Simbolurile moderne pentru elementele chimice au fost introduse în știință în 1813 de către J. Berzelius. Conform propunerii sale, elementele sunt desemnate prin literele inițiale ale numelor lor latine. De exemplu, oxigenul (oxigenul) este desemnat cu litera O, sulful (sulful) cu litera S, hidrogenul (hidrogeniul) cu litera H. În cazurile în care numele elementelor încep cu aceeași literă, mai este o literă. adăugat la prima literă. Astfel, carbonul (Carboneum) are simbolul C, calciu (Calcium) - Ca, cupru (Cuprum) - Cu.

Simbolurile chimice nu sunt doar nume prescurtate ale elementelor: ele exprimă și anumite cantități (sau mase), adică. Fiecare simbol reprezintă fie un atom al unui element, fie un mol din atomii săi, fie o masă a unui element egală cu (sau proporțională cu) masa molară a acelui element. De exemplu, C înseamnă fie un atom de carbon, fie un mol de atomi de carbon, fie 12 unități de masă (de obicei 12 g) de carbon.

Formule chimice

Formulele substanțelor indică, de asemenea, nu numai compoziția substanței, ci și cantitatea și masa acesteia. Fiecare formulă reprezintă fie o moleculă a unei substanțe, fie un mol de substanță, fie o masă a unei substanțe egală cu (sau proporțională cu) masa sa molară. De exemplu, H2O reprezintă fie o moleculă de apă, fie un mol de apă, fie 18 unități de masă (de obicei (18 g) de apă.

Substanțele simple sunt, de asemenea, desemnate prin formule care arată din câți atomi este formată o moleculă a unei substanțe simple: de exemplu, formula pentru hidrogen H 2. Dacă compoziția atomică a unei molecule dintr-o substanță simplă nu este cunoscută cu precizie sau substanța este formată din molecule care conțin un număr diferit de atomi și, de asemenea, dacă are o structură atomică sau metalică mai degrabă decât una moleculară, substanța simplă este desemnată prin simbolul elementului. De exemplu, substanța simplă fosfor este notă cu formula P, deoarece, în funcție de condiții, fosforul poate consta din molecule cu un număr diferit de atomi sau poate avea o structură polimerică.

Formule chimice pentru rezolvarea problemelor

Formula substanței este determinată pe baza rezultatelor analizei. De exemplu, conform analizei, glucoza conține 40% (greutate) carbon, 6,72% (greutate) hidrogen și 53,28% (greutate) oxigen. Prin urmare, masele de carbon, hidrogen și oxigen sunt în raportul 40:6,72:53,28. Să notăm formula dorită pentru glucoză C x H y O z, unde x, y și z sunt numărul de atomi de carbon, hidrogen și oxigen din moleculă. Masele atomilor acestor elemente sunt, respectiv, egale cu 12,01; 1.01 și 16.00 amu Prin urmare, molecula de glucoză conține 12,01x amu. carbon, 1,01 u amu hidrogen și 16.00zа.u.m. oxigen. Raportul acestor mase este 12,01x: 1,01y: 16,00z. Dar am găsit deja această relație pe baza datelor de analiză a glucozei. Prin urmare:

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

După proprietățile proporției:

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

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

Prin urmare, într-o moleculă de glucoză există doi atomi de hidrogen și un atom de oxigen per atom de carbon. Această condiție este îndeplinită de formulele CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 etc. Prima dintre aceste formule - CH 2 O- se numește formula cea mai simplă sau empirică; are o greutate moleculară de 30,02. Pentru a afla formula adevărată sau moleculară, este necesar să se cunoască masa moleculară a unei substanțe date. Când este încălzită, glucoza este distrusă fără a se transforma în gaz. Dar greutatea sa moleculară poate fi determinată prin alte metode: este egală cu 180. Dintr-o comparație a acestei greutăți moleculare cu greutatea moleculară corespunzătoare celei mai simple formule, rezultă clar că formula C 6 H 12 O 6 corespunde glucozei.

Astfel, o formulă chimică este o imagine a compoziției unei substanțe folosind simboluri ale elementelor chimice, indici numerici și alte semne. Se disting următoarele tipuri de formule:

— cel mai simplu , care se obține experimental prin determinarea raportului elementelor chimice dintr-o moleculă și folosind valorile maselor lor atomice relative (vezi exemplul de mai sus);

— molecular , care se poate obține prin cunoașterea celei mai simple formule a unei substanțe și a greutății sale moleculare (vezi exemplul de mai sus);

— raţional , prezentând grupuri de atomi caracteristice claselor de elemente chimice (R-OH - alcooli, R - COOH - acizi carboxilici, R - NH 2 - amine primare etc.);

— structural (grafic) , care arată dispunerea relativă a atomilor într-o moleculă (poate fi bidimensională (în plan) sau tridimensională (în spațiu));

— electronic, afișând distribuția electronilor între orbitali (scris doar pentru elemente chimice, nu pentru molecule).

Să aruncăm o privire mai atentă la exemplul moleculei de alcool etilic:

1. cea mai simplă formulă a etanolului este C2H6O;
2. formula moleculară a etanolului este C2H6O;
3. formula rațională a etanolului este C2H5OH;

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

Principal:

Kuznetsova N.E. si etc. Chimie. clasa a VIII-a-clasa a X-a – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Chimie.clasa a XI-a în 2 părţi, 2005-2007.

Egorov A.S. Chimie. Un nou manual de pregătire pentru învățământul superior. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 p.

Egorov A.S. Chimie: un curs modern pentru pregătirea pentru examenul de stat unificat. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 p.

Egorov A.S. Manual de autoinstruire pentru rezolvarea problemelor chimice. – Rostov-pe-Don: Phoenix, 2000. – 352 p.

Manual de chimie/tutor pentru solicitanții la universități. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 p.

Hhomchenko G.P., Hhomchenko I.G.. Probleme în chimie pentru solicitanții la universități. M.: Liceu. 2007.–302p.

Adiţional:

Vrublevsky A.I.. Materiale educaționale și de instruire pentru pregătirea pentru testarea centralizată în chimie / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 p.

Vrublevsky A.I.. 1000 de probleme în chimie cu lanțuri de transformări și teste de control pentru școlari și solicitanți – Mn.: Unipress SRL, 2003. – 400 p.

Egorov A.S.. Toate tipurile de probleme de calcul în chimie pentru pregătirea pentru Examenul Unificat de Stat – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 p.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Sarcini și exerciții tipice pentru pregătirea pentru examenul de chimie. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 p.

Examenul Unificat de Stat 2007. Chimie. Materiale educaționale și de instruire pentru pregătirea elevilor / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 p.

Examenul de stat unificat 2011. Chimie. Trusa educațională și de formare ed. A.A. Kaverina – M.: Educația Națională, 2011.

Singurele opțiuni reale pentru sarcini de pregătire pentru examenul de stat unificat. Examenul unificat de stat 2007. Chimie/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Centrul Federal de Testare, 2007.–151 p.

Kaverina A.A. Banca optimă de sarcini pentru pregătirea elevilor. Examen Unificat de Stat 2012. Chimie. Manual./ 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.. Sarcini de testare pe lângă testele pentru studenții cursurilor pregătitoare prin corespondență de 10 luni (instrucțiuni metodologice). Krasnodar, 2004. – P. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Chimie. Examenul de stat unificat 2011. Teste de antrenament. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 p.

Litvinova T.N.. Chimie. Teste pentru examenul de stat unificat. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 p.

Litvinova T.N.. Chimie. Legile, proprietățile elementelor și compușii acestora. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chimie în sarcini pentru solicitanții la universități – M.: Editura Onyx SRL: Editura Mir și Educație SRL, 2009. – 832 p.

Complex educațional și metodologic în chimie pentru studenții claselor de medicină și biologice, ed. T.N. Litvinova – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Chimie. Examenul de stat unificat 2008. Teste de admitere, suport didactic / ed. V.N. Doronkina. – Rostov n/d: Legiunea, 2008.– 271 p.

Lista site-urilor web despre chimie:

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

2. Chimie pentru toată lumea. Carte electronică de referință pentru un curs complet de chimie.

http:// www. informika. ru/ text/ Bază de date/ chimie/ START. html

3. Chimie școlară - carte de referință. http:// www. chimie şcolară. de. ru

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

Resurse de internet

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chimie pentru toată lumea. Carte electronică de referință pentru un curs complet de chimie.

http:// www. informika. ru/ text/ Bază de date/ chimie/ START. html

Chimie școlară - carte de referință. http:// www. chimie şcolară. de. ru

http://www.classchem.narod.ru

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

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- resurse educaționale pe Internet despre chimie

http://schoolchemistry.by.ru/- chimie școlară. Acest site are posibilitatea de a susține teste on-line pe diverse subiecte, precum și versiuni demo ale examenului de stat unificat

Chimie și viață — secolul XXI: revista de știință populară. http:// www. hij. ru

Lecția discută un algoritm pentru alcătuirea formulelor chimice ale substanțelor pe baza valențelor cunoscute ale elementelor chimice. Profesorul va explica două moduri diferite de a deriva formula chimică a unei substanțe.

2. determinați numărul de unități de valență comune, acesta este egal cu cel mai mic multiplu comun al valențelor elementelor: LCM (2,4) = 4;

3. determinați numărul de atomi ai fiecărui element chimic din moleculă prin împărțirea numărului de unități de valență comune la valența elementului;

4. notează formula substanţei: SO 2.

Exemplul 2. Să facem o formulă pentru o substanță formată din atomi de fosfor (cu valența V) și atomi de oxigen.

1. Să notăm semnele elementelor și să indicăm valențele lor deasupra lor: .

2. Aflați numărul de unități de valență comune: LCM(2,5)=10

3. Aflați numărul de atomi de fosfor din moleculă: 10:5=2.

4. Aflați numărul de atomi de oxigen din moleculă: 10:2=5.

5. Să notăm formula substanței: .

Orez. 2. Întocmirea formulei chimice a oxidului de fosfor

1. Emelyanova E.O., Iodko A.G. Organizarea activității cognitive a elevilor la lecțiile de chimie din clasele 8-9. Note de bază cu sarcini practice, teste: Partea I. - M.: School Press, 2002. (p. 33)

2. Ushakova O.V. Caiet de chimie: clasa a VIII-a: la manualul de P.A. Orzhekovsky și alții „Chimie. clasa a VIII-a” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orjekovski; sub. ed. prof. P.A. Orjekovski - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 36-38)

3. Chimie: clasa a VIII-a: manual. pentru invatamantul general instituții / P.A. Orjekovski, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§16)

4. Chimie: inorg. chimie: manual. pentru clasa a VIII-a. educatie generala instituții / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Educație, OJSC „Manuale de la Moscova”, 2009. (§§11,12)

5. Enciclopedie pentru copii. Volumul 17. Chimie / Capitolul. ed.V.A. Volodin, Ved. științific ed. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Resurse web suplimentare

1. Colecție unificată de resurse educaționale digitale ().

2. Versiunea electronică a revistei „Chimie și viață” ().

Teme pentru acasă

1. str.84 Nr. 3,4 din manualul „Chimie: clasa a VIII-a” (P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005).

2. Cu. 38 nr. 9 dintr-un caiet de lucru la chimie: clasa a VIII-a: la manualul de P.A. Orzhekovsky și alții „Chimie. clasa a VIII-a” / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Orjekovski; sub. ed. prof. P.A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Chimie– știința compoziției, structurii, proprietăților și transformărilor substanțelor.

Știința atomo-moleculară. Substanțele constau din particule chimice (molecule, atomi, ioni), care au o structură complexă și constau din particule elementare (protoni, neutroni, electroni).

Atom– o particulă neutră formată dintr-un nucleu pozitiv și electroni.

Moleculă– un grup stabil de atomi legați prin legături chimice.

Element chimic– un tip de atomi cu aceeași sarcină nucleară. Element denotă

unde X este simbolul elementului, Z– numărul de ordine al elementului din Tabelul periodic al elementelor D.I. Mendeleev, A- numar de masa. Număr de serie Z egal cu sarcina nucleului atomic, numărul de protoni din nucleul atomic și numărul de electroni din atom. Numar de masa A egală cu suma numărului de protoni și neutroni dintr-un atom. Numărul de neutroni este egal cu diferența A–Z.

Izotopi– atomii aceluiași element având numere de masă diferite.

Masa atomică relativă(A r) este raportul dintre masa medie a unui atom al unui element cu compoziție izotopică naturală și 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C.

Greutatea moleculară relativă(M r) este raportul dintre masa medie a unei molecule a unei substanțe cu compoziție izotopică naturală și 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C.

Unitatea de masă atomică(a.u.m) – 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 ani

Cârtiță– cantitatea unei substanțe care conține atâtea unități structurale (atomi, molecule, ioni) câte atomi există în 0,012 kg de izotop de carbon 12 C. Cârtiță– cantitatea unei substanţe care conţine 6,02 10 23 unităţi structurale (atomi, molecule, ioni).

n = N/N A, Unde n- cantitatea de substanță (mol), N– numărul de particule, a N / A– Constanta lui Avogadro. Cantitatea de substanță poate fi notată și prin simbolul v.

constanta lui Avogadro N A = 6,02 10 23 particule/mol.

Masă molarăM(g/mol) – raportul masei substanței m(d) la cantitatea de substanță n(mol):

M = m/n, Unde: m = M nȘi n = m/M.

Volumul molar al gazuluiV M(l/mol) – raportul volumului gazului V(l) la cantitatea de substanță a acestui gaz n(mol). În condiții normale V M = 22,4 l/mol.

Conditii normale: temperatura t = 0°C, sau T = 273 K, presiune p = 1 atm = 760 mm. rt. Artă. = 101.325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, Unde: V = V M nȘi n = V/V M .

Rezultatul este o formulă generală:

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

Echivalent- o particulă reală sau fictivă care interacționează cu un atom de hidrogen sau îl înlocuiește sau este echivalent cu acesta într-un alt mod.

Echivalenți de masă molară M e– raportul dintre masa unei substanțe și numărul de echivalenți ai acestei substanțe: M e = m/n (eq) .

În reacțiile de schimb de sarcină, masa molară a echivalenților de substanță este

cu masa molara M egal cu: M e = M/(n ? m).

În reacțiile redox, masa molară a echivalenților unei substanțe cu masă molară M egal cu: M e = M/n(e), Unde n(e)– numărul de electroni transferați.

Legea echivalentelor– masele reactanților 1 și 2 sunt proporționale cu masele molare ale echivalenților lor. m 1 / m 2= M E1/M E2, sau m1/M E1 = m2/M E2, sau n 1 = n 2, Unde m 1Și m 2- mase a două substanțe, M E1Și M E2– mase molare de echivalenți, n 1Și n 2– numărul de echivalenți ai acestor substanțe.

Pentru soluții, legea echivalentelor se poate scrie după cum urmează:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Unde cu E1, cu E2, V 1Și V 2– concentrațiile molare ale echivalenților și volumele de soluții ale acestor două substanțe.

Legea gazelor unite: pV = nRT, Unde p- presiune (Pa, kPa), V– volum (m 3, l), n– cantitatea de substanță gazoasă (mol), T – temperatura (K), T(K) = t(°C) + 273, R- constant, R= 8,314 J/(Ka mol), cu J = Pam3 = kPal.

Dualitate undă-particulă materia - ideea că fiecare obiect poate avea atât proprietăți ondulatorii, cât și proprietăți corpusculare. Louis de Broglie a propus o formulă care conectează proprietățile ondulatorii și corpusculare ale obiectelor: ? = h/(mV), Unde h– constanta lui Planck, ? – lungime de undă care corespunde fiecărui corp cu masă m si viteza V. Deși proprietățile undelor există pentru toate obiectele, ele pot fi observate numai pentru micro-obiecte cu mase de ordinul masei unui atom și a unui electron.

Principiul incertitudinii Heisenberg: ?(mV x) ?х > h/2n sau ?V x ?x > h/(2?m), Unde m- masa particulelor, X- coordonatele sale, Vx– viteza in directie X, ?– incertitudine, eroare de determinare. Principiul incertitudinii înseamnă că este imposibil să se indice simultan poziția (coordonatele) X) si viteza (V x) particule.

Particulele cu mase mici (atomi, nuclei, electroni, molecule) nu sunt particule în sensul mecanicii newtoniene și nu pot fi studiate de fizica clasică. Ele sunt studiate de fizica cuantică.

Numărul cuantic principaln ia valorile 1, 2, 3, 4, 5, 6 și 7, corespunzătoare nivelurilor electronice (straturile) K, L, M, N, O, P și Q.

Nivel– spațiul în care se află electronii cu același număr n. Electronii de diferite niveluri sunt separați spațial și energetic unul de altul, deoarece numărul n determină energia electronilor E(cu atât mai mult n, cu atât mai mult E) si distanta Rîntre electroni și nucleu (cu atât mai mult n, cu atât mai mult R).

Număr cuantic orbital (lateral, azimutal).l ia valori în funcție de număr n:l= 0, 1,…(n- 1). De exemplu, dacă n= 2, atunci l = 0, 1; Dacă n= 3, atunci l = 0, 1, 2. Număr l caracterizează subnivelul (substratul).

Subnivel– spațiul în care electronii cu anumite nȘi l. Subnivelurile unui anumit nivel sunt desemnate în funcție de număr l:s- Dacă l = 0, p- Dacă l = 1, d- Dacă l = 2, f- Dacă l = 3. Subnivelurile unui atom dat sunt desemnate în funcție de numere nȘi eu de exemplu: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), etc. Subnivelurile unui anumit nivel au energii diferite (cu atât mai mult eu cu atât mai mult E): E s< E < Е А < … și diferitele forme ale orbitalilor care alcătuiesc aceste subniveluri: orbitalul s are forma unei bile, p-orbitalul are forma unei gantere etc.

Numărul cuantic magneticm 1 caracterizează orientarea momentului magnetic orbital, egal cu euîn spațiu în raport cu câmpul magnetic extern și ia următoarele valori: – l,…-1, 0, 1,…l, adică totală (2l + 1) valoare. De exemplu, dacă l = 2, atunci m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitală(parte a unui subnivel) – spațiul în care electronii (nu mai mult de doi) sunt localizați cu anumite n, l, m 1. Subnivelul conține 2l+1 orbital. De exemplu, d– subnivelul conține cinci d-orbitali. Orbitali de același subnivel având numere diferite m 1, au aceeași energie.

Numărul de rotație magneticDomnișoară caracterizează orientarea momentului magnetic propriu al electronului s, egal cu?, în raport cu câmpul magnetic extern și ia două valori: +? Și _ ?.

Electronii dintr-un atom ocupă niveluri, subniveluri și orbitali conform următoarelor reguli.

Regula lui Pauli:Într-un atom, doi electroni nu pot avea patru numere cuantice identice. Ele trebuie să difere în cel puțin un număr cuantic.

Din regula Pauli rezultă că un orbital nu poate conține mai mult de doi electroni, un subnivel nu poate conține mai mult de 2(2l + 1) electroni, un nivel nu poate conține mai mult. 2n 2 electroni.

Regula lui Klechkovsky: subnivelurile electronice sunt completate în ordinea cantității crescătoare (n + l), iar în cazul aceleiaşi sume (n+l)– în ordinea crescătoare a numărului n.

Forma grafică a regulii lui Klechkovsky.

Conform regulii lui Klechkovsky, subnivelurile sunt completate în următoarea ordine: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Deși umplerea subnivelurilor are loc conform regulii Klechkovsky, în formula electronică subnivelurile sunt scrise secvenţial după nivel: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f etc. Astfel, formula electronică a atomului de brom se scrie astfel: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Configurațiile electronice ale unui număr de atomi diferă de cele prezise de regula lui Klechkovsky. Deci, pentru Cr și Cu:

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

Regula lui Hunda (Gunda): Umplerea orbitalilor unui subnivel dat se realizează astfel încât spinul total să fie maxim. Orbitalii unui subnivel dat sunt umpluți mai întâi cu câte un electron.

Configurațiile electronice ale atomilor pot fi scrise pe niveluri, subniveluri, orbitali. De exemplu, formula electronică P(15e) poate fi scrisă:

a) pe niveluri)2)8)5;

b) pe subniveluri 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) prin orbital

Exemple de formule electronice ale unor atomi și ioni:

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.

Conform metodei legăturii de valență, legătura dintre atomii A și B se formează prin împărțirea unei perechi de electroni.

Valența caracterizează capacitatea atomilor de a forma legături chimice și este egală cu numărul de legături chimice formate de un atom. Conform metodei legăturii de valență, valența este egală cu numărul de perechi de electroni partajate, iar în cazul unei legături covalente, valența este egală cu numărul de electroni nepereche la nivelul exterior al unui atom în stările sale fundamentale sau excitate. .

De exemplu, pentru carbon și sulf:

Saturabilitatea legătură covalentă: atomii formează un număr limitat de legături egal cu valența lor.

Hibridarea orbitalilor atomici– amestecarea orbitalilor atomici (AO) ai diferitelor subniveluri ale atomului, ai căror electroni participă la formarea legăturilor? echivalente. Echivalența orbitalelor hibride (HO) explică echivalența legăturilor chimice formate. De exemplu, în cazul unui atom de carbon tetravalent există unul 2s– si trei 2p-electron. Pentru a explica echivalența celor patru legături p formate de carbon în moleculele CH 4, CF 4 etc., cea atomică s- si trei R- orbitalii sunt înlocuiți cu patru hibrizi echivalenti sp 3-orbitali:

Concentrează-te O legătură covalentă este că se formează în direcția suprapunerii maxime a orbitalilor care formează o pereche comună de electroni.

În funcție de tipul de hibridizare, orbitalii hibrizi au o locație specifică în spațiu:

sp– liniar, unghiul dintre axele orbitalilor este de 180°;

sp 2– triunghiular, unghiurile dintre axele orbitalilor sunt de 120°;

sp 3– tetraedric, unghiurile dintre axele orbitalilor sunt de 109°;

sp 3 d 1– trigonal-bipiramidal, unghiuri 90° și 120°;

sp 2 d 1– pătrat, unghiurile dintre axele orbitalilor sunt de 90°;

sp 3 d 2– octaedric, unghiurile dintre axele orbitalilor sunt de 90°.

Conform teoriei orbitalilor moleculari, o moleculă este formată din nuclei și electroni. În molecule, electronii sunt localizați în orbitali moleculari (MO). MO-urile electronilor exteriori au o structură complexă și sunt considerate ca o combinație liniară a orbitalilor exteriori ai atomilor care alcătuiesc molecula. Numărul de MO formate este egal cu numărul de AO implicate în formarea lor. Energiile MO pot fi mai mici (MO-uri de legătură), egale (MO-uri fără legătură) sau mai mari (MO-uri anti-legare), decât energiile AO-urilor care le formează.

Condiții de interacțiune a SA

1. AO interacționează dacă au energii similare.

2. AO interacționează dacă se suprapun.

3. AO interacționează dacă au simetria adecvată.

Pentru o moleculă diatomică AB (sau orice moleculă liniară), simetria MO poate fi:

Dacă un MO dat are o axă de simetrie,

Dacă un MO dat are un plan de simetrie,

Dacă MO are două plane de simetrie perpendiculare.

Prezența electronilor pe MO de legătură stabilizează sistemul, deoarece reduce energia moleculei în comparație cu energia atomilor. Se caracterizează stabilitatea moleculei ordinul obligațiunii n, egal cu: n = (n lumină – n dimensiune)/2, Unde n lumină și n dimensiune - numărul de electroni în orbitalii de legătură și antilegare.

Umplerea MO-urilor cu electroni are loc după aceleași reguli ca și umplerea AO-urilor într-un atom și anume: regula lui Pauli (nu pot exista mai mult de doi electroni pe un MO), regula lui Hund (spinul total trebuie să fie maxim), etc. .

Interacțiunea atomilor 1s-AO ai primei perioade (H și He) duce la formarea legăturii?-MO și antilegarea?*-MO:

Formule electronice ale moleculelor, ordine de legături n, energii de legătură experimentale Eși distanțe intermoleculare R pentru moleculele diatomice din atomii din prima perioadă sunt date în următorul tabel:

Alți atomi ai celei de-a doua perioade mai conțin, pe lângă 2s-AO, și 2p x -, 2p y – și 2p z -AO, care la interacțiune pot forma a– și a-MO. Pentru atomii de O, F și Ne, energiile 2s- și 2p-AO sunt semnificativ diferite, iar interacțiunea dintre 2s-AO a unui atom și 2p-AO a altui atom poate fi neglijată, având în vedere interacțiunea dintre 2s. -AO a doi atomi separat de interacțiunea 2p-AO lor. Schema MO pentru moleculele O2, F2, Ne2 are următoarea formă:

Pentru atomii B, C, N, energiile lui 2s– și 2p-AO sunt apropiate în energiile lor, iar 2s-AO a unui atom interacționează cu 2p z-AO a altui atom. Prin urmare, ordinea MO din moleculele B2, C2 și N2 diferă de ordinea MO din moleculele O2, F2 și Ne2. Mai jos este schema MO pentru moleculele B 2, C 2 și N 2:

Pe baza schemelor MO date, este posibil, de exemplu, să scrieți formulele electronice ale moleculelor O 2 , O 2 + și O 2 ?:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

În cazul moleculei de O 2, teoria MO ne permite să prevedem o rezistență mai mare a acestei molecule, deoarece n = 2, natura modificărilor energiilor de legare și distanțelor internucleare din seria O 2 + – O 2 – O 2 ?, precum și paramagnetismul moleculei de O 2, ale cărei MO superioare au doi electroni nepereche.

Legătură ionică– legătura electrostatică între ionii cu sarcini opuse. O legătură ionică poate fi considerată un caz extrem al unei legături covalente polare. O legătură ionică se formează dacă diferența de electronegativitate a atomilor X este mai mare de 1,5-2,0.

O legătură ionică este nedirectional nesaturabil comunicare Într-un cristal de NaCl, ionul Na+ este atras de toți ionii de Cl? și este respins de toți ceilalți ioni Na +, indiferent de direcția de interacțiune și de numărul de ioni. Acest lucru determină o mai mare stabilitate a cristalelor ionice în comparație cu moleculele ionice.

Legătură de hidrogen– o legătură între un atom de hidrogen al unei molecule și un atom electronegativ (F, CI, N) al altei molecule.

Existența unei legături de hidrogen explică proprietățile anormale ale apei: punctul de fierbere al apei este mult mai mare decât cel al analogilor săi chimici: t kip (H 2 O) = 100 °C și t kip (H 2 S) = - 61 ° C. Nu se formează legături de hidrogen între moleculele de H2S.

Energie(E)- capacitatea de a produce muncă. Lucrul mecanic (A) este efectuat, de exemplu, de gaz în timpul expansiunii sale: A = p?V.

Reacțiile care apar la absorbția energiei sunt: endotermic.

Reacțiile care implică eliberarea de energie sunt: exotermic.

Tipuri de energie: căldură, lumină, energie electrică, chimică, nucleară etc.

Tipuri de energie: cinetic și potențial.

Energie kinetică– energia unui corp în mișcare, aceasta este munca pe care o poate face un corp înainte de a ajunge la repaus.

Căldură (Q)– un tip de energie cinetică – asociată cu mișcarea atomilor și moleculelor. Când comunică cu un corp de masă (m)și capacitatea termică specifică (c) a căldurii Q temperatura acesteia crește cu? t: ?Q = m cu ?t, Unde? t = ?Q/(c t).

Energie potențială- energia dobândită de un corp ca urmare a schimbării poziției în spațiu de către acesta sau părțile sale componente. Energia legăturilor chimice este un tip de energie potențială.

Prima lege a termodinamicii: energia poate trece de la un tip la altul, dar nu poate să dispară sau să apară.

Energie interna (U) – suma energiilor cinetice și potențiale ale particulelor care alcătuiesc corpul. Căldura absorbită în reacție este egală cu diferența de energie internă a produselor de reacție și a reactivilor (Q = ?U = U 2 – U 1), cu condiția ca sistemul să nu fi efectuat nicio lucrare asupra mediului. Dacă reacția are loc la presiune constantă, atunci gazele eliberate lucrează împotriva forțelor de presiune exterioare, iar căldura absorbită în timpul reacției este egală cu suma modificărilor energiei interne. ?U si munca A = p?V. Această căldură absorbită la presiune constantă se numește schimbare de entalpie: ? Н = ?U + p?V, definire entalpie Cum H = U + pV. Reacțiile substanțelor lichide și solide au loc fără modificări semnificative de volum (?V = 0), deci cum rămâne cu aceste reacții? N aproape de ?U (?Н = ?U). Pentru reacțiile cu modificare de volum avem ?Н > ?U, dacă extinderea este în curs și ?N< ?U , dacă există compresie.

Modificarea entalpiei se referă de obicei la starea standard a unei substanțe: adică pentru o substanță pură într-o anumită stare (solidă, lichidă sau gazoasă), la o presiune de 1 atm = 101.325 Pa, o temperatură de 298 K și o concentraţie de substanţe de 1 mol/l.

Entalpia standard de formare?– căldură degajată sau absorbită în timpul formării a 1 mol dintr-o substanță din substanțele simple care o constituie, în condiții standard. De exemplu, ?N arr.(NaCI) = -411 kJ/mol. Aceasta înseamnă că în reacția Na(s) + ?Cl2 (g) = NaCl(s) când se formează 1 mol de NaCl, se eliberează 411 kJ de energie.

Entalpia standard de reacţie?H– modificarea entalpiei în timpul unei reacții chimice, determinată de formula: ?N = ?N arr.(produse) - ?N arr.(reactivi).

Deci pentru reacția NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), știind H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol și?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol avem:

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

Dacă? N< 0, atunci reacția este exotermă. Dacă? N> 0, atunci reacția este endotermă.

Lege Hess: Entalpia standard a unei reacții depinde de entalpiile standard ale reactanților și produșilor și nu depinde de calea reacției.

Procesele spontane pot fi nu numai exoterme, adică procese cu o scădere a energiei (?N< 0), dar pot fi și procese endoterme, adică procese cu energie în creștere (?N> 0). În toate aceste procese, „dezordinea” sistemului crește.

EntropieS – o mărime fizică care caracterizează gradul de dezordine a sistemului. S – entropia standard, ?S – modificarea entropiei standard. Dacă?S > 0, tulburarea crește dacă AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Pentru procesele în care numărul de particule scade, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(solid) + H20(l) = Ca(OH)2(solid), 5S< 0;

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

Procesele apar spontan odată cu eliberarea de energie, adică pentru care? N< 0, și cu creșterea entropiei, adică pentru care?S > 0. Luând în considerare ambii factori, se ajunge la expresia pentru Energia Gibbs: G = H – TS sau? G = ?H – T?S. Reacții în care energia Gibbs scade, adică ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, nu mergi spontan. Condiția?G = 0 înseamnă că s-a stabilit echilibrul între produși și reactanți.

La temperaturi scăzute, când valoarea T este aproape de zero, apar doar reacții exoterme, deoarece T?S– mic și?G = ? N< 0. La temperaturi ridicate valorile T?S grozav și, neglijând dimensiunea? N, avem?G = – T?S, adică procesele cu entropie crescândă vor avea loc spontan, pentru care?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Valoarea AG pentru o anumită reacție poate fi determinată prin formula:

G = ?С arr (produse) – ?G o b p (reactivi).

În acest caz, valorile lui ?G o br, precum și? N arr.şi?S o br pentru un număr mare de substanţe sunt date în tabele speciale.

Viteza de reacție chimică(v) este determinată de modificarea concentrației molare a reactanților pe unitatea de timp:

Unde v– viteza de reacție, s – concentrația molară a reactivului, t- timp.

Viteza unei reacții chimice depinde de natura reactanților și de condițiile de reacție (temperatura, concentrația, prezența unui catalizator etc.)

Efectul concentrării. ÎNÎn cazul reacţiilor simple, viteza de reacţie este proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează, luate în puteri egale cu coeficienţii lor stoichiometrici.

Pentru reacție

unde 1 și 2 sunt direcțiile reacțiilor directe și, respectiv, invers:

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n și

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

Unde v- viteza de reactie, k– constanta de viteză, [A] – concentrația molară a substanței A.

Molecularitatea reacției– numărul de molecule care participă la o reacție elementară. Pentru reacții simple, de exemplu: mA + nB> рС + qD, molecularitatea este egală cu suma coeficienților (m + n). Reacțiile pot fi cu o singură moleculă, cu moleculă dublă și rareori cu moleculă triplă. Reacții cu greutate moleculară mai mare nu apar.

Ordinea de reacție este egală cu suma exponenților gradelor de concentrare în expresia experimentală a vitezei unei reacții chimice. Deci, pentru o reacție complexă

mA + nB > рС + qD expresia experimentală a vitezei de reacție este

v 1 = k 1 ? [A] ? ? [IN]? iar ordinea de reacție este (? + ?). unde? Și? sunt găsite experimental și pot să nu coincidă cu mȘi nîn consecință, întrucât ecuația unei reacții complexe este rezultatul mai multor reacții simple.

Efectul temperaturii. Viteza unei reacții depinde de numărul de ciocniri moleculare efective. O creștere a temperaturii crește numărul de molecule active, oferindu-le energia necesară pentru ca reacția să aibă loc. energie activatoare E acționează și crește viteza de reacție chimică.

Regula lui Van't Hoff. Când temperatura crește cu 10°, viteza de reacție crește de 2-4 ori. Din punct de vedere matematic, aceasta este scrisă astfel:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

unde v 1 şi v 2 sunt vitezele de reacţie la temperaturile iniţiale (t 1) şi finale (t 2), ? – coeficientul de temperatură al vitezei de reacție, care arată de câte ori crește viteza de reacție odată cu creșterea temperaturii cu 10°.

Mai precis, se exprimă dependența vitezei de reacție de temperatură Ecuația lui Arrhenius:

k = A? e - E/(RT)

Unde k- constantă de viteză, A– constantă independentă de temperatură, e = 2,71828, E- energie activatoare, R= 8,314 J/(K? mol) – constanta de gaz; T– temperatura (K). Se poate observa că constanta de viteză crește odată cu creșterea temperaturii și scăderea energiei de activare.

Un sistem este în echilibru dacă starea lui nu se schimbă în timp. Egalitatea ratelor reacțiilor directe și inverse este o condiție pentru menținerea echilibrului sistemului.

Un exemplu de reacție reversibilă este reacția

N2 + 3H2-2NH3.

Legea acțiunii în masă: raportul dintre produsul concentrațiilor produselor de reacție și produsul concentrațiilor substanțelor inițiale (toate concentrațiile sunt indicate în puteri egale cu coeficienții lor stoichiometrici) este o constantă numită constanta de echilibru.

Constanta de echilibru este o măsură a progresului unei reacții directe.

K = O – reacția directă nu are loc;

K =? – reacția directă merge până la capăt;

K > 1 – echilibrul deplasat spre dreapta;

LA< 1 – echilibrul este deplasat spre stânga.

Constanta de echilibru a reactiei LA este legată de mărimea modificării energiei Gibbs standard?G pentru aceeași reacție:

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

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

Dacă LA< 1, apoi lg K < 0 и?G >0, adică dacă echilibrul este deplasat la stânga, atunci reacția nu merge spontan spre dreapta.

Legea deplasării echilibrului: Dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem aflat în echilibru, în sistem apare un proces care contracarează influența externă.

Reacții redox– reacții care apar cu modificarea stărilor de oxidare a elementelor.

Oxidare– procesul de donare de electroni.

Recuperare– procesul de adăugare a electronilor.

Oxidant– un atom, moleculă sau ion care acceptă electroni.

Agent de reducere– un atom, moleculă sau ion care donează electroni.

Agenții oxidanți, care acceptă electroni, trec într-o formă redusă:

F 2 [aprox. ] + 2e > 2F? [restaurat].

Reductanții, renunțând la electroni, trec în formă oxidată:

Na 0 [recuperare ] – 1e > Na + [aprox.].

Echilibrul dintre formele oxidate și reduse se caracterizează prin Ecuații Nernst pentru potentialul redox:

Unde E 0– valoarea standard a potenţialului redox; n– numărul de electroni transferați; [restaurat ] și [aprox. ] sunt concentrațiile molare ale compusului în forme reduse și, respectiv, oxidate.

Valorile potențialelor standard ale electrodului E 0 sunt date în tabele şi caracterizează proprietăţile oxidative şi reducătoare ale compuşilor: cu cât valoarea este mai pozitivă E 0, cu cât proprietățile oxidante sunt mai puternice și valoarea este mai negativă E 0, cu atât sunt mai puternice proprietățile de restaurare.

De exemplu, pentru F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volți, iar pentru Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volți (procesul este întotdeauna înregistrat pentru reacțiile de reducere).

O reacție redox este o combinație de două semireacții, oxidare și reducere, și este caracterizată de o forță electromotoare (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 restaurare, Unde E 0 okȘi? E 0 restaurare– potențialele standard ale agentului oxidant și reducător pentru o reacție dată.

E.m.f. reactii? E 0 este legată de modificarea energiei libere Gibbs?G și de constanta de echilibru a reacției LA:

?G = – nF?E 0 sau? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reacții la concentrații nestandard? E egal cu: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? IG K sau? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

În cazul echilibrului?G = 0 și?E = 0, de unde provine? E =(0,059/n)lg KȘi K = 10 n?E/0,059.

Pentru ca reacţia să decurgă spontan, trebuie îndeplinite următoarele relaţii: ?G< 0 или K >> 1, căruia îi corespunde condiția? E 0> 0. Prin urmare, pentru a determina posibilitatea unei reacții redox date, este necesar să se calculeze valoarea? E 0. Dacă? E 0 > 0, reacția este în curs. Dacă? E 0< 0, niciun răspuns.

Celulele galvanice– dispozitive care convertesc energia unei reacții chimice în energie electrică.

Celula galvanică a lui Daniel constă din electrozi de zinc și cupru scufundați în soluții de ZnSO 4 și respectiv CuSO 4. Soluțiile de electroliți comunică printr-o partiție poroasă. În acest caz, oxidarea are loc pe electrodul de zinc: Zn > Zn 2+ + 2e, iar reducerea are loc pe electrodul de cupru: Cu 2+ + 2e > Cu. În general, reacția merge: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anod– electrod pe care are loc oxidarea. Catod– electrodul pe care are loc reducerea. În celulele galvanice, anodul este încărcat negativ, iar catodul este încărcat pozitiv. Pe diagramele de elemente, metalul și mortarul sunt separate printr-o linie verticală, iar două mortare sunt separate printr-o linie verticală dublă.

Deci, pentru reacția Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, schema de circuit a celulei galvanice se scrie: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Forța electromotoare (emf) a reacției este? E 0 = E 0 ok – E 0 restaurare= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Din cauza pierderilor, tensiunea creată de element va fi puțin mai mică decât? E 0. Dacă concentrațiile soluțiilor diferă de cele standard, egale cu 1 mol/l, atunci E 0 okȘi E 0 restaurare sunt calculate folosind ecuația Nernst și apoi se calculează fem. celula galvanică corespunzătoare.

Element uscat constă dintr-un corp de zinc, pastă de NH 4 Cl cu amidon sau făină, un amestec de MnO 2 cu grafit și un electrod de grafit. În timpul funcționării sale, are loc următoarea reacție: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Diagrama elementelor: (-)Zn | NH4CI | Mn02, C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

baterii. O baterie cu plumb constă din două plăci de plumb scufundate într-o soluție de acid sulfuric 30% și acoperite cu un strat de PbSO4 insolubil. La încărcarea bateriei, pe electrozi au loc următoarele procese:

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

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

Când bateria este descărcată, pe electrozi au loc următoarele procese:

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

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

Reacția totală poate fi scrisă astfel:

Pentru a funcționa, bateria necesită încărcare regulată și monitorizare a concentrației de acid sulfuric, care poate scădea ușor în timpul funcționării bateriei.

Fracția de masă a substanței în soluție w egal cu raportul dintre masa substanței dizolvate și masa soluției: w = m apă / m soluție sau w = m in-va /(V ??), deoarece m soluție = V p-pa ? ?r-ra.

Concentrația molară Cu egal cu raportul dintre numărul de moli de soluție și volumul de soluție: c = n(mol)/ V(l) sau c = m/(M? V( l )).

Concentrația molară de echivalenți (concentrație normală sau echivalentă) cu e este egal cu raportul dintre numărul de echivalenți ai unei substanțe dizolvate și volumul soluției: cu e = n(echivalent molar)/ V(l) sau cu e = m/(M e? V(l)).

Disocierea electrolitică– descompunerea electrolitului în cationi și anioni sub influența moleculelor de solvent polar.

Gradul de disociere?– raportul dintre concentrația moleculelor disociate (cu diss) și concentrația totală a moleculelor dizolvate (cu vol): ? = cu diss / cu ob.

Electroliții pot fi împărțiți în puternic(? ~ 1) și slab.

Electroliți puternici(pentru ei? ~ 1) – săruri și baze solubile în apă, precum și unii acizi: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 și alții.

Electroliți slabi(pentru ei?<< 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.

Ecuații ale reacțiilor ionice. ÎNÎn ecuațiile ionice ale reacțiilor, electroliții puternici se scriu sub formă de ioni, iar electroliții slabi, substanțele slab solubile și gazele sunt scrise sub formă de molecule. De exemplu:

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

CaCO3v + 2H + + 2Cl? = Ca2+ + 2Cl? + H20 + CO2^

CaCO3v + 2H + = Ca2+ + H2O + CO2^

Reacții între ioni merge spre formarea unei substanțe care produce mai puțini ioni, adică către un electrolit mai slab sau o substanță mai puțin solubilă.

Să aplicăm legea acțiunii masei la echilibrul dintre ioni și molecule într-o soluție de electrolit slab, de exemplu acid acetic:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Constantele de echilibru pentru reacțiile de disociere se numesc constante de disociere. Constantele de disociere caracterizează disocierea electroliților slabi: cu cât constanta este mai mică, cu atât electrolitul slab se disociază mai puțin, cu atât este mai slab.

Acizii polibazici se disociază treptat:

H3P04-H+ + H2P04?

Constanta de echilibru a reacției totale de disociere este egală cu produsul constantelor stadiilor individuale de disociere:

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

Legea diluției lui Ostwald: gradul de disociere a unui electrolit slab (a) crește odată cu scăderea concentrației acestuia, adică cu diluare:

Efectul unui ion comun asupra disocierii unui electrolit slab: adăugarea unui ion comun reduce disocierea electrolitului slab. Deci, atunci când se adaugă CH 3 COOH la o soluție de electrolit slab

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

un electrolit puternic care conține un ion comun CH 3 COOH, adică un ion acetat, de exemplu CH 3 COONa

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

concentrația ionului acetat crește, iar echilibrul de disociere CH 3 COOH se deplasează spre stânga, adică disocierea acidă scade.

Activitatea ionică A – concentrația unui ion, manifestată în proprietățile acestuia.

Factorul de activitatef– raportul de activitate ionică A la concentrare cu: f= a/c sau A = fc.

Dacă f = 1, atunci ionii sunt liberi și nu interacționează între ei. Aceasta se întâmplă în soluții foarte diluate, în soluții de electroliți slabi etc.

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

Coeficientul de activitate depinde de tăria ionică a soluției I: cu cât tăria ionică este mai mare, cu atât coeficientul de activitate este mai mic.

Forța ionică a soluției eu depinde de taxe z și concentrații din ioni:

eu = 0,52?s z 2 .

Coeficientul de activitate depinde de sarcina ionului: cu cât sarcina ionului este mai mare, cu atât coeficientul de activitate este mai mic. Din punct de vedere matematic, dependența coeficientului de activitate f pe puterea ionică euși încărcarea ionului z scris folosind formula Debye-Hückel:

Coeficienții de activitate ionică pot fi determinați folosind următorul tabel:

Apa, un electrolit slab, se disociază, formând ioni de H+ și OH? Acești ioni sunt hidratați, adică conectați la mai multe molecule de apă, dar pentru simplitate sunt scrieți sub formă nehidratată.

H20-H++ OH?.

Pe baza legii acțiunii masei, pentru acest echilibru:

Concentrația moleculelor de apă [H 2 O], adică numărul de moli într-un litru de apă, poate fi considerată constantă și egală cu [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. De aici:

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

Produs ionic al apei– produsul concentrațiilor [H + ] și – este o valoare constantă la temperatură constantă și egală cu 10 -14 la 22°C.

Produsul ionic al apei crește odată cu creșterea temperaturii.

Valoarea pH-ului– logaritm negativ al concentrației ionilor de hidrogen: pH = – log. În mod similar: pOH = – log.

Luând logaritmul produsului ionic al apei rezultă: pH + pHOH = 14.

Valoarea pH-ului caracterizează reacția mediului.

Dacă pH = 7, atunci [H + ] = este un mediu neutru.

Dacă pH-ul< 7, то [Н + ] >– mediu acid.

Dacă pH-ul > 7, atunci [H + ]< – щелочная среда.

Soluțiile tampon sunt soluții care au o anumită concentrație de ioni de hidrogen. pH-ul acestor soluții nu se modifică atunci când sunt diluate și se schimbă puțin atunci când se adaugă cantități mici de acizi și alcalii.

I. O soluție a acidului slab HA, concentrație – din acid și sarea acestuia cu baza tare BA, concentrație – din sare. De exemplu, un tampon acetat este o soluție de acid acetic și acetat de sodiu: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK acid + log(sare/s acru).

II. O soluție a bazei slabe BOH, concentrație - din bazică și sarea acesteia cu un acid puternic BA, concentrație - din sare. De exemplu, un tampon de amoniac este o soluție de hidroxid de amoniu și clorură de amoniu NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК bazic – log(cu sare/cu bazic).

Hidroliza sărurilor– interacțiunea ionilor de sare cu apa pentru a forma un electrolit slab.

Exemple de ecuații de reacție de hidroliză.

I. O sare este formată dintr-o bază tare și un acid slab:

Na2C03 + H20 - NaHC03 + NaOH

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

CO32- + H20-HCO3? + OH?, pH > 7, mediu alcalin.

În a doua etapă, hidroliza practic nu are loc.

II. O sare este formată dintr-o bază slabă și un acid puternic:

AlCI3 + H20 - (AlOH)CI2 + HCI

Al3+ + 3CI? + H2O - AlOH2+ + 2CI? + H + + Cl?

Al3+ + H20 - AlOH2+ + H+, pH< 7.

În a doua etapă, hidroliza are loc mai puțin, iar în a treia etapă practic nu există hidroliză.

III. O sare este formată dintr-o bază tare și un acid tare:

K + + NU 3 ? + H20? fara hidroliza, pH? 7.

IV. O sare este formată dintr-o bază slabă și un acid slab:

CH3COONH4 + H2O - CH3COOH + NH4OH

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

În unele cazuri, când sarea este formată din baze și acizi foarte slabi, are loc hidroliza completă. În tabelul de solubilitate pentru astfel de săruri simbolul este „descompus de apă”:

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

Posibilitatea hidrolizei complete trebuie luată în considerare în reacțiile de schimb:

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

Gradul de hidrolizăh – raportul dintre concentrația moleculelor hidrolizate și concentrația totală a moleculelor dizolvate.

Pentru sărurile formate dintr-o bază tare și un acid slab:

= capрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Din expresie rezultă că gradul de hidroliză h(adică hidroliza) crește:

a) cu creşterea temperaturii, pe măsură ce K(H 2 O) creşte;

b) cu scăderea disocierii acidului care formează sare: cu cât acidul este mai slab, cu atât hidroliza este mai mare;

c) cu diluare: cu cât c este mai mic, cu atât hidroliza este mai mare.

Pentru sărurile formate dintr-o bază slabă și un acid puternic

[H + ] = cap pH = – log.

Pentru sărurile formate dintr-o bază slabă și un acid slab

Protoliza– procesul de transfer de protoni.

Protoliți– acizi și baze care donează și acceptă protoni.

Acid– o moleculă sau un ion capabil să doneze un proton. Fiecare acid are o bază conjugată corespunzătoare. Forța acizilor este caracterizată de constanta acidului K k.

H2CO3 + H2O - H3O+ + HCO3?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H20-2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Baza– o moleculă sau un ion care poate accepta un proton. Fiecare bază are un acid conjugat corespunzător. Rezistența bazelor este caracterizată de constanta bazei K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfoliți– protoliți capabili să elibereze și să dobândească un proton.

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

HCO3? – acid.

HCO3? + H2O - H2CO3 + OH?

HCO3? - fundație.

Pentru apă: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

constante K kȘi K 0 pentru acizii si bazele conjugate sunt legate.

HA + H2O - H3O + + A?,

A? + H2O - HA + OH?,

Într-un sistem format dintr-o soluție și un precipitat, au loc două procese - dizolvarea precipitatului și precipitarea. Egalitatea ratelor acestor două procese este o condiție a echilibrului.

Soluție saturată– o soluție care este în echilibru cu precipitatul.

Legea acțiunii masei aplicată echilibrului dintre precipitat și soluție dă:

Deoarece = const,

LA = Ks(AgCl) = .

In general avem:

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

K s ( A m B n)= [A +n ] m[ÎN -m ] n .

Constanta de solubilitateK s(sau produsul de solubilitate PR) - produsul concentrațiilor ionilor într-o soluție saturată a unui electrolit ușor solubil - este o valoare constantă și depinde numai de temperatură.

Solubilitatea unei substanțe puțin solubile s poate fi exprimat în moli pe litru. In functie de marime s substanțele pot fi împărțite în slab solubile – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l și foarte solubil s>10 -2 mol/l.

Solubilitatea compușilor este legată de produsul lor de solubilitate.

În cazul AgCl: AgCl - Ag ++ Cl?

K s= :

a) starea de echilibru între precipitat și soluție: = Ks.

b) starea de depunere: > K s;în timpul depunerii, concentrațiile ionilor scad până la stabilirea echilibrului;

c) condiția de dizolvare a precipitatului sau existența unei soluții saturate:< K s; Pe măsură ce precipitatul se dizolvă, concentrația ionilor crește până la stabilirea echilibrului.

Compușii de coordonare (complecși) sunt compuși cu o legătură donor-acceptor.

Pentru K 3:

ionii din sfera exterioară – 3K +,

ion sferă interioară – 3-,

agent de complexare – Fe 3+,

liganzi – 6CN?, dentația lor – 1,

numărul de coordonare – 6.

Exemple de agenți de complexare: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ etc.

Exemple de liganzi: molecule polare H2O, NH3, CO şi anioni CNa, CI4, OH? si etc.

Numere de coordonare: de obicei 4 sau 6, mai rar 2, 3 etc.

Nomenclatură. Anionul este numit mai întâi (în cazul nominativ), apoi cationul (în cazul genitiv). Denumirile unor liganzi: NH 3 - amina, H 2 O - aquo, CN? – cian, Cl? – clor, OH? – hidroxo. Denumirile numerelor de coordonare: 2 – di, 3 – trei, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Starea de oxidare a agentului de complexare este indicată:

CI—clorură de diammine argint(I);

SO 4 – sulfat de cupru(II) tetramină;

K 3 – hexacianoferat de potasiu(III).

Teoria legăturii de valență presupune hibridizarea orbitalilor atomului central. Locația orbitalilor hibrizi rezultați determină geometria complexelor.

Ion complex diamagnetic Fe(CN) 6 4-.

Ioni de cianura – donor

Ionul de fier Fe 2+ – acceptor – are formula 3d 6 4s 0 4p 0. Luând în considerare natura diamagnetică a complexului (toți electronii sunt perechi) și numărul de coordonare (sunt necesari 6 orbitali liberi), avem d 2 sp 3-hibridizare:

Complexul este diamagnetic, cu spin scăzut, intraorbital, stabil (nu sunt utilizați electroni externi), octaedric ( d 2 sp 3-hibridizare).

Ion complex paramagnetic FeF 6 3-.

Ionul de fluor este un donator.

Ionul de fier Fe 3+ – acceptor – are formula 3d 5 4s 0 4p 0 .Ținând cont de paramagneticitatea complexului (electronii sunt cuplati) și numărul de coordonare (sunt necesari 6 orbitali liberi), avem sp 3 d 2-hibridizare:

Complexul este paramagnetic, cu spin mare, orbital exterior, instabil (se folosesc orbitali exteriori 4d), octaedric ( sp 3 d 2-hibridizare).

Compușii de coordonare în soluție se disociază complet în ioni ai sferelor interioare și exterioare.

NO3 > Ag(NH3)2 + + NO3a, ? = 1.

Ionii sferei interioare, adică ionii complecși, se disociază în ioni metalici și liganzi, ca electroliții slabi, în etape.

Unde K 1 , LA 2 , LA 1 _ 2 se numesc constante de instabilitateși caracterizează disocierea complexelor: cu cât constanta de instabilitate este mai mică, cu atât complexul se disociază mai puțin, cu atât este mai stabil.

Formula chimica este o imagine care folosește simboluri.

Semne ale elementelor chimice

Semn chimic sau simbolul elementului chimic– aceasta este prima sau două primele litere ale numelui latin al acestui element.

De exemplu: FerrumFe , Cuprum -Cu , OxigeniuO etc.

Tabelul 1: Informații furnizate de un semn chimic

Numele unui simbol chimic în cele mai multe cazuri este citit ca numele unui element chimic. De exemplu, K – potasiu, Ca – calciu, Mg – magneziu, Mn – mangan.

Cazurile în care numele unui simbol chimic este citit diferit sunt prezentate în Tabelul 2:

Formule chimice ale substanțelor simple

Formulele chimice ale majorității substanțelor simple (toate metalele și multe nemetale) sunt semnele elementelor chimice corespunzătoare.

Asa de substanță de fierȘi element chimic fier sunt desemnate la fel - Fe .

Dacă are o structură moleculară (există sub forma , atunci formula sa este simbolul chimic al elementului cu index dreapta jos indicând număr de atomiîntr-o moleculă: H 2, O2, O 3, N 2, F 2, Cl2, BR 2, P 4, S 8.

Tabelul 3: Informații furnizate de un semn chimic

Formule chimice ale substanțelor complexe

Formula unei substanțe complexe se prepară prin notarea semnelor elementelor chimice din care este compusă substanța, indicând numărul de atomi ai fiecărui element din moleculă. În acest caz, de regulă, sunt scrise elemente chimice în ordinea creşterii electronegativităţii în conformitate cu următoarele serii practice:

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

De exemplu, H2O , CaSO4 , Al2O3 , CS 2 , DIN 2 , NaH.

Excepțiile sunt:

• unii compuși ai azotului cu hidrogen (de exemplu, amoniac NH3 , hidrazină N 2H 4 );
• săruri ale acizilor organici (de exemplu, formiat de sodiu HCOONa , acetat de calciu (CH 3COO) 2Ca) ;
• hidrocarburi ( CH 4 , C2H4 , C2H2 ).

Formule chimice ale substanţelor existente sub formă dimeri (NU 2 , P2O 3 , P2O5, săruri de mercur monovalent, de exemplu: HgCl , HgNO3 etc.), scrise sub forma N 2 O4,P 4 O6,P 4 O 10Hg 2 Cl2,Hg 2 ( NU 3) 2 .

Numărul de atomi ai unui element chimic dintr-o moleculă și un ion complex este determinat pe baza conceptului valenţă sau stări de oxidareși este înregistrată index dreapta jos din semnul fiecărui element (se omite indicele 1). În acest caz, se pornește de la regula:

suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor dintr-o moleculă trebuie să fie egală cu zero (moleculele sunt neutre din punct de vedere electric), iar într-un ion complex - sarcina ionului.

De exemplu:

2Al3 + +3SO42- =Al2(SO4)3

Se folosește aceeași regulă la determinarea stării de oxidare a unui element chimic folosind formula unei substanțe sau complex. Este de obicei un element care are mai multe stări de oxidare. Trebuie cunoscute stările de oxidare ale elementelor rămase care formează molecula sau ionul.

Sarcina unui ion complex este suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor atomilor care formează ionul. Prin urmare, atunci când se determină starea de oxidare a unui element chimic într-un ion complex, ionul însuși este plasat între paranteze, iar sarcina sa este scoasă din paranteze.

La compilarea formulelor pentru valență o substanță este reprezentată ca un compus format din două particule de tipuri diferite, ale căror valențe sunt cunoscute. Apoi folosesc regulă:

într-o moleculă, produsul de valență cu numărul de particule de un tip trebuie să fie egal cu produsul de valență cu numărul de particule de alt tip.

De exemplu:

Se numește numărul care precede formula într-o ecuație de reacție coeficient. Ea indică fie numărul de molecule, sau numărul de moli de substanță.

Coeficientul dinaintea simbolului chimic, indică numărul de atomi ai unui element chimic dat, iar în cazul în care semnul este formula unei substanțe simple, coeficientul indică fie număr de atomi, sau numărul de moli ai acestei substanţe.

De exemplu:

• 3 Fe– trei atomi de fier, 3 moli de atomi de fier,
• 2 H– doi atomi de hidrogen, 2 moli de atomi de hidrogen,
• H 2– o moleculă de hidrogen, 1 mol de hidrogen.

Formulele chimice ale multor substanțe au fost determinate experimental, motiv pentru care sunt numite "empiric".

Tabelul 4: Informații furnizate de formula chimică a unei substanțe complexe

Formule grafice

Pentru a obține informații mai complete despre o substanță, utilizați formule grafice , care indică ordinea conexiunii atomilor dintr-o moleculăȘi valența fiecărui element.

Formulele grafice ale substanțelor formate din molecule, uneori, într-o măsură sau alta, reflectă structura (structura) acestor molecule în aceste cazuri pot fi numite structural .

Pentru a compila o formulă grafică (structurală) a unei substanțe, trebuie să:

• Determinați valența tuturor elementelor chimice care formează substanța.
• Notați semnele tuturor elementelor chimice care formează substanța, fiecare într-o cantitate egală cu numărul de atomi ai unui element dat din moleculă.
• Conectați semnele elementelor chimice cu liniuțe. Fiecare liniuță denotă o pereche care comunică între elemente chimice și, prin urmare, aparține în mod egal ambelor elemente.
• Numărul de linii care înconjoară semnul unui element chimic trebuie să corespundă cu valența acestui element chimic.
• La formularea acizilor care conțin oxigen și a sărurilor acestora, atomii de hidrogen și atomii de metal sunt legați de elementul care formează acid printr-un atom de oxigen.
• Atomii de oxigen sunt combinați între ei numai la formularea peroxizilor.

Exemple de formule grafice: