siècle : revue de vulgarisation scientifique. http:// www. hij. ru

La leçon traite d'un algorithme permettant de compiler des formules chimiques de substances basées sur les valences connues des éléments chimiques. L’enseignant expliquera deux manières différentes de dériver la formule chimique d’une substance.

2. déterminer le nombre d'unités de valence communes, il est égal au plus petit multiple commun des valences des éléments : LCM (2,4) = 4 ;

3. déterminer le nombre d'atomes de chaque élément chimique dans la molécule en divisant le nombre d'unités de valence communes par la valence de l'élément ;

4. notez la formule de la substance : SO 2.

Exemple 2. Faisons une formule pour une substance formée d'atomes de phosphore (de valence V) et d'atomes d'oxygène.

1. Notons les signes des éléments et indiquons leurs valences au-dessus d'eux : .

2. Trouvez le nombre d'unités de valence communes : LCM(2,5)=10

3. Trouvez le nombre d'atomes de phosphore dans la molécule : 10:5=2.

4. Trouvez le nombre d'atomes d'oxygène dans la molécule : 10:2=5.

5. Écrivons la formule de la substance : .

Riz. 2. Élaboration de la formule chimique de l'oxyde de phosphore

1. Emelyanova E.O., Iodko A.G. Organisation de l'activité cognitive des élèves des cours de chimie de la 8e à la 9e année. Notes de base avec tâches pratiques, tests : Partie I. - M. : School Press, 2002. (p. 33)

2. Ouchakova O.V. Cahier d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orjekovsky et autres « Chimie. 8e année » / O.V. Ouchakova, P.I. Bespalov, P.A. Orjekovsky ; sous. éd. prof. PENNSYLVANIE. Orjekovsky - M. : AST : Astrel : Profizdat, 2006. (p. 36-38)

3. Chimie : 8e année : manuel. pour l'enseignement général institutions / P.A. Orjekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M. : AST : Astrel, 2005.(§16)

4. Chimie : inorg. chimie : manuel. pour la 8ème année. enseignement général institutions / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M. : Éducation, OJSC « Manuels de Moscou », 2009. (§§11,12)

5. Encyclopédie pour enfants. Volume 17. Chimie / Chapitre. éd.V.A. Volodine, Véd. scientifique éd. I. Leenson. - M. : Avanta+, 2003.

Ressources Web supplémentaires

1. Collection unifiée de ressources éducatives numériques ().

2. Version électronique de la revue « Chemistry and Life » ().

Devoirs

1. p.84 n°3,4 extrait du manuel « Chimie : 8e année » (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M. : AST : Astrel, 2005).

2. Avec. 38 n°9 du Cahier d'exercices de chimie : 8e année : au manuel de P.A. Orjekovsky et autres « Chimie. 8e année » / O.V. Ouchakova, P.I. Bespalov, P.A. Orjekovsky ; sous. éd. prof. PENNSYLVANIE. Orjekovsky - M. : AST : Astrel : Profizdat, 2006.

Chimie– la science de la composition, de la structure, des propriétés et des transformations des substances.

Science atomique-moléculaire. Les substances sont constituées de particules chimiques (molécules, atomes, ions) qui ont une structure complexe et sont constituées de particules élémentaires (protons, neutrons, électrons).

Atome– une particule neutre constituée d'un noyau positif et d'électrons.

Molécule– un groupe stable d’atomes reliés par des liaisons chimiques.

Élément chimique– un type d'atomes avec la même charge nucléaire. L'élément désigne

où X est le symbole de l'élément, Z– numéro d'ordre de l'élément dans le tableau périodique des éléments D.I. Mendeleïev, UN- nombre de masse. Numéro de série Zégal à la charge du noyau atomique, au nombre de protons dans le noyau atomique et au nombre d'électrons dans l'atome. Nombre de masse UNégal à la somme des nombres de protons et de neutrons dans un atome. Le nombre de neutrons est égal à la différence A à Z.

Isotopes– des atomes du même élément ayant des nombres de masse différents.

Masse atomique relative(A r) est le rapport de la masse moyenne d'un atome d'un élément de composition isotopique naturelle à 1/12 de la masse d'un atome de l'isotope du carbone 12 C.

Poids moléculaire relatif(M r) est le rapport de la masse moyenne d'une molécule d'une substance de composition isotopique naturelle à 1/12 de la masse d'un atome de l'isotope du carbone 12 C.

Unité de masse atomique(a.u.m) – 1/12 de la masse d'un atome de l'isotope du carbone 12 C. 1 a.u. m = 1,66 ? 10 -24 ans

Taupe– la quantité d'une substance contenant autant d'unités structurelles (atomes, molécules, ions) qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg de l'isotope du carbone 12 C. Taupe– la quantité d'une substance contenant 6,02 10 23 unités structurelles (atomes, molécules, ions).

n = N/N A, Où n– quantité de substance (mol), N– nombre de particules, a N / A– Constante d’Avogadro. La quantité d'une substance peut également être désignée par le symbole v.

constante d'Avogadro N A = 6,02 10 23 particules/mol.

Masse molaireM(g/mol) – rapport de la masse de la substance m d) à la quantité de substance n(moles) :

M = m/n, où: m = Mn Et n = m/M.

Volume molaire de gazVM(l/mol) – rapport volume de gaz V(l) à la quantité de substance de ce gaz n(moles). Sous des conditions normales VM = 22,4 l/mol.

Conditions normales : température t = 0°C, ou T = 273 K, pression p = 1 guichet automatique = 760 mm. art. Art. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

VM = V/n, où: V = VMn Et n = V/VM .

Le résultat est une formule générale :

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

Équivalent- une particule réelle ou fictive qui interagit avec un atome d'hydrogène, ou le remplace, ou lui est équivalent d'une autre manière.

Equivalents de masse molaire M e– le rapport de la masse d'une substance au nombre d'équivalents de cette substance : M e = m/n (équip) .

Dans les réactions d'échange de charges, la masse molaire des équivalents de substance est

avec masse molaire Mégal à : M e = M/(n ? m).

Dans les réactions redox, la masse molaire des équivalents d'une substance de masse molaire Mégal à : M e = M/n(e), Où n(e)– nombre d'électrons transférés.

Loi des équivalents– les masses des réactifs 1 et 2 sont proportionnelles aux masses molaires de leurs équivalents. m 1 / m 2= M E1/M E2, ou m 1 /M E1 = m 2 /M E2, ou n 1 = n 2, Où m1 Et m2– masses de deux substances, M E1 Et M E2– masses molaires d'équivalents, n°1 Et n°2– le nombre d'équivalents de ces substances.

Pour les solutions, la loi des équivalents peut s'écrire comme suit :

c E1 V 1 = c E2 V 2, Où avec E1, avec E2, V 1 Et V2– concentrations molaires d'équivalents et volumes de solutions de ces deux substances.

Loi unie sur le gaz : PV = nRT, Où p– pression (Pa, kPa), V– volume (m 3, l), n– quantité de substance gazeuse (mol), T- température (K), T(K) = t(°C) + 273, R.- constante, R= 8,314 J/(K? mol), avec J = Pa m 3 = kPa l.

Dualité onde-particule matière - l'idée que chaque objet peut avoir à la fois des propriétés ondulatoires et corpusculaires. Louis de Broglie a proposé une formule reliant les propriétés ondulatoires et corpusculaires des objets : ? = h/(mV), Où h– la constante de Planck, ? – longueur d'onde qui correspond à chaque corps de masse m et la vitesse V. Bien que les propriétés ondulatoires existent pour tous les objets, elles ne peuvent être observées que pour des micro-objets dont la masse est de l’ordre de la masse d’un atome et d’un électron.

Principe d'incertitude de Heisenberg : ?(mV x) ?х > h/2n ou ?V x ?x > h/(2?m), Où m– la masse des particules, X– sa coordonnée, Vx– vitesse en direction X, ?– incertitude, erreur de détermination. Le principe d'incertitude signifie qu'il est impossible d'indiquer simultanément la position (coordonnée) X) et la vitesse (Vx) particules.

Les particules de petites masses (atomes, noyaux, électrons, molécules) ne sont pas des particules au sens de la mécanique newtonienne et ne peuvent être étudiées par la physique classique. Ils sont étudiés par la physique quantique.

Nombre quantique principaln prend les valeurs 1, 2, 3, 4, 5, 6 et 7, correspondant aux niveaux électroniques (couches) K, L, M, N, O, P et Q.

Niveau– l’espace où se trouvent les électrons de même nombre n. Les électrons de différents niveaux sont séparés spatialement et énergétiquement les uns des autres, puisque le nombre n détermine l'énergie des électrons E(Le plus n, Le plus E) et la distance R. entre les électrons et le noyau (plus n, Le plus R).

Nombre quantique orbital (latéral, azimutal)je prend des valeurs en fonction du nombre n:l= 0, 1,…(n- 1). Par exemple, si n = 2, alors je = 0, 1 ; Si n = 3, alors je = 0, 1, 2. Nombre je caractérise le sous-niveau (sous-couche).

Sous-niveau– l’espace où les électrons avec certains n Et l. Les sous-niveaux d'un niveau donné sont désignés en fonction du nombre l:s- Si je = 0, p- Si je = 1, d- Si je = 2, F- Si l = 3. Les sous-niveaux d'un atome donné sont désignés en fonction des nombres n Et je, par exemple : 2s (n = 2, je = 0), 3d(n= 3, je = 2), etc. Les sous-niveaux d'un niveau donné ont des énergies différentes (plus je, Le plus E) : E s< E < Е А < … et les différentes formes des orbitales qui composent ces sous-niveaux : l'orbitale s a la forme d'une boule, p-l'orbitale a la forme d'un haltère, etc.

Nombre quantique magnétiquem1 caractérise l'orientation du moment magnétique orbital, égal à je, dans l'espace par rapport au champ magnétique externe et prend les valeurs suivantes : – l,…-1, 0, 1,…l, c'est-à-dire total (2l + 1) valeur. Par exemple, si je = 2, alors m1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbital(partie d'un sous-niveau) – l'espace où se trouvent les électrons (pas plus de deux) avec certains n, l, m1. Le sous-niveau contient 2l+1 orbital. Par exemple, d– le sous-niveau contient cinq orbitales d. Orbitales du même sous-niveau ayant des nombres différents m1, ont la même énergie.

Numéro de spin magnétiqueMS caractérise l’orientation du moment magnétique propre de l’électron s, égal à ?, par rapport au champ magnétique externe et prend deux valeurs : + ? Et _ ?.

Les électrons d’un atome occupent les niveaux, sous-niveaux et orbitales selon les règles suivantes.

La règle de Pauli : Dans un atome, deux électrons ne peuvent pas avoir quatre nombres quantiques identiques. Ils doivent différer par au moins un nombre quantique.

De la règle de Pauli, il s'ensuit qu'une orbitale ne peut contenir plus de deux électrons, qu'un sous-niveau ne peut contenir plus de 2(2l + 1) électrons, qu'un niveau ne peut contenir plus de 2n 2 des électrons.

La règle de Klechkovsky : les sous-niveaux électroniques sont remplis par ordre croissant (n + l), et en cas de même montant (n+l)– par ordre croissant de numéro n.

Forme graphique de la règle de Klechkovsky.

Selon la règle de Klechkovsky, les sous-niveaux sont remplis dans l’ordre suivant : 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Bien que le remplissage des sous-niveaux se fasse selon la règle de Klechkovsky, dans la formule électronique, les sous-niveaux sont écrits séquentiellement par niveau : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f etc. Ainsi, la formule électronique de l’atome de brome s’écrit comme suit : Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Les configurations électroniques d’un certain nombre d’atomes diffèrent de celles prédites par la règle de Klechkovsky. Ainsi, pour Cr et Cu :

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

Règle de Hunda (Gunda) : Le remplissage des orbitales d'un sous-niveau donné est effectué de manière à ce que le spin total soit maximum. Les orbitales d’un sous-niveau donné sont d’abord remplies d’un électron à la fois.

Les configurations électroniques des atomes peuvent être écrites par niveaux, sous-niveaux, orbitales. Par exemple, la formule électronique P(15e) peut s'écrire :

a) par niveaux)2)8)5 ;

b) par sous-niveaux 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) par orbitale

Exemples de formules électroniques de certains atomes et ions :

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

V3+ (20e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3j 2 4s 0.

Selon la méthode des liaisons de valence, une liaison entre les atomes A et B est formée par le partage d’une paire d’électrons.

Valence caractérise la capacité des atomes à former des liaisons chimiques et est égale au nombre de liaisons chimiques formées par un atome. Selon la méthode des liaisons de valence, la valence est égale au nombre de paires d'électrons partagées, et dans le cas d'une liaison covalente, la valence est égale au nombre d'électrons non appariés dans le niveau externe d'un atome dans son état fondamental ou excité. .

Par exemple, pour le carbone et le soufre :

Saturation liaison covalente : les atomes forment un nombre limité de liaisons égal à leur valence.

Hybridation des orbitales atomiques– mélange d'orbitales atomiques (AO) de différents sous-niveaux de l'atome, dont les électrons participent à la formation de liaisons ?-équivalentes. L'équivalence des orbitales hybrides (HO) explique l'équivalence des liaisons chimiques formées. Par exemple, dans le cas d’un atome de carbone tétravalent, il y a un 2s– et trois 14h-électron. Pour expliquer l'équivalence des quatre liaisons ? formées par le carbone dans les molécules CH 4, CF 4, etc., atomique s- et trois R- les orbitales sont remplacées par quatre orbitales hybrides équivalentes épisode 3-orbitales :

Se concentrer Une liaison covalente est celle qui se forme dans la direction du chevauchement maximal des orbitales qui forment une paire commune d'électrons.

Selon le type d'hybridation, les orbitales hybrides ont une localisation précise dans l'espace :

sp– linéaire, l'angle entre les axes des orbitales est de 180° ;

épisode 2– triangulaire, les angles entre les axes des orbitales sont de 120° ;

épisode 3– tétraédrique, les angles entre les axes des orbitales sont de 109° ;

sp 3 j 1– trigonal-bipyramidal, angles 90° et 120° ;

sp 2 j 1– carré, les angles entre les axes des orbitales sont de 90° ;

sp 3 j 2– octaédrique, les angles entre les axes des orbitales sont de 90°.

Selon la théorie des orbitales moléculaires, une molécule est constituée de noyaux et d’électrons. Dans les molécules, les électrons sont situés dans des orbitales moléculaires (MO). Les MO des électrons externes ont une structure complexe et sont considérées comme une combinaison linéaire des orbitales externes des atomes qui composent la molécule. Le nombre d'OM formés est égal au nombre d'AO impliqués dans leur formation. Les énergies des MO peuvent être inférieures (OM liantes), égales (OM non liantes) ou supérieures (OM antiliantes), aux énergies des AO qui les forment.

Conditions d'interaction entre JSC

1. Les AO interagissent si elles ont des énergies similaires.

2. Les AO interagissent si elles se chevauchent.

3. Les AO interagissent si elles ont la symétrie appropriée.

Pour une molécule diatomique AB (ou toute molécule linéaire), la symétrie de MO peut être :

Si un MO donné a un axe de symétrie,

Si un MO donné a un plan de symétrie,

Si le MO a deux plans de symétrie perpendiculaires.

La présence d'électrons sur les MO de liaison stabilise le système, car elle réduit l'énergie de la molécule par rapport à l'énergie des atomes. La stabilité de la molécule est caractérisée ordre d'obligation n,égal à: n = (n lumière – n taille)/2, Où n léger et n taille - nombre d'électrons dans les orbitales de liaison et d'anti-liaison.

Le remplissage des MO en électrons s'effectue selon les mêmes règles que le remplissage des AO dans un atome, à savoir : la règle de Pauli (il ne peut y avoir plus de deux électrons sur une MO), la règle de Hund (le spin total doit être maximum), etc. .

L'interaction des atomes 1s-AO de première période (H et He) conduit à la formation de liaison ?-MO et d'anti-liaison ?*-MO :

Formules électroniques de molécules, ordres de liaisons n,énergies de liaison expérimentales E et distances intermoléculaires R. pour les molécules diatomiques des atomes de la première période sont données dans le tableau suivant :

D'autres atomes de la deuxième période contiennent, en plus de 2s-AO, également 2p x -, 2p y – et 2p z -AO, qui, lors de l'interaction, peuvent former ?– et ?-MO. Pour les atomes O, F et Ne, les énergies des 2s- et 2p-AO diffèrent considérablement, et l'interaction entre la 2s-AO d'un atome et la 2p-AO d'un autre atome peut être négligée, compte tenu de l'interaction entre le 2s-AO de deux atomes séparément de l'interaction de leur 2p-AO. Le schéma MO pour les molécules O 2, F 2, Ne 2 a la forme suivante :

Pour les atomes B, C, N, les énergies de 2s– et 2p-AO sont proches dans leurs énergies, et le 2s-AO d'un atome interagit avec le 2p z-AO d'un autre atome. Par conséquent, l'ordre des MO dans les molécules B 2, C 2 et N 2 diffère de l'ordre des MO dans les molécules O 2, F 2 et Ne 2. Ci-dessous le schéma MO pour les molécules B 2, C 2 et N 2 :

Sur la base des schémas MO donnés, il est possible, par exemple, d'écrire les formules électroniques des molécules O 2 , O 2 + et O 2 ? :

O 2 + (11e) ? S2 ? *2 ? z 2 (? X 2 ? y 2)(? X *1 ? y *0)

n = 2 R = 0,121 nm ;

O2 (12e) ? S2 ? *2 ? z 2 (? X 2 ? y 2)(? X *1 ? y *1)

n = 2,5 R = 0,112 nm ;

O 2 ?(13e) ? S2 ? *2 ? z 2 (? X 2 ? y 2)(? X *2 ? y *1)

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

Dans le cas de la molécule O 2, la théorie MO permet de prévoir une plus grande force de cette molécule, puisque n = 2, la nature des changements dans les énergies de liaison et les distances internucléaires dans la série O 2 + – O 2 – O 2 ?, ainsi que le paramagnétisme de la molécule O 2, dont les MO supérieurs ont deux électrons non appariés.

Liaison ionique– liaison électrostatique entre ions de charges opposées. Une liaison ionique peut être considérée comme un cas extrême de liaison covalente polaire. Une liaison ionique se forme si la différence d'électronégativité des atomes X est supérieure à 1,5-2,0.

Une liaison ionique est non directionnel non saturable communication Dans un cristal de NaCl, l'ion Na+ est attiré par tous les ions Cl ? et est repoussé par tous les autres ions Na +, quels que soient la direction d'interaction et le nombre d'ions. Cela détermine la plus grande stabilité des cristaux ioniques par rapport aux molécules ioniques.

Liaison hydrogène– une liaison entre un atome d'hydrogène d'une molécule et un atome électronégatif (F, CI, N) d'une autre molécule.

L'existence d'une liaison hydrogène explique les propriétés anormales de l'eau : le point d'ébullition de l'eau est bien supérieur à celui de ses analogues chimiques : t kip (H 2 O) = 100 °C, et t kip (H 2 S) = - 61°C. Aucune liaison hydrogène ne se forme entre les molécules H 2 S.

Énergie(E)- capacité à produire du travail. Le travail mécanique (A) est effectué, par exemple, par le gaz lors de sa détente : A = p?V.

Les réactions qui se produisent lors de l’absorption d’énergie sont : endothermique.

Les réactions qui impliquent la libération d’énergie sont : exothermique.

Types d'énergie : chaleur, lumière, énergie électrique, chimique, nucléaire, etc.

Types d'énergie : cinétique et potentiel.

Énergie cinétique– l’énergie d’un corps en mouvement, c’est le travail que peut faire un corps avant d’atteindre le repos.

Chaleur (Q)– un type d’énergie cinétique – associée au mouvement des atomes et des molécules. Lors de la communication avec un corps de masse (m) et la capacité thermique spécifique (c) de la chaleur Q sa température augmente de ? t : ?Q = m avec ?t, où? t = ?Q/(ct).

Énergie potentielle- l'énergie acquise par un corps à la suite d'un changement de position dans l'espace de celui-ci ou de ses éléments constitutifs. L'énergie des liaisons chimiques est un type d'énergie potentielle.

Première loi de la thermodynamique : l'énergie peut passer d'un type à un autre, mais ne peut pas disparaître ou apparaître.

Énergie interne (U) – la somme des énergies cinétiques et potentielles des particules qui composent le corps. La chaleur absorbée dans la réaction est égale à la différence d'énergie interne des produits de réaction et des réactifs (Q = ?U = U 2 – U 1),à condition que le système n’ait effectué aucun travail sur l’environnement. Si la réaction se produit à pression constante, alors les gaz libérés travaillent contre les forces de pression externes et la chaleur absorbée pendant la réaction est égale à la somme des changements d'énergie interne. ?U et le travail A = p?V. Cette chaleur absorbée à pression constante est appelée changement d’enthalpie : ? Н = ?U + p?V, définition enthalpie Comment H = U + PV. Les réactions des substances liquides et solides se produisent sans changements de volume significatifs (?V = 0), alors qu’en est-il de ces réactions ? N proche de ?U (?Н = ?U). Pour les réactions avec changement de volume, nous avons ?Н > ?U, si l'expansion est en cours, et ?N< ?U , s'il y a compression.

Le changement d'enthalpie fait généralement référence à l'état standard d'une substance : c'est-à-dire pour une substance pure dans un certain état (solide, liquide ou gazeux), à une pression de 1 atm = 101,325 Pa, une température de 298 K et une concentration de substances de 1 mol/l.

Enthalpie standard de formation ?– chaleur dégagée ou absorbée lors de la formation de 1 mole d'une substance à partir des substances simples qui la constituent, dans des conditions standards. Par exemple, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Cela signifie que dans la réaction Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) lorsque 1 mole de NaCl est formée, 411 kJ d'énergie sont libérées.

Enthalpie standard de réaction ? H– variation de l'enthalpie lors d'une réaction chimique, déterminée par la formule : ?N = ?N arr.(des produits) - ?N arr.(réactifs).

Donc pour la réaction NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), sachant ? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol et ?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol on a :

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

Si? N< 0, alors la réaction est exothermique. Si? N> 0, alors la réaction est endothermique.

Loi Hess : L'enthalpie standard d'une réaction dépend des enthalpies standard des réactifs et des produits et ne dépend pas du cheminement de la réaction.

Les processus spontanés peuvent être non seulement exothermiques, c'est-à-dire des processus avec une diminution d'énergie (?N< 0), mais il peut également s'agir de processus endothermiques, c'est-à-dire de processus dont l'énergie augmente (?N> 0). Dans tous ces processus, le « désordre » du système augmente.

EntropieS – une grandeur physique caractérisant le degré de désordre du système. S – entropie standard, ?S – changement de l'entropie standard. Si ?S > 0, le trouble augmente si AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Pour les processus dans lesquels le nombre de particules diminue, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Les processus se produisent spontanément avec libération d'énergie, c'est-à-dire pour quoi ? N< 0, et avec une entropie croissante, c'est-à-dire pour lequel ?S > 0. La prise en compte des deux facteurs conduit à l'expression de Énergie de Gibbs : G = H – TS ou? G = ?H – T?S. Réactions dans lesquelles l'énergie de Gibbs diminue, c'est-à-dire ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, n'y allez pas spontanément. La condition ?G = 0 signifie qu'un équilibre a été établi entre les produits et les réactifs.

À basse température, lorsque la valeur T est proche de zéro, seules des réactions exothermiques se produisent, puisque T?S– peu et ?G = ? N< 0. À haute température, les valeurs T?S super, et en négligeant la taille ? N, nous avons?G = – T?S, c'est-à-dire que les processus avec une entropie croissante se produiront spontanément, pour lesquels ?S > 0, a ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

La valeur de AG pour une réaction particulière peut être déterminée par la formule :

G = ?С arr (produits) – ?G o b p (réactifs).

Dans ce cas, les valeurs de ?G o br, ainsi que ? N arr. et?S o br pour un grand nombre de substances sont donnés dans des tableaux spéciaux.

Taux de réaction chimique(v) est déterminé par la variation de la concentration molaire des réactifs par unité de temps :

Où v– vitesse de réaction, s – concentration molaire du réactif, t- temps.

La vitesse d'une réaction chimique dépend de la nature des réactifs et des conditions de réaction (température, concentration, présence d'un catalyseur, etc.)

Effet de la concentration. DANS Dans le cas de réactions simples, la vitesse de réaction est proportionnelle au produit des concentrations des réactifs, prises en puissances égales à leurs coefficients stoechiométriques.

Pour réaction

où 1 et 2 sont respectivement les directions des réactions directe et inverse :

v 1 = k 1 ? [Suis ? [B]n et

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

Où v- rapidité de réaction, k– constante de vitesse, [A] – concentration molaire de la substance A.

Molécularité de la réaction– le nombre de molécules participant à une réaction élémentaire. Pour des réactions simples, par exemple : mA + nB> рС + qD, la molécule est égale à la somme des coefficients (m + n). Les réactions peuvent être monomoléculaires, doubles et rarement triples. Des réactions de poids moléculaire plus élevé ne se produisent pas.

Ordre de réaction est égal à la somme des exposants des degrés de concentration dans l'expression expérimentale de la vitesse d'une réaction chimique. Donc, pour une réaction complexe

mA + nB > рС + qD l'expression expérimentale de la vitesse de réaction est

v1 = k1 ? [UN] ? ? [DANS] ? et l'ordre de réaction est (? + ?). Où? Et? sont trouvés expérimentalement et peuvent ne pas coïncider avec m Et n en conséquence, puisque l'équation d'une réaction complexe est le résultat de plusieurs réactions simples.

Effet de la température. La vitesse d'une réaction dépend du nombre de collisions efficaces entre les molécules. Une augmentation de la température augmente le nombre de molécules actives, leur donnant l’énergie nécessaire pour que la réaction se produise. énergie d'activation E agit et augmente la vitesse de réaction chimique.

La règle de Van't Hoff. Lorsque la température augmente de 10°, la vitesse de réaction augmente de 2 à 4 fois. Mathématiquement, cela s'écrit :

v2 = v1 ? ?(t 2 – t 1)/10

où v 1 et v 2 sont les vitesses de réaction aux températures initiale (t 1) et finale (t 2), ? – le coefficient de température de la vitesse de réaction, qui montre combien de fois la vitesse de réaction augmente avec une augmentation de la température de 10°.

Plus précisément, la dépendance de la vitesse de réaction à la température s'exprime Équation d'Arrhénius :

k = UNE ? e - E/(RT)

Où k– taux constant, UN– constante, indépendante de la température, e = 2,71828, E– l'énergie d'activation, R= 8,314 J/(K? mol) – constante du gaz ; T– la température (K). On peut voir que la constante de vitesse augmente avec l’augmentation de la température et la diminution de l’énergie d’activation.

Un système est en équilibre si son état ne change pas au fil du temps. L'égalité des taux de réactions directes et inverses est une condition du maintien de l'équilibre du système.

Un exemple de réaction réversible est la réaction

N 2 + 3H 2 - 2NH 3.

Loi d'action de masse : le rapport du produit des concentrations de produits de réaction au produit des concentrations de substances de départ (toutes les concentrations sont indiquées en puissances égales à leurs coefficients stoechiométriques) est une constante appelée constante d'équilibre.

La constante d'équilibre est une mesure de la progression d'une réaction directe.

K = O – aucune réaction directe ne se produit ;

K =? – la réaction directe va jusqu'à son terme ;

K > 1 – équilibre déplacé vers la droite ;

À< 1 – la balance est décalée vers la gauche.

Constante d'équilibre de réaction À est lié à l'ampleur du changement de l'énergie de Gibbs standard ? G pour la même réaction :

G= – RT dans K, ou?G = -2.3RT LG K, ou K= 10 -0,435?G/RT

Si K > 1, puis LG K> 0 et ?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Si À< 1, puis LG K < 0 и?G >0, c'est-à-dire que si l'équilibre se déplace vers la gauche, alors la réaction ne va pas spontanément vers la droite.

Loi de déplacement d'équilibre : Si une influence externe s’exerce sur un système en équilibre, un processus apparaît dans le système qui contrecarre l’influence externe.

Réactions redox– les réactions qui se produisent avec un changement dans les états d'oxydation des éléments.

Oxydation– processus de don d’électrons.

Récupération– le processus d’ajout d’électrons.

Oxydant– un atome, une molécule ou un ion qui accepte les électrons.

Agent réducteur– un atome, une molécule ou un ion qui donne des électrons.

Les agents oxydants, acceptant les électrons, se présentent sous une forme réduite :

F 2 [env. ] + 2e > 2F ? [restauré].

Les réducteurs, cédant des électrons, passent sous forme oxydée :

Na 0 [récupération ] – 1e > Na + [environ].

L'équilibre entre les formes oxydées et réduites est caractérisé par Équations de Nernst pour le potentiel redox :

Où E 0– valeur standard du potentiel redox ; n– nombre d'électrons transférés ; [restauré ] et [env. ] sont les concentrations molaires du composé sous formes réduite et oxydée, respectivement.

Valeurs des potentiels d'électrodes standards E 0 sont donnés dans des tableaux et caractérisent les propriétés oxydantes et réductrices des composés : plus la valeur est positive E 0, plus les propriétés oxydantes sont fortes et plus la valeur est négative E 0, plus les propriétés réparatrices sont fortes.

Par exemple, pour F 2 + 2e - 2F ? E 0 = 2,87 volts, et pour Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volts (le processus est toujours enregistré pour les réactions de réduction).

Une réaction redox est une combinaison de deux demi-réactions, l'oxydation et la réduction, et est caractérisée par une force électromotrice (fem) ? E0 :?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 restauration, Où E 0 ok Et? E 0 restauration– les potentiels standards des agents oxydants et réducteurs pour une réaction donnée.

E.m.f. des réactions ? E 0 est lié au changement de l'énergie libre de Gibbs ?G et à la constante d'équilibre de la réaction À:

?G = – nF?E 0 ou? E = (RT/nF) dans K.

E.m.f. réactions à des concentrations non standards ? Eégal à: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K ou? E =?E 0 –(0,059/n)LG K.

Dans le cas d'équilibre ?G = 0 et ?E = 0, d'où vient-il ? E =(0,059/n)lg K Et K = 10 n?E/0,059 .

Pour que la réaction se déroule spontanément, les relations suivantes doivent être satisfaites : ?G< 0 или K >> 1, à laquelle correspond la condition ? E 0> 0. Par conséquent, pour déterminer la possibilité d'une réaction redox donnée, il faut calculer la valeur ? E 0. Si? E 0 > 0, la réaction est en cours. Si? E 0< 0, pas de réponse.

Cellules galvaniques– des appareils qui convertissent l’énergie d’une réaction chimique en énergie électrique.

La cellule galvanique de Daniel se compose d'électrodes de zinc et de cuivre immergées respectivement dans des solutions de ZnSO 4 et CuSO 4. Les solutions électrolytiques communiquent à travers une cloison poreuse. Dans ce cas, l'oxydation se produit sur l'électrode de zinc : Zn > Zn 2+ + 2e, et la réduction se produit sur l'électrode de cuivre : Cu 2+ + 2e > Cu. En général, la réaction se déroule comme suit : Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anode– électrode sur laquelle se produit l’oxydation. Cathode– l'électrode sur laquelle s'effectue la réduction. Dans les cellules galvaniques, l’anode est chargée négativement et la cathode est chargée positivement. Sur les schémas d'éléments, le métal et le mortier sont séparés par une ligne verticale, et deux mortiers sont séparés par une double ligne verticale.

Ainsi, pour la réaction Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, le schéma électrique de la cellule galvanique s'écrit : (-)Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu(+).

La force électromotrice (fem) de la réaction est ? E 0 = E 0 ok – E 0 restauration= E 0(Cu2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. En raison des pertes, la tension créée par l'élément sera légèrement inférieure à ? E 0. Si les concentrations des solutions diffèrent des concentrations standard, égales à 1 mol/l, alors E 0 ok Et E 0 restauration sont calculés à l'aide de l'équation de Nernst, puis la force électromotrice est calculée. cellule galvanique correspondante.

Élément sec se compose d'un corps en zinc, d'une pâte NH 4 Cl avec de l'amidon ou de la farine, d'un mélange de MnO 2 avec du graphite et d'une électrode en graphite. Lors de son fonctionnement, la réaction suivante se produit : Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Diagramme des éléments : (-)Zn | NH4Cl | MnO 2 , C(+). E.m.f. élément - 1,5 V.

Batteries. Une batterie au plomb est constituée de deux plaques de plomb immergées dans une solution d'acide sulfurique à 30 % et recouvertes d'une couche de PbSO 4 insoluble. Lors du chargement d'une batterie, les processus suivants se produisent sur les électrodes :

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

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

Lorsque la batterie est déchargée, les processus suivants se produisent sur les électrodes :

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

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

La réaction totale peut s’écrire :

Pour fonctionner, la batterie nécessite une charge régulière et une surveillance de la concentration d'acide sulfurique, qui peut diminuer légèrement pendant le fonctionnement de la batterie.

Fraction massique de substance en solution w égal au rapport de la masse du soluté à la masse de la solution : w = m eau / m solution ou w = m en-va /(V ? ?), parce que m solution = V p-pa ? ?r-ra.

Concentration molaire Avec égal au rapport du nombre de moles de soluté au volume de solution : c = n(moles)/ V(l) ou c = m/(M?V( je )).

Concentration molaire d'équivalents (concentration normale ou équivalente) avec e est égal au rapport du nombre d'équivalents d'une substance dissoute au volume de solution : avec e = n(éq. molaire)/ V(l) ou avec e = m/(M e? V(l)).

Dissociation électrolytique– décomposition de l’électrolyte en cations et anions sous l’influence de molécules de solvant polaire.

Degré de dissociation ?– rapport de la concentration de molécules dissociées (avec diss) à la concentration totale de molécules dissoutes (avec vol) : ? = avec diss / avec ob.

Les électrolytes peuvent être divisés en fort(? ~ 1) et faible.

Électrolytes forts(pour eux ? ~ 1) – sels et bases solubles dans l'eau, ainsi que certains acides : HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 et autres.

Électrolytes faibles(pour eux?<< 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.

Équations de réaction ionique. DANS Dans les équations de réaction ionique, les électrolytes forts sont écrits sous forme d'ions, et les électrolytes faibles, les substances et les gaz peu solubles sont écrits sous forme de molécules. Par exemple:

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 ^

Réactions entre ions aller vers la formation d’une substance qui produit moins d’ions, c’est-à-dire vers un électrolyte plus faible ou une substance moins soluble.

Appliquons la loi de l'action de masse à l'équilibre entre ions et molécules dans une solution d'un électrolyte faible, par exemple l'acide acétique :

CH 3 COOH - CH 3 COO ? +H+

Les constantes d'équilibre pour les réactions de dissociation sont appelées constantes de dissociation. Les constantes de dissociation caractérisent la dissociation des électrolytes faibles : plus la constante est faible, moins l'électrolyte faible se dissocie, plus il est faible.

Les acides polybasiques se dissocient progressivement :

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

La constante d'équilibre de la réaction de dissociation totale est égale au produit des constantes des différentes étapes de dissociation :

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

Loi de dilution d'Ostwald : le degré de dissociation d'un électrolyte faible (a) augmente avec la diminution de sa concentration, c'est-à-dire avec la dilution :

Effet d'un ion commun sur la dissociation d'un électrolyte faible : l'ajout d'un ion commun réduit la dissociation de l'électrolyte faible. Ainsi, lors de l'ajout de CH 3 COOH à une solution d'un électrolyte faible

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

un électrolyte fort contenant un ion commun à CH 3 COOH, c'est à dire un ion acétate, par exemple CH 3 COONa

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

la concentration d'ions acétate augmente et l'équilibre de dissociation CH 3 COOH se déplace vers la gauche, c'est-à-dire que la dissociation acide diminue.

Activité ionique UN – concentration d'un ion, manifestée dans ses propriétés.

Facteur d'activitéF– rapport d'activité ionique UN se concentrer avec : F= climatisation ou UN = fc.

Si f = 1, alors les ions sont libres et n’interagissent pas entre eux. Cela se produit dans des solutions très diluées, dans des solutions contenant des électrolytes faibles, etc.

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

Le coefficient d'activité dépend de la force ionique de la solution I : plus la force ionique est élevée, plus le coefficient d'activité est faible.

Force ionique de la solution je cela dépend des frais z et concentrations d'ions :

Je = 0,52 ?s z2.

Le coefficient d'activité dépend de la charge de l'ion : plus la charge de l'ion est grande, plus le coefficient d'activité est faible. Mathématiquement, la dépendance du coefficient d'activité F sur la force ionique je et la charge de l'ion zécrit en utilisant la formule de Debye-Hückel :

Les coefficients d'activité ionique peuvent être déterminés à l'aide du tableau suivant :

L'eau, un électrolyte faible, se dissocie, formant des ions H+ et OH ? Ces ions sont hydratés, c'est-à-dire reliés à plusieurs molécules d'eau, mais par souci de simplicité ils s'écrivent sous forme non hydratée

H 2 O - H + + OH ?.

Basé sur la loi de l’action de masse, pour cet équilibre :

La concentration en molécules d'eau [H 2 O], c'est-à-dire le nombre de moles dans 1 litre d'eau, peut être considérée comme constante et égale à [H 2 O] = 1000 g/l : 18 g/mol = 55,6 mol/l. D'ici:

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

Produit ionique de l'eau– le produit des concentrations [H + ] et – est une valeur constante à température constante et égale à 10 -14 à 22°C.

Le produit ionique de l’eau augmente avec l’augmentation de la température.

PH– logarithme négatif de la concentration en ions hydrogène : pH = – log. De même : pOH = – log.

Prendre le logarithme du produit ionique de l'eau donne : pH + pHOH = 14.

La valeur du pH caractérise la réaction du milieu.

Si pH = 7, alors [H + ] = est un milieu neutre.

Si le pH< 7, то [Н + ] >– environnement acide.

Si pH > 7, alors [H + ]< – щелочная среда.

Les solutions tampons sont des solutions qui ont une certaine concentration d'ions hydrogène. Le pH de ces solutions ne change pas lorsqu'elles sont diluées et change peu lorsque de petites quantités d'acides et d'alcalis sont ajoutées.

I. Une solution de l'acide faible HA, concentration – de l'acide, et de son sel avec la base forte BA, concentration – du sel. Par exemple, un tampon acétate est une solution d'acide acétique et d'acétate de sodium : CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK acide + log (sel/s acide).

II. Une solution de la base faible BOH, concentration - de base, et de son sel avec un acide fort BA, concentration - de sel. Par exemple, un tampon d'ammoniac est une solution d'hydroxyde d'ammonium et de chlorure d'ammonium NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК basique – log(avec sel/avec basique).

Hydrolyse des sels– interaction des ions sel avec l’eau pour former un électrolyte faible.

Exemples d'équations de réaction d'hydrolyse.

I. Un sel est formé d’une base forte et d’un acide faible :

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, environnement alcalin.

Dans la deuxième étape, l'hydrolyse ne se produit pratiquement pas.

II. Un sel est formé d’une base faible et d’un acide fort :

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.

Dans la deuxième étape, l'hydrolyse se produit moins et dans la troisième étape, il n'y a pratiquement pas d'hydrolyse.

III. Un sel est formé d’une base forte et d’un acide fort :

K + + NON 3 ? + H2O ? pas d'hydrolyse, pH ? 7.

IV. Un sel est formé d’une base faible et d’un acide faible :

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.

Dans certains cas, lorsque le sel est formé de bases et d'acides très faibles, une hydrolyse complète se produit. Dans le tableau de solubilité de ces sels, le symbole est « décomposé par l'eau » :

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

La possibilité d'une hydrolyse complète doit être prise en compte dans les réactions d'échange :

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

Degré d'hydrolyseh – le rapport entre la concentration de molécules hydrolysées et la concentration totale de molécules dissoutes.

Pour les sels formés d’une base forte et d’un acide faible :

= chрН = – log, рН = 14 – рH.

De l'expression il résulte que le degré d'hydrolyse h(c'est-à-dire l'hydrolyse) augmente :

a) avec une température croissante, à mesure que K(H 2 O) augmente ;

b) avec une diminution de la dissociation de l'acide formant le sel : plus l'acide est faible, plus l'hydrolyse est importante ;

c) avec dilution : plus c est petit, plus l'hydrolyse est importante.

Pour les sels formés d'une base faible et d'un acide fort

[H + ] = ch pH = – log.

Pour les sels formés d'une base faible et d'un acide faible

Protolyse– processus de transfert de protons.

Protolithes– des acides et des bases qui donnent et acceptent des protons.

Acide– une molécule ou un ion capable de donner un proton. À chaque acide correspond une base conjuguée. La force des acides est caractérisée par la constante d'acide Kk.

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– une molécule ou un ion capable d’accepter un proton. À chaque base correspond un acide conjugué. La résistance des bases est caractérisée par la constante de base K0.

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

K0 = 1,8 ?10 -5

Ampholytes– des protolithes capables de libérer et d'acquérir un proton.

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

HCO3 ? – acide.

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

HCO3 ? - fondation.

Pour l'eau : H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH ?

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

Constantes K k Et K 0 car les acides et les bases conjugués sont liés.

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

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

Dans un système constitué d'une solution et d'un précipité, deux processus se produisent : la dissolution du précipité et la précipitation. L'égalité des vitesses de ces deux processus est une condition d'équilibre.

Solution saturée– une solution en équilibre avec le précipité.

La loi d’action de masse appliquée à l’équilibre entre précipité et solution donne :

Puisque = const,

À = Ks(AgCl) = .

En général nous avons :

UN m B n(LA TÉLÉ) - m UN +n+n B -m

K s ( UN m B n)= [Un +n ] m[DANS -m ] n .

Constante de solubilitéKs(ou produit de solubilité PR) - le produit des concentrations d'ions dans une solution saturée d'un électrolyte légèrement soluble - est une valeur constante et ne dépend que de la température.

Solubilité d'une substance peu soluble s peut être exprimé en moles par litre. Selon la taille s les substances peuvent être divisées en substances peu solubles – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l et hautement soluble s>10 -2 mol/l.

La solubilité des composés est liée à leur produit de solubilité.

Dans le cas d'AgCl : AgCl - Ag++ Cl ?

Ks= :

a) condition d'équilibre entre précipité et solution : = Ks.

b) condition de dépôt : > Ks ; pendant les précipitations, les concentrations d'ions diminuent jusqu'à ce que l'équilibre soit établi ;

c) la condition de dissolution du précipité ou d'existence d'une solution saturée :< Ks ; Au fur et à mesure que le précipité se dissout, la concentration en ions augmente jusqu'à ce que l'équilibre soit établi.

Les composés de coordination (complexes) sont des composés avec une liaison donneur-accepteur.

Pour la K3 :

ions de la sphère extérieure – 3K +,

ion de la sphère intérieure – 3-,

agent complexant – Fe 3+,

ligands – 6CN?, leur dentation – 1,

numéro de coordination – 6.

Exemples d'agents complexants : Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+, etc.

Exemples de ligands : molécules polaires H 2 O, NH 3, CO et anions CN ?, Cl ?, OH ? et etc.

Numéros de coordination : généralement 4 ou 6, moins souvent 2, 3, etc.

Nomenclature. L'anion est nommé en premier (au nominatif), puis le cation (au génitif). Noms de certains ligands : NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN ? – cyano, Cl ? – du chloro, OH ? – hydroxo. Noms des nombres de coordination : 2 – di, 3 – trois, 4 – tétra, 5 – penta, 6 – hexa. L'état d'oxydation de l'agent complexant est indiqué :

Cl-chlorure de diammineargent (I);

SO 4 – sulfate de cuivre tétrammine (II);

K 3 – hexacyanoferrate de potassium (III).

La théorie des liaisons de Valence suppose l'hybridation des orbitales de l'atome central. L'emplacement des orbitales hybrides résultantes détermine la géométrie des complexes.

Ion complexe diamagnétique Fe(CN) 6 4-.

Ion cyanure – donneur

L’ion fer Fe 2+ – accepteur – a pour formule 3j 6 4s 0 4p 0. Compte tenu de la nature diamagnétique du complexe (tous les électrons sont appariés) et du numéro de coordination (6 orbitales libres sont nécessaires), on a j 2 sp 3-hybridation:

Le complexe est diamagnétique, à faible spin, intraorbital, stable (aucun électron externe n'est utilisé), octaédrique ( j 2 sp 3-hybridation).

Ion complexe paramagnétique FeF 6 3-.

L'ion fluorure est un donneur.

L’ion fer Fe 3+ – accepteur – a pour formule 3j 5 4s 0 4p 0 . Compte tenu du paramagnétisme du complexe (les électrons sont couplés) et du nombre de coordination (il faut 6 orbitales libres), on a sp 3 j 2-hybridation:

Le complexe est paramagnétique, à haut spin, orbital externe, instable (des orbitales externes 4d sont utilisées), octaédrique ( sp 3 j 2-hybridation).

Les composés de coordination en solution se dissocient complètement en ions des sphères interne et externe.

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

Les ions de la sphère interne, c’est-à-dire les ions complexes, se dissocient progressivement en ions métalliques et en ligands, comme des électrolytes faibles.

Où K 1 , À 2 , À 1 _ 2 sont appelées constantes d'instabilité et caractériser la dissociation des complexes : plus la constante d'instabilité est faible, moins le complexe se dissocie, plus il est stable.

Formule chimique est une image utilisant des symboles.

Signes d'éléments chimiques

Signe chimique ou symbole de l'élément chimique– il s’agit de la ou des deux premières lettres du nom latin de cet élément.

Par exemple: FerrumFe , Cuprum –Cu , OxygéniumÔ etc.

Tableau 1 : Informations fournies par un symbole chimique

Le nom d'un symbole chimique est dans la plupart des cas lu comme le nom d'un élément chimique. Par exemple, K-potassium, Ca-calcium, Mg – magnésium, Mn – manganèse.

Les cas où le nom d'un symbole chimique est lu différemment sont donnés dans le tableau 2 :

Formules chimiques de substances simples

Les formules chimiques de la plupart des substances simples (tous les métaux et de nombreux non-métaux) sont les signes des éléments chimiques correspondants.

Donc substance ferreuse Et fer, élément chimique sont désignés de la même manière - Fe .

S'il a une structure moléculaire (existe sous la forme , alors sa formule est le symbole chimique de l'élément avec indice en bas à droite indiquant nombre d'atomes dans une molécule : H2, O2, Ô 3, N 2, F2, Cl2, BR 2, P4, S8.

Tableau 3 : Informations fournies par un signe chimique

Formules chimiques de substances complexes

La formule d'une substance complexe est préparée en notant les signes des éléments chimiques qui composent la substance, en indiquant le nombre d'atomes de chaque élément de la molécule. Dans ce cas, en règle générale, les éléments chimiques s'écrivent par ordre d'électronégativité croissante conformément aux séries pratiques suivantes :

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

Par exemple, H2O , CaSO4 , Al2O3 , CS2 , DE 2 , NaH.

Les exceptions sont :

• certains composés d'azote avec de l'hydrogène (par exemple, ammoniac NH3 , hydrazine N 2H4 );
• sels d'acides organiques (par exemple, formiate de sodium HCOONa , acétate de calcium (CH3Directeur des opérations) 2Californie) ;
• les hydrocarbures ( CH4 , C2H4 , C2H2 ).

Formules chimiques de substances existant sous la forme dimères (NON 2 , P2Ô 3 , P2O5, sels de mercure monovalent, par exemple : HgCl , HgNO3 etc.), écrit sous la forme N 2 O4,P4 O6,P4 Ô 10Hg2 Cl2,Hg2 ( NON 3) 2 .

Le nombre d'atomes d'un élément chimique dans une molécule et d'un ion complexe est déterminé sur la base du concept valence ou états d'oxydation et est enregistré index en bas à droiteà partir du signe de chaque élément (l'index 1 est omis). Dans ce cas, ils partent de la règle :

la somme algébrique des états d'oxydation de tous les atomes d'une molécule doit être égale à zéro (les molécules sont électriquement neutres) et dans un ion complexe - la charge de l'ion.

Par exemple:

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

La même règle est utilisée lors de la détermination de l'état d'oxydation d'un élément chimique à l'aide de la formule d'une substance ou d'un complexe. C'est généralement un élément qui possède plusieurs états d'oxydation. Les états d'oxydation des éléments restants formant la molécule ou l'ion doivent être connus.

La charge d’un ion complexe est la somme algébrique des états d’oxydation de tous les atomes qui forment l’ion. Par conséquent, lors de la détermination de l'état d'oxydation d'un élément chimique dans un ion complexe, l'ion lui-même est placé entre parenthèses et sa charge est retirée des parenthèses.

Lors de la compilation de formules pour la valence une substance est représentée comme un composé constitué de deux particules de types différents dont les valences sont connues. Ensuite, ils utilisent règle:

dans une molécule, le produit de valence par le nombre de particules d'un type doit être égal au produit de valence par le nombre de particules d'un autre type.

Par exemple:

Le nombre précédant la formule dans une équation de réaction est appelé coefficient. Elle indique soit nombre de molécules, ou nombre de moles de substance.

Le coefficient avant le symbole chimique, indique nombre d'atomes d'un élément chimique donné, et dans le cas où le signe est la formule d'une substance simple, le coefficient indique soit nombre d'atomes, ou le nombre de moles de cette substance.

Par exemple:

• 3 Fe– trois atomes de fer, 3 moles d'atomes de fer,
• 2 H– deux atomes d'hydrogène, 2 moles d'atomes d'hydrogène,
• H2– une molécule d'hydrogène, 1 mole d'hydrogène.

Les formules chimiques de nombreuses substances ont été déterminées expérimentalement, c'est pourquoi on les appelle "empirique".

Tableau 4 : Informations fournies par la formule chimique d'une substance complexe

Formules graphiques

Pour obtenir des informations plus complètes sur une substance, utilisez formules graphiques , qui indiquent ordre de connexion des atomes dans une molécule Et valence de chaque élément.

Les formules graphiques de substances constituées de molécules reflètent parfois, à un degré ou à un autre, la structure (structure) de ces molécules, dans ces cas elles peuvent être appelées de construction .

Pour compiler une formule graphique (structurelle) d'une substance, vous devez :

• Déterminez la valence de tous les éléments chimiques qui forment la substance.
• Notez les signes de tous les éléments chimiques qui forment la substance, chacun en quantité égale au nombre d'atomes d'un élément donné dans la molécule.
• Reliez les signes des éléments chimiques avec des tirets. Chaque tiret désigne une paire qui communique entre les éléments chimiques et appartient donc à parts égales aux deux éléments.
• Le nombre de lignes entourant le signe d'un élément chimique doit correspondre à la valence de cet élément chimique.
• Lors de la formulation d'acides contenant de l'oxygène et de leurs sels, les atomes d'hydrogène et les atomes métalliques sont liés à l'élément acidifiant par l'intermédiaire d'un atome d'oxygène.
• Les atomes d'oxygène ne sont combinés entre eux que lors de la formulation de peroxydes.

Exemples de formules graphiques :