Moderné symboly pre chemické prvky zaviedol do vedy v roku 1813 J. Berzelius. Podľa jeho návrhu sú prvky označené začiatočnými písmenami latinského názvu. Napríklad kyslík (Oxygenium) sa označuje písmenom O, síra (Sulphur) písmenom S, vodík (Hydrogenium) písmenom H. V prípadoch, keď názvy prvkov začínajú rovnakým písmenom, je ešte jedno písmeno. pridané k prvému písmenu. Uhlík (Carboneum) má teda symbol C, vápnik (Calcium) - Ca, meď (Cuprum) - Cu.

Chemické značky nie sú len skrátené názvy prvkov: vyjadrujú aj určité veličiny (alebo hmotnosti), t.j. Každý symbol predstavuje buď jeden atóm prvku alebo jeden mól jeho atómov, alebo hmotnosť prvku, ktorá sa rovná (alebo je úmerná) molárnej hmotnosti tohto prvku. Napríklad C znamená buď jeden atóm uhlíka alebo jeden mól atómov uhlíka, alebo 12 hmotnostných jednotiek (zvyčajne 12 g) uhlíka.

Chemické vzorce

Vzorce látok tiež označujú nielen zloženie látky, ale aj jej množstvo a hmotnosť. Každý vzorec predstavuje buď jednu molekulu látky alebo jeden mól látky, alebo hmotnosť látky, ktorá sa rovná (alebo je úmerná) jej molárnej hmotnosti. Napríklad H2O predstavuje buď jednu molekulu vody, alebo jeden mól vody, alebo 18 hmotnostných jednotiek (zvyčajne (18 g) vody).

Jednoduché látky sú tiež označené vzorcami, ktoré ukazujú, z koľkých atómov pozostáva molekula jednoduchej látky: napríklad vzorec pre vodík H2. Ak atómové zloženie molekuly jednoduchej látky nie je presne známe alebo látka pozostáva z molekúl obsahujúcich rôzny počet atómov, a tiež ak má skôr atómovú alebo kovovú štruktúru ako molekulovú, jednoduchá látka sa označí symbol prvku. Napríklad jednoduchá látka fosfor sa označuje vzorcom P, pretože v závislosti od podmienok môže fosfor pozostávať z molekúl s rôznym počtom atómov alebo môže mať polymérnu štruktúru.

Chemické vzorce na riešenie problémov

Vzorec látky sa určí na základe výsledkov analýzy. Napríklad podľa analýzy glukóza obsahuje 40 % (hmotn.) uhlíka, 6,72 % (hmotn.) vodíka a 53,28 % (hmotn.) kyslíka. Preto sú hmotnosti uhlíka, vodíka a kyslíka v pomere 40:6,72:53,28. Označme požadovaný vzorec pre glukózu C x H y O z, kde x, y a z sú počty atómov uhlíka, vodíka a kyslíka v molekule. Hmotnosti atómov týchto prvkov sú v tomto poradí rovné 12,01; 1.01 a 16.00 hod Preto molekula glukózy obsahuje 12,01x amu. uhlík, 1,01 u amu vodík a 16,00 za.u.m. kyslík. Pomer týchto hmotností je 12,01x:1,01y:16,00z. Tento vzťah sme však už našli na základe údajov analýzy glukózy. Preto:

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

Podľa vlastností pomeru:

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

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

Preto v molekule glukózy sú dva atómy vodíka a jeden atóm kyslíka na atóm uhlíka. Túto podmienku spĺňajú vzorce CH20, C2H402, C3H603 atď. Prvý z týchto vzorcov - CH20- sa nazýva najjednoduchší alebo empirický vzorec; má molekulovú hmotnosť 30,02. Na zistenie skutočného alebo molekulového vzorca je potrebné poznať molekulovú hmotnosť danej látky. Pri zahrievaní sa glukóza zničí bez toho, aby sa zmenila na plyn. Ale jeho molekulová hmotnosť môže byť určená inými metódami: je rovná 180. Z porovnania tejto molekulovej hmotnosti s molekulovou hmotnosťou zodpovedajúcou najjednoduchšiemu vzorcu je zrejmé, že vzorec C6H12O6 zodpovedá glukóze.

Chemický vzorec je teda obrazom zloženia látky pomocou symbolov chemických prvkov, číselných indexov a niektorých ďalších znakov. Rozlišujú sa tieto typy vzorcov:

— najjednoduchšie , ktorý sa získa experimentálne stanovením pomeru chemických prvkov v molekule a použitím hodnôt ich relatívnych atómových hmotností (pozri príklad vyššie);

— molekulárne , ktorý možno získať poznaním najjednoduchšieho vzorca látky a jej molekulovej hmotnosti (pozri príklad vyššie);

— racionálny , zobrazujúce skupiny atómov charakteristické pre triedy chemických prvkov (R-OH - alkoholy, R - COOH - karboxylové kyseliny, R - NH 2 - primárne amíny atď.);

— štrukturálny (grafický) , zobrazujúci relatívne usporiadanie atómov v molekule (môže byť dvojrozmerné (v rovine) alebo trojrozmerné (v priestore));

— elektronické, zobrazujúci distribúciu elektrónov cez orbitály (napísané len pre chemické prvky, nie pre molekuly).

Pozrime sa bližšie na príklad molekuly etylalkoholu:

1. najjednoduchší vzorec etanolu je C2H60;
2. molekulový vzorec etanolu je C2H60;
3. racionálny vzorec etanolu je C2H5OH;

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

Hlavná:

Kuznecovová N.E. atď. Chémia. 8. ročník-10. ročník – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznecovová N.E., Litvinová T.N., Levkin A.N. Chémia.11 ročník v 2 častiach, 2005-2007.

Egorov A.S. Chémia. Nová učebnica prípravy na vysokoškolské štúdium. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 s.

Egorov A.S. Chémia: moderný kurz na prípravu na jednotnú štátnu skúšku. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 s.

Egorov A.S. Vlastný návod na riešenie chemických problémov. – Rostov na Done: Phoenix, 2000. – 352 s.

Príručka chémie/tutor pre uchádzačov o štúdium na univerzitách. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 s.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problémy v chémii pre uchádzačov na vysoké školy. M.: Vysoká škola. 2007.–302 s.

Ďalšie:

Vrublevsky A.I.. Vzdelávacie a školiace materiály na prípravu na centralizované testovanie z chémie / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 s.

Vrublevsky A.I.. 1000 problémov z chémie s reťazcami transformácií a kontrolné testy pre školákov a uchádzačov – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 s.

Egorov A.S.. Všetky typy výpočtových úloh z chémie na prípravu na Jednotnú štátnu skúšku – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 s.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Typické úlohy a cvičenia na prípravu na skúšku z chémie. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 s.

Jednotná štátna skúška 2007. Chémia. Vzdelávacie a školiace materiály pre prípravu študentov / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 s.

Jednotná štátna skúška 2011. Chémia. Vzdelávacia a školiaca súprava vyd. A.A. Kaverina – M.: Národná výchova, 2011.

Jediné skutočné možnosti úloh pripraviť sa na jednotnú štátnu skúšku. Jednotná štátna skúška 2007. Chémia/V.Yu. Mishina, E.N. Strelníková. M.: Federal Testing Center, 2007.–151 s.

Kaverina A.A. Optimálna banka úloh na prípravu študentov. Jednotná štátna skúška 2012. Chémia. Učebnica./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 s.

Litvinová T.N., Vyskubová N.K., Azhipa L.T., Solovyová M.V.. Testové úlohy nad rámec testov pre študentov 10-mesačných korešpondenčných prípravných kurzov (metodické pokyny). Krasnodar, 2004. – S. 18 – 70.

Litvínova T.N.. Chémia. Jednotná štátna skúška 2011. Tréningové testy. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 s.

Litvínova T.N.. Chémia. Testy na jednotnú štátnu skúšku. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 s.

Litvínova T.N.. Chémia. Zákony, vlastnosti prvkov a ich zlúčenín. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 s.

Litvinová T.N., Melniková E.D., Solovyová M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chémia v úlohách pre uchádzačov o štúdium na vysokých školách – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 s.

Vzdelávací a metodický komplex z chémie pre študentov zdravotníckych a biologických tried, vyd. T.N. Litvinová – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Chémia. Jednotná štátna skúška 2008. Vstupné testy, učebná pomôcka / vyd. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Légia, 2008.– 271 s.

Zoznam webových stránok o chémii:

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

2. Chémia pre každého. Elektronická referenčná kniha pre kompletný kurz chémie.

http:// www. informika. ru/ text/ databázy/ chémia/ ŠTART. html

3. Školská chémia - referenčná kniha. http:// www. školská chémia. podľa. ru

4. Doučovateľ chémie. http://www. chemistry.nm.ru

Internetové zdroje

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chémia pre každého. Elektronická referenčná kniha pre kompletný kurz chémie.

http:// www. informika. ru/ text/ databázy/ chémia/ ŠTART. html

Školská chémia - referenčná kniha. http:// www. školská chémia. podľa. ru

http://www.classchem.narod.ru

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

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- vzdelávacie internetové zdroje o chémii

http://schoolchemistry.by.ru/- školská chémia. Táto stránka má možnosť absolvovať online testovanie na rôzne témy, ako aj demo verzie Unified State Exam

Chémia a život – XXI. storočie: populárno-vedecký časopis. http:// www. hij. ru

Lekcia pojednáva o algoritme na zostavovanie chemických vzorcov látok na základe známych mocností chemických prvkov. Učiteľ vysvetlí dva rôzne spôsoby odvodenia chemického vzorca látky.

2. určte počet spoločných valenčných jednotiek, rovná sa najmenšiemu spoločnému násobku valencií prvkov: LCM (2,4) = 4;

3. určiť počet atómov každého chemického prvku v molekule vydelením počtu spoločných valenčných jednotiek valenciou prvku;

4. napíšte vzorec látky: SO 2.

Príklad 2. Urobme vzorec pre látku tvorenú atómami fosforu (s valenciou V) a atómami kyslíka.

1. Napíšte znamienka prvkov a naznačte nad nimi ich valencie: .

2. Nájdite počet spoločných valenčných jednotiek: LCM(2,5)=10

3. Zistite počet atómov fosforu v molekule: 10:5=2.

4. Nájdite počet atómov kyslíka v molekule: 10:2=5.

5. Zapíšme si vzorec látky: .

Ryža. 2. Zostavenie chemického vzorca oxidu fosforečného

1. Emelyanova E.O., Iodko A.G. Organizácia kognitívnej činnosti žiakov na hodinách chémie v 8.-9. Základné poznámky s praktickými úlohami, testy: Časť I. - M.: School Press, 2002. (s. 33)

2. Ushakova O.V. Pracovný zošit z chémie: 8. ročník: k učebnici P.A. Orzhekovsky a ďalší. 8. trieda“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovskij; pod. vyd. Prednášal prof. P.A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 36-38)

3. Chémia: 8. ročník: učebnica. pre všeobecné vzdelanie inštitúcie / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, L.S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005.(§16)

4. Chémia: inorg. chémia: učebnica. pre 8. ročník. všeobecné vzdelanie inštitúcie / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Vzdelávanie, OJSC “Moskva učebnice”, 2009. (§§11,12)

5. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. ed.V.A. Volodin, Ved. vedecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

Ďalšie webové zdroje

1. Jednotná zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov ().

2. Elektronická verzia časopisu „Chémia a život“ ().

Domáca úloha

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

2. s. 38 č. 9 z pracovného zošita z chémie: 8. ročník: k učebnici od P.A. Orzhekovsky a ďalší. 8. trieda“ / O.V. Ushakova, P.I. Bespalov, P.A. Oržekovskij; pod. vyd. Prednášal prof. P.A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

Chémia– náuka o zložení, štruktúre, vlastnostiach a premenách látok.

Atómovo-molekulárna veda. Látky pozostávajú z chemických častíc (molekuly, atómy, ióny), ktoré majú zložitú štruktúru a pozostávajú z elementárnych častíc (protónov, neutrónov, elektrónov).

Atom– neutrálna častica pozostávajúca z kladného jadra a elektrónov.

Molekula– stabilná skupina atómov spojených chemickými väzbami.

Chemický prvok– typ atómov s rovnakým jadrovým nábojom. Element označujú

kde X je symbol prvku, Z– poradové číslo prvku v Periodickej tabuľke prvkov D.I. Mendelejev, A– hromadné číslo. Sériové číslo Z sa rovná náboju atómového jadra, počtu protónov v atómovom jadre a počtu elektrónov v atóme. Hromadné číslo A rovná súčtu počtu protónov a neutrónov v atóme. Počet neutrónov sa rovná rozdielu A–Z.

Izotopy- atómy toho istého prvku s rôznymi hmotnostnými číslami.

Relatívna atómová hmotnosť(A r) je pomer priemernej hmotnosti atómu prvku prírodného izotopového zloženia k 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12C.

Relatívna molekulová hmotnosť(M r) je pomer priemernej hmotnosti molekuly látky prírodného izotopového zloženia k 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12 C.

Jednotka atómovej hmotnosti(a.u.m) – 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 rokov

Krtko– množstvo látky obsahujúcej toľko štruktúrnych jednotiek (atómov, molekúl, iónov), koľko je atómov v 0,012 kg izotopu uhlíka 12C. Krtko– množstvo látky obsahujúcej 6,02 10 23 štruktúrnych jednotiek (atómy, molekuly, ióny).

n = N/N A, Kde (X) =- látkové množstvo (mol), N– počet častíc, a N A– Avogadrova konštanta. Množstvo látky môžeme označiť aj symbolom v.

Avogadrova konštanta N A = 6,02 10 23 častíc/mol.

Molárna hmota(X)(g/mol) – pomer hmotnosti látky m d) na množstvo látky (X) =(mol):

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

Molárny objem plynuV M(l/mol) – pomer objemu plynu V l) na látkové množstvo tohto plynu (X) =(mol). Za normálnych podmienok V M = 22,4 l/mol.

Normálne podmienky: teplota t = 0°C, príp T = 273 K, tlak p = 1 atm = 760 mm. Hg čl. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

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

Výsledkom je všeobecný vzorec:

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

Ekvivalent- skutočná alebo fiktívna častica, ktorá interaguje s jedným atómom vodíka, alebo ho nahrádza, alebo je mu iným spôsobom ekvivalentná.

Ekvivalenty molárnej hmotnosti M e– pomer hmotnosti látky k počtu ekvivalentov tejto látky: M e = m/n (ekv) .

Pri reakciách výmeny náboja je molárna hmotnosť látkových ekvivalentov

s molárnou hmotnosťou Hustota plynnej látky X vo vzduchu sa rovná: M e = M/(n ? m).

Pri redoxných reakciách molárna hmotnosť ekvivalentov látky s molárnou hmotnosťou Hustota plynnej látky X vo vzduchu sa rovná: M e = M/n(e), Kde n(e)– počet prenesených elektrónov.

Zákon ekvivalentov– hmotnosti reaktantov 1 a 2 sú úmerné molárnym hmotnostiam ich ekvivalentov. m1/m2= M E1/M E2, alebo m1/M E1 = m2/M E2, alebo n 1 = n 2, Kde m 1 A m 2- hmotnosti dvoch látok, M E1 A M E2– molárne hmotnosti ekvivalentov, n 1 A n 2– počet ekvivalentov týchto látok.

Pre riešenia možno zákon ekvivalentov zapísať takto:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Kde s E1, s E2, V1 A V 2– molárne koncentrácie ekvivalentov a objemy roztokov týchto dvoch látok.

Spojené plynové zákony: pV = nRT, Kde p- tlak (Pa, kPa), V- objem (m 3, l), (X) =– množstvo plynnej látky (mol), T – teplota (K), T(K) = t(°C) + 273, nRT- stály, R= 8,314 J/(K? mol), kde J = Pam3 = kPal.

Dualita vlny a častíc hmota – myšlienka, že každý objekt môže mať vlnové aj korpuskulárne vlastnosti. Louis de Broglie navrhol vzorec spájajúci vlnové a korpuskulárne vlastnosti objektov: ? = h/(mV), Kde h- Planckova konštanta, ? – vlnová dĺžka, ktorá zodpovedá hmotnosti každého telesa m a rýchlosť V. Hoci vlnové vlastnosti existujú pre všetky objekty, možno ich pozorovať iba pre mikroobjekty s hmotnosťou rádovo ako hmotnosť atómu a elektrónu.

Heisenbergov princíp neistoty: a (mV x) y > h/2n alebo ?V x ?x > h/(2?m), Kde m- hmotnosť častíc, X- jeho súradnice, V x- rýchlosť v smere X, ?– neistota, chyba v určení. Princíp neurčitosti znamená, že nie je možné súčasne uviesť polohu (súradnicu) X) a rýchlosť (V x)častice.

Častice s malými hmotnosťami (atómy, jadrá, elektróny, molekuly) nie sú časticami v zmysle newtonovskej mechaniky a nemôžu byť študované klasickou fyzikou. Študuje ich kvantová fyzika.

Hlavné kvantové číslo(X) = nadobúda hodnoty 1, 2, 3, 4, 5, 6 a 7, ktoré zodpovedajú elektronickým úrovniam (vrstvám) K, L, M, N, O, P a Q.

úroveň– priestor, kde sa nachádzajú elektróny s rovnakým počtom n. Elektróny rôznych úrovní sú od seba priestorovo a energeticky oddelené, keďže počet (X) = určuje energiu elektrónov E(viac n, viac E) a vzdialenosť nRT medzi elektrónmi a jadrom (čím viac n, viac R).

Orbitálne (bočné, azimutálne) kvantové číslol nadobúda hodnoty v závislosti od čísla n:l= 0, 1,…((X) =- 1). Napríklad, ak n= 2, potom l = 0,1; Ak n= 3, potom l = 0, 1, 2. Číslo l charakterizuje podúroveň (podvrstvu).

Podúroveň– priestor, kde sú elektróny s určitými (X) = A l. Podúrovne danej úrovne sú určené v závislosti od počtu l:s- Ak l = 0, p- Ak l = 1, C +- Ak l = 2, f- Ak l = 3. Podúrovne daného atómu sú označené v závislosti od čísel (X) = A l, napríklad: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) atď. Podúrovne danej úrovne majú rôzne energie (čím viac l, viac E): E s< E < Е А < … a rôzne tvary orbitálov, ktoré tvoria tieto podúrovne: s-orbitál má tvar gule, p-orbitál má tvar činky atď.

Magnetické kvantové číslom 1 charakterizuje orientáciu orbitálneho magnetického momentu, rovnú l, v priestore vzhľadom na vonkajšie magnetické pole a nadobúda tieto hodnoty: – l,…-1, 0, 1,…l, t.j. celkom (2l + 1) hodnotu. Napríklad, ak l = 2, potom m1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitálny(časť podúrovne) – priestor, kde sa s určitosťou nachádzajú elektróny (nie viac ako dva). n, l, m1. Podúroveň obsahuje 2l+1 orbitálny. Napríklad, C +– podúroveň obsahuje päť d-orbitálov. Orbitály rovnakej podúrovne s rôznymi číslami m 1, mať rovnakú energiu.

Magnetické spinové číslopani charakterizuje orientáciu vlastného magnetického momentu elektrónu s, ktorý sa rovná?, vzhľadom na vonkajšie magnetické pole a nadobúda dve hodnoty: +? A _?.

Elektróny v atóme obsadzujú úrovne, podúrovne a orbitály podľa nasledujúcich pravidiel.

Pauliho pravidlo: V jednom atóme nemôžu mať dva elektróny štyri rovnaké kvantové čísla. Musia sa líšiť aspoň v jednom kvantovom čísle.

Z Pauliho pravidla vyplýva, že orbitál nemôže obsahovať viac ako dva elektróny, podúroveň môže obsahovať maximálne 2 (2l + 1) elektróny, hladina nemôže obsahovať viac 2n 2 elektróny.

Klechkovského pravidlo: elektronické podúrovne sa vypĺňajú podľa stúpajúceho počtu (n + l), a v prípade rovnakej sumy (n+l)– vzostupne podľa čísla n.

Grafická podoba Klechkovského pravidla.

Podľa Klechkovského pravidla sa podúrovne vyplnia v nasledujúcom poradí: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Hoci k vypĺňaniu podúrovní dochádza podľa Klechkovského pravidla, v elektronickom vzorci sú podúrovne zapísané postupne podľa úrovne: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f atď. Elektrónový vzorec atómu brómu je teda napísaný takto: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Elektronické konfigurácie množstva atómov sa líšia od tých, ktoré predpovedalo Klechkovského pravidlo. Takže pre Cr a Cu:

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

Pravidlo Hunda (Gunda): Plnenie orbitálov danej podúrovne sa uskutočňuje tak, aby celkový spin bol maximálny. Orbitály danej čiastkovej úrovne sú vyplnené najskôr jedným elektrónom naraz.

Elektronické konfigurácie atómov môžu byť zapísané úrovňami, podúrovňami, orbitálmi. Napríklad elektronický vzorec P(15e) možno napísať:

a) podľa úrovní)2)8)5;

b) podľa podúrovní 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) orbitálne

Príklady elektronických vzorcov niektorých atómov a iónov:

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

V 3+ (20e) 1 s 2 2 s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 3 s 2 4 s 0.

Podľa metódy valenčnej väzby vzniká väzba medzi atómami A a B zdieľaním páru elektrónov.

Valencia charakterizuje schopnosť atómov vytvárať chemické väzby a rovná sa počtu chemických väzieb vytvorených atómom. Podľa metódy valenčnej väzby sa valencia rovná počtu zdieľaných párov elektrónov a v prípade kovalentnej väzby sa valencia rovná počtu nespárovaných elektrónov na vonkajšej úrovni atómu v jeho základnom alebo excitovanom stave. .

Napríklad pre uhlík a síru:

Sýtosť kovalentná väzba: atómy tvoria obmedzený počet väzieb rovný ich valencii.

Hybridizácia atómových orbitálov– miešanie atómových orbitálov (AO) rôznych podúrovní atómu, ktorých elektróny sa podieľajú na tvorbe ekvivalentných ?-väzieb. Hybridná orbitálna (HO) ekvivalencia vysvetľuje ekvivalenciu vytvorených chemických väzieb. Napríklad v prípade štvormocného atómu uhlíka existuje jeden 2 s – a tri 2p-elektrón. Na vysvetlenie ekvivalencie štyroch ?-väzieb tvorených uhlíkom v molekulách CH 4, CF 4 atď., atómová s- a tri R- orbitály sú nahradené štyrmi ekvivalentnými hybridnými sp 3- orbitály:

Zamerajte sa Kovalentná väzba je taká, že vzniká v smere maximálneho prekrytia orbitálov, ktoré tvoria spoločný pár elektrónov.

V závislosti od typu hybridizácie majú hybridné orbitaly špecifické umiestnenie vo vesmíre:

sp– lineárny, uhol medzi osami orbitálov je 180°;

sp 2– trojuholníkový, uhly medzi osami orbitálov sú 120°;

sp 3– tetraedrický, uhly medzi osami orbitálov sú 109°;

sp 3 d 1– trigonálne-bipyramídové, uhly 90° a 120°;

sp 2 d 1– štvorcový, uhly medzi osami orbitálov sú 90°;

sp 3 d 2– oktaedrický, uhly medzi osami orbitálov sú 90°.

Podľa teórie molekulových orbitálov sa molekula skladá z jadier a elektrónov. V molekulách sú elektróny umiestnené v molekulových orbitáloch (MO). MO vonkajších elektrónov majú zložitú štruktúru a považujú sa za lineárnu kombináciu vonkajších orbitálov atómov, ktoré tvoria molekulu. Počet vytvorených MO sa rovná počtu AO zapojených do ich tvorby. Energie MO môžu byť nižšie (väzbové MO), rovnaké (neväzbové MO) alebo vyššie (protiväzbové MO) ako energie AO, ktoré ich tvoria.

Podmienky interakcie JSC

1. AO interagujú, ak majú podobné energie.

2. AO interagujú, ak sa prekrývajú.

3. AO interagujú, ak majú vhodnú symetriu.

Pre dvojatómovú molekulu AB (alebo akúkoľvek lineárnu molekulu) môže byť symetria MO:

Ak má daný MO os symetrie,

Ak má daný MO rovinu symetrie,

Ak má MO dve na seba kolmé roviny symetrie.

Prítomnosť elektrónov na väzbových MO stabilizuje systém, pretože znižuje energiu molekuly v porovnaní s energiou atómov. Charakterizuje sa stabilita molekuly poradie väzby n, rovná: n = (n svetlo – n veľkosť)/2, Kde n svetlo a n veľkosť - počet elektrónov vo väzbových a antiväzbových orbitáloch.

Plnenie MO elektrónmi prebieha podľa rovnakých pravidiel ako zapĺňanie AO v atóme, a to: Pauliho pravidlo (na MO nemôžu byť viac ako dva elektróny), Hundovo pravidlo (celkový spin musí byť maximálny) atď. .

Interakcia 1s-AO atómov prvej periódy (H a He) vedie k vytvoreniu väzby?-MO a antiväzby?*-MO:

Elektronické vzorce molekúl, usporiadanie väzieb n, experimentálne energie väzieb E a medzimolekulové vzdialenosti nRT pre dvojatómové molekuly z atómov prvej periódy sú uvedené v nasledujúcej tabuľke:

Ostatné atómy druhej periódy obsahujú okrem 2s-AO aj 2p x -, 2p y – a 2p z -AO, ktoré pri interakcii môžu vytvárať?– a?-MO. Pre atómy O, F a Ne sa energie 2s- a 2p-AO výrazne líšia a interakciu medzi 2s-AO jedného atómu a 2p-AO iného atómu možno zanedbať, berúc do úvahy interakciu medzi 2s-AO dvoch atómov oddelene od interakcie ich 2p-AO. Schéma MO pre molekuly O2, F2, Ne2 má nasledujúcu formu:

Pre atómy B, C, N sú energie 2s– a 2p-AO blízke svojimi energiami a 2s-AO jedného atómu interaguje s 2p z-AO iného atómu. Preto sa poradie MO v molekulách B2, C2 a N2 líši od poradia MO v molekulách O2, F2 a Ne2. Nižšie je uvedená schéma MO pre molekuly B2, C2 a N2:

Na základe uvedených MO schém je možné napríklad zapísať elektrónové vzorce molekúl O 2 , O 2 + a O 2 ?:

O2+ (11e)? s2? s *2? z 2 (? x 2? y 2)(? x *1? y *0)

n = 2 R = 0,121 nm;

O2 (12e)? s2? s *2? z 2 (? x 2? y 2)(? x *1? y *1)

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

O2?(13e)? s2? s *2? z 2 (? x 2? y 2)(? x *2? y *1)

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

V prípade molekuly O 2 nám teória MO umožňuje predvídať väčšiu silu tejto molekuly, keďže n = 2, charakter zmien väzbových energií a medzijadrových vzdialeností v rade O 2 + – O 2 – O 2 ?, ako aj paramagnetizmus molekuly O 2, ktorej horné MO majú dva nepárové elektróny.

Iónová väzba– elektrostatická väzba medzi iónmi s opačným nábojom. Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby. Iónová väzba sa vytvorí, ak je rozdiel v elektronegativite atómov X väčší ako 1,5–2,0.

Iónová väzba je nesmerové nesýtené komunikácia V kryštáli NaCl je ión Na+ priťahovaný všetkými iónmi Cl? a je odpudzovaný všetkými ostatnými iónmi Na +, bez ohľadu na smer interakcie a počet iónov. To určuje väčšiu stabilitu iónových kryštálov v porovnaní s iónovými molekulami.

Vodíková väzba– väzba medzi atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom (F, CI, N) inej molekuly.

Existencia vodíkovej väzby vysvetľuje anomálne vlastnosti vody: teplota varu vody je oveľa vyššia ako teplota jej chemických analógov: tkip (H 2 O) = 100 °C a t kip (H 2 S) = - 61 °C. Medzi molekulami H 2 S sa nevytvárajú žiadne vodíkové väzby.

energie(E)- schopnosť produkovať prácu. Mechanická práca (A) sa vykonáva napríklad plynom pri jeho expanzii: A = p?V.

Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri absorpcii energie, sú: endotermický.

Reakcie, ktoré zahŕňajú uvoľnenie energie, sú: exotermický.

Druhy energie: tepelná, svetelná, elektrická, chemická, jadrová energia atď.

Druhy energie: kinetické a potenciálne.

Kinetická energia– energia pohybujúceho sa telesa, to je práca, ktorú telo môže vykonať predtým, než dosiahne pokoj.

Teplo (Q)– druh kinetickej energie – spojený s pohybom atómov a molekúl. Pri komunikácii s telesom hmoty (m) a merná tepelná kapacita (c) tepla Q sa jeho teplota zvýši o? t: ?Q = m s ?t, kde? t = AQ/(ct).

Potenciálna energia- energia získaná telesom v dôsledku zmeny jeho polohy v priestore alebo jeho častí. Energia chemických väzieb je typom potenciálnej energie.

Prvý zákon termodynamiky: energia môže prechádzať z jedného typu na druhý, ale nemôže zaniknúť ani vzniknúť.

Vnútorná energia (U) – súčet kinetických a potenciálnych energií častíc, ktoré tvoria teleso. Teplo absorbované pri reakcii sa rovná rozdielu vo vnútornej energii reakčných produktov a činidiel (Q = ?U = U 2 – U 1), za predpokladu, že systém nevykonal žiadnu prácu na životnom prostredí. Ak reakcia prebieha pri konštantnom tlaku, potom uvoľnené plyny pôsobia proti vonkajším tlakovým silám a teplo absorbované počas reakcie sa rovná súčtu zmien vnútornej energie. ?U a práca A = p?V. Toto teplo absorbované pri konštantnom tlaku sa nazýva zmena entalpie: ? Н = ?U + p?V, definovanie entalpia Ako H = U + pV. Reakcie kvapalných a pevných látok prebiehajú bez výraznejších zmien objemu (V = 0), tak čo tieto reakcie? N blízko ?U (?Н = ?U). Pre reakcie so zmenou hlasitosti máme ?Н > ?U, ak prebieha rozširovanie, a ?N< ?U , ak dôjde ku kompresii.

Zmena entalpie sa zvyčajne vzťahuje na štandardný stav látky: to znamená pre čistú látku v určitom skupenstve (tuhé, kvapalné alebo plynné), pri tlaku 1 atm = 101 325 Pa, teplote 298 K a koncentrácia látok 1 mol/l.

Štandardná entalpia tvorby?– teplo uvoľnené alebo absorbované počas tvorby 1 mólu látky z jednoduchých látok, ktoré ju tvoria, za štandardných podmienok. Napríklad, ?N arr.(NaCI) = -411 kJ/mol. To znamená, že pri reakcii Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) pri vzniku 1 molu NaCl sa uvoľní 411 kJ energie.

Štandardná entalpia reakcie?H– zmena entalpie počas chemickej reakcie určená vzorcom: ?N = ?N arr.(Produkty) - ?N arr.(činidlá).

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

H = ?Ho6p (NH4CI) –?Ho6p (NH3) –?Ho6p (HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 kJ.

Ak? N< 0, potom je reakcia exotermická. Ak? N> 0, potom je reakcia endotermická.

zákon Hess: Štandardná entalpia reakcie závisí od štandardných entalpií reaktantov a produktov a nezávisí od dráhy reakcie.

Spontánne procesy môžu byť nielen exotermické, teda procesy s poklesom energie (?N< 0), ale môžu to byť aj procesy endotermické, t.j. procesy so zvyšujúcou sa energiou (?N> 0). Vo všetkých týchto procesoch sa „porucha“ systému zvyšuje.

EntropiaS – fyzikálna veličina charakterizujúca stupeň neusporiadanosti systému. S – štandardná entropia, ?S – zmena štandardnej entropie. Ak?S > 0, porucha sa zvyšuje, ak AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Pre procesy, v ktorých počet častíc klesá, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Procesy sa vyskytujú spontánne s uvoľňovaním energie, t.j. na čo? N< 0, a so zvyšujúcou sa entropiou, teda pre ktorú?S > 0. Zohľadnenie oboch faktorov vedie k výrazu pre Gibbsova energia: G = H – TS alebo? G = ?H – T?S. Reakcie, pri ktorých klesá Gibbsova energia, t.j< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, nechoďte spontánne. Podmienka?G = 0 znamená, že medzi produktmi a reaktantmi bola nastolená rovnováha.

Pri nízkych teplotách, kedy je hodnota = 101 325 Pa, je blízko nule, dochádza len k exotermickým reakciám, keďže T?S– málo a?G = ? N< 0. Pri vysokých teplotách hodnoty T?S skvelé, a zanedbanie veľkosti? N, máme?G = – T?S, t.j. procesy so zvyšujúcou sa entropiou budú prebiehať spontánne, pre ktoré?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Hodnota AG pre konkrétnu reakciu môže byť určená vzorcom:

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

V tomto prípade sú hodnoty ?G o br, ako aj? N arr. a?S o br pre veľký počet látok sú uvedené v osobitných tabuľkách.

Rýchlosť chemickej reakcie(v) je určená zmenou molárnej koncentrácie reaktantov za jednotku času:

Kde v– rýchlosť reakcie, s – molárna koncentrácia činidla, t- čas.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od povahy reaktantov a reakčných podmienok (teplota, koncentrácia, prítomnosť katalyzátora atď.)

Účinok koncentrácie. IN V prípade jednoduchých reakcií je reakčná rýchlosť úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, braných v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom.

Na reakciu

kde 1 a 2 sú smery doprednej a spätnej reakcie:

v1 = k1? [A] m? [B]n a

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

Kde v-rýchla reakcia, u– rýchlostná konštanta, [A] – molárna koncentrácia látky A.

Molekularita reakcie– počet molekúl zúčastňujúcich sa elementárneho aktu reakcie. Pre jednoduché reakcie napr. mA + nB> рС + qD, molekulová hmotnosť sa rovná súčtu koeficientov (m + n). Reakcie môžu byť jednomolekulové, dvojmolekulové a zriedkavo trojmolekulové. Reakcie s vyššou molekulovou hmotnosťou sa nevyskytujú.

Poradie reakcie sa rovná súčtu exponentov stupňov koncentrácie v experimentálnom vyjadrení rýchlosti chemickej reakcie. Takže pre komplexnú reakciu

mA + nB > рС + qD experimentálny výraz pre rýchlosť reakcie je

v 1 = k 1? [A] ? ? [IN] ? a poradie reakcií je (? + ?). kde? a? sa nachádzajú experimentálne a nemusia sa zhodovať s m A n podľa toho, keďže rovnica komplexnej reakcie je výsledkom niekoľkých jednoduchých reakcií.

Vplyv teploty. Rýchlosť reakcie závisí od počtu efektívnych zrážok medzi molekulami. Zvýšenie teploty zvyšuje počet aktívnych molekúl, čo im dodáva energiu potrebnú na uskutočnenie reakcie. aktivačnej energie E pôsobí a zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie.

Van't Hoffovo pravidlo. Keď sa teplota zvýši o 10 °, rýchlosť reakcie sa zvýši 2-4 krát. Matematicky je to napísané takto:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

kde vi a v2 sú reakčné rýchlosti pri počiatočnej (ti) a konečnej (t2) teplote, ? – teplotný koeficient rýchlosti reakcie, ktorý ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10°.

Presnejšie povedané, je vyjadrená závislosť rýchlosti reakcie od teploty Arrheniova rovnica:

k = A? e - E/(RT)

Kde u- rýchlostná konštanta, A– konštanta nezávislá od teploty, e = 2,71828, E- aktivačná energia, R= 8,314 J/(K? mol) – plynová konštanta; = 101 325 Pa,– teplota (K). Je vidieť, že rýchlostná konštanta rastie so zvyšujúcou sa teplotou a klesajúcou aktivačnou energiou.

Systém je v rovnováhe, ak sa jeho stav v priebehu času nemení. Rovnosť rýchlostí priamych a spätných reakcií je podmienkou udržania rovnováhy systému.

Príkladom reverzibilnej reakcie je reakcia

N2 + 3H2 - 2NH3.

Zákon hromadnej akcie: pomer súčinu koncentrácií reakčných produktov k súčinu koncentrácií východiskových látok (všetky koncentrácie sú uvedené v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom) je konštanta tzv. rovnovážna konštanta.

Rovnovážna konštanta je mierou postupu doprednej reakcie.

K = O – nedochádza k priamej reakcii;

K =? – priama reakcia sa dokončí;

K > 1 – rovnováha posunutá doprava;

TO< 1 – rovnováha je posunutá doľava.

Reakčná rovnovážna konštanta TO súvisí s veľkosťou zmeny štandardnej Gibbsovej energie?G pre rovnakú reakciu:

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

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

Ak TO< 1, potom lg Iónový produkt vody < 0 и?G >0, t.j. ak sa rovnováha posunie doľava, tak reakcia spontánne neprejde doprava.

Zákon posunu rovnováhy: Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv, vzniká v systéme proces, ktorý pôsobí proti vonkajšiemu vplyvu.

Redoxné reakcie– reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov prvkov.

Oxidácia– proces darovania elektrónov.

zotavenie– proces pridávania elektrónov.

Oxidačné činidlo– atóm, molekula alebo ión, ktorý prijíma elektróny.

Redukčné činidlo– atóm, molekula alebo ión, ktorý daruje elektróny.

Oxidačné činidlá, ktoré prijímajú elektróny, prechádzajú do redukovanej formy:

F 2 [pribl. ] + 2e > 2F? [obnovené].

Reduktanty, ktoré uvoľňujú elektróny, prechádzajú do oxidovanej formy:

Na 0 [zotavenie ] – 1e > Na + [približne].

Rovnováhu medzi oxidovanou a redukovanou formou charakterizuje Nernstove rovnice pre redoxný potenciál:

Kde E 0– štandardná hodnota redoxného potenciálu; (X) =– počet prenesených elektrónov; [obnovené ] a [pribl. ] sú molárne koncentrácie zlúčeniny v redukovanej a oxidovanej forme.

Hodnoty štandardných elektródových potenciálov E 0 sú uvedené v tabuľkách a charakterizujú oxidačné a redukčné vlastnosti zlúčenín: čím je hodnota pozitívnejšia E 0,čím silnejšie sú oxidačné vlastnosti a tým zápornejšia hodnota E 0, tým silnejšie sú regeneračné vlastnosti.

Napríklad pre F 2 + 2e - 2F? E0 = 2,87 voltov a pre Na + + 1e - Na 0 E0 =-2,71 voltu (pri redukčných reakciách sa proces vždy zaznamenáva).

Redoxná reakcia je kombináciou dvoch polovičných reakcií, oxidácie a redukcie, a je charakterizovaná elektromotorickou silou (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 v poriadku – ?E 0 obnoviť, Kde E 0 v poriadku a? E 0 obnoviť– štandardné potenciály oxidačného činidla a redukčného činidla pre túto reakciu.

E.m.f. reakcie? E 0 súvisí so zmenou Gibbsovej voľnej energie?G a rovnovážnej konštanty reakcie KOMU:

?G = – nF?E 0 alebo? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakcie pri neštandardných koncentráciách? E rovná: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig Iónový produkt vody alebo? E =?E 0 –(0,059/(X) =)lg Iónový produkt vody.

V prípade rovnováhy?G = 0 a?E = 0, odkiaľ pochádza? E =(0,059/n)lg Iónový produkt vody A K = 10 npE/0,059.

Aby reakcia prebiehala spontánne, musia byť splnené nasledujúce vzťahy: ?G< 0 или K >> 1, ktorému zodpovedá podmienka? E 0> 0. Preto na určenie možnosti danej redoxnej reakcie je potrebné vypočítať hodnotu? E 0. Ak? Eo > 0, reakcia prebieha. Ak? E 0< 0, žiadna odpoveď.

Galvanické články– zariadenia, ktoré premieňajú energiu chemickej reakcie na elektrickú energiu.

Danielov galvanický článok pozostáva zo zinkových a medených elektród ponorených do roztokov ZnSO 4 a CuSO 4, resp. Roztoky elektrolytov komunikujú cez poréznu priehradku. V tomto prípade dochádza k oxidácii na zinkovej elektróde: Zn > Zn 2+ + 2e a k redukcii na medenej elektróde: Cu 2+ + 2e > Cu. Vo všeobecnosti reakcia prebieha: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

anóda– elektróda, na ktorej dochádza k oxidácii. Katóda– elektróda, na ktorej prebieha redukcia. V galvanických článkoch je anóda nabitá záporne a katóda je nabitá kladne. Na schémach prvkov sú kov a malta oddelené zvislou čiarou a dve malty sú oddelené dvojitou zvislou čiarou.

Takže pre reakciu Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu je schéma zapojenia galvanického článku napísaná: (-)Zn | ZnSO 4 || CuS04 | Cu(+).

Elektromotorická sila (emf) reakcie je? E 0 = E 0 v poriadku – E 0 obnoviť= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. V dôsledku strát bude napätie vytvorené prvkom o niečo menšie ako? E 0. Ak sa koncentrácie roztokov líšia od štandardných rovnajúcich sa 1 mol/l, potom E 0 v poriadku A E 0 obnoviť sa vypočítajú pomocou Nernstovej rovnice a potom sa vypočíta emf. zodpovedajúci galvanický článok.

Suchý prvok pozostáva zo zinkového telesa, pasty NH 4 Cl so škrobom alebo múkou, zmesi MnO 2 s grafitom a grafitovej elektródy. Počas jeho činnosti prebieha nasledujúca reakcia: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Schéma prvku: (-)Zn | NH4CI | Mn02, C(+). E.m.f. prvok - 1,5 V.

Batérie. Olovená batéria pozostáva z dvoch olovených dosiek ponorených do 30 % roztoku kyseliny sírovej a potiahnutých vrstvou nerozpustného PbSO 4 . Pri nabíjaní batérie prebiehajú na elektródach tieto procesy:

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

PbSO4 (tv) + 2H20 > Pb02 (tv) + 4H + + SO4 2- + 2e

Keď je batéria vybitá, na elektródach prebiehajú tieto procesy:

Pb(tv) + SO42- > PbSO4 (tv) + 2e

Pb02 (tv) + 4H++ SO42- + 2e > PbS04 (tv) + 2H20

Celkovú reakciu možno zapísať takto:

Batéria pre svoju prevádzku vyžaduje pravidelné nabíjanie a sledovanie koncentrácie kyseliny sírovej, ktorá môže počas prevádzky batérie mierne klesať.

Hmotnostný zlomok látky v roztoku w rovná sa pomeru hmotnosti rozpustenej látky k hmotnosti roztoku: w = m vody / m roztoku alebo w = m in-va /(V ??), pretože m riešenie = V p-pa ? ?r-ra.

Molárna koncentrácia B= rovná sa pomeru počtu mólov rozpustenej látky k objemu roztoku: c = n(mol)/ V l) alebo c = m/(M? V( l )).

Molárna koncentrácia ekvivalentov (normálna alebo ekvivalentná koncentrácia) s napr sa rovná pomeru počtu ekvivalentov rozpustenej látky k objemu roztoku: pričom e = n(mol ekv.)/ V l) alebo kde e = m/(Me? V(l)).

Elektrolytická disociácia– rozklad elektrolytu na katióny a anióny vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla.

Stupeň disociácie?– pomer koncentrácie disociovaných molekúl (s diss) k celkovej koncentrácii rozpustených molekúl (s obj.): ? = s diss / s ob.

Elektrolyty možno rozdeliť na silný(? ~ 1) a slabý.

Silné elektrolyty(pre nich? ~ 1) – soli a zásady rozpustné vo vode, ako aj niektoré kyseliny: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 a iné.

Slabé elektrolyty(pre nich?<< 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.

Rovnice iónovej reakcie. IN V iónových rovniciach reakcií sú silné elektrolyty zapísané vo forme iónov a slabé elektrolyty, zle rozpustné látky a plyny sú zapísané vo forme molekúl. Napríklad:

CaC03v + 2HCl = CaCl2 + H20 + C02

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

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

Reakcie medzi iónmi smerujú k tvorbe látky, ktorá produkuje menej iónov, t. j. k slabšiemu elektrolytu alebo menej rozpustnej látke.

Aplikujme zákon hmotnostného pôsobenia na rovnováhu medzi iónmi a molekulami v roztoku slabého elektrolytu, napríklad kyseliny octovej:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Rovnovážne konštanty pre disociačné reakcie sa nazývajú disociačné konštanty. Disociačné konštanty charakterizujú disociáciu slabých elektrolytov: čím nižšia je konštanta, tým menej slabý elektrolyt disociuje, tým je slabší.

Viacsýtne kyseliny disociujú postupne:

H3P04 - H+ + H2P04?

Rovnovážna konštanta celkovej disociačnej reakcie sa rovná súčinu konštánt jednotlivých štádií disociácie:

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

Ostwaldov zákon riedenia: Stupeň disociácie slabého elektrolytu (a) sa zvyšuje so znižovaním jeho koncentrácie, t. j. so zriedením:

Vplyv bežného iónu na disociáciu slabého elektrolytu: pridanie spoločného iónu znižuje disociáciu slabého elektrolytu. Takže pri pridávaní CH3COOH do roztoku slabého elektrolytu

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

silný elektrolyt obsahujúci ión spoločný pre CH3COOH, t.j. acetátový ión, napríklad CH3COONa

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

koncentrácia acetátového iónu sa zvyšuje a disociačná rovnováha CH3COOH sa posúva doľava, t.j. disociácia kyseliny klesá.

Aktivita iónov A – koncentrácia iónu, prejavujúca sa jeho vlastnosťami.

Faktor aktivityf- pomer aktivity iónov A sústrediť sa s: f= a/c alebo A = fc.

Ak f = 1, potom sú ióny voľné a navzájom neinteragujú. K tomu dochádza vo veľmi zriedených roztokoch, v roztokoch slabých elektrolytov atď.

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

Koeficient aktivity závisí od iónovej sily roztoku I: čím vyššia je iónová sila, tým nižší je koeficient aktivity.

Iónová sila roztoku ja závisí od poplatkov z a koncentrácie z iónov:

Ja = 0,52 s z 2.

Koeficient aktivity závisí od náboja iónu: čím väčší je náboj iónu, tým nižší je koeficient aktivity. Matematicky závislosť koeficientu aktivity f na iónovej sile ja a náboj iónu z napísané pomocou Debye-Hückelovho vzorca:

Koeficienty iónovej aktivity možno určiť pomocou nasledujúcej tabuľky:

Voda, slabý elektrolyt, disociuje a vytvára ióny H+ a OH? Tieto ióny sú hydratované, teda kombinované s niekoľkými molekulami vody, no pre jednoduchosť sú napísané v nehydratovanej forme

H20 - H++ OH?.

Na základe zákona hromadnej akcie pre túto rovnováhu:

Koncentráciu molekúl vody [H 2 O], teda počet mólov v 1 litri vody, možno považovať za konštantnú a rovnú [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Odtiaľ:

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

Iónový produkt vody– súčin koncentrácií [H + ] a – je konštantná hodnota pri konštantnej teplote a rovná sa 10 -14 pri 22°C.

Iónový produkt vody sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou.

hodnota pH– záporný logaritmus koncentrácie vodíkových iónov: pH = – log. Podobne: pOH = – log.

Logaritmovaním iónového produktu vody sa získa: pH + pHOH = 14.

Hodnota pH charakterizuje reakciu média.

Ak pH = 7, potom [H + ] = je neutrálne médium.

Ak pH< 7, то [Н + ] >– kyslé prostredie.

Ak pH > 7, potom [H + ]< – щелочная среда.

Tlmiace roztoky sú roztoky, ktoré majú určitú koncentráciu vodíkových iónov. pH týchto roztokov sa pri zriedení nemení a mení sa len málo, keď sa pridajú malé množstvá kyselín a zásad.

I. Roztok slabej kyseliny HA, koncentrácia – z kyseliny, a jej soli so silnou zásadou BA, koncentrácia – zo soli. Napríklad acetátový pufor je roztok kyseliny octovej a octanu sodného: CH3COOH + CHgCOONa.

pH = pK kyslé + log (soľ/s kyslé).

II. Roztok slabej zásady BOH, koncentrácia - zo zásady, a jej soli so silnou kyselinou BA, koncentrácia - zo soli. Napríklad čpavkový pufor je roztok hydroxidu amónneho a chloridu amónneho NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК zásadité – log(so soľou/so zásadou).

Hydrolýza solí– interakcia iónov solí s vodou za vzniku slabého elektrolytu.

Príklady reakčných rovníc hydrolýzy.

I. Soľ je tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou:

Na2C03 + H20 - NaHC03 + NaOH

2Na + + CO3 2- + H20 - 2Na + + HC03? +Oh?

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

V druhom stupni k hydrolýze prakticky nedochádza.

II. Soľ je tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou:

AlCl3 + H20 - (AlOH)Cl2 + HCl

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

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

V druhom stupni sa hydrolýza vyskytuje menej a v treťom stupni prakticky žiadna hydrolýza.

III. Soľ je tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou:

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

IV. Soľ je tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou:

CH3COONH4 + H20 - CH3COOH + NH4OH

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

V niektorých prípadoch, keď je soľ tvorená veľmi slabými zásadami a kyselinami, dochádza k úplnej hydrolýze. V tabuľke rozpustnosti pre takéto soli je symbol „rozložený vodou“:

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

Pri výmenných reakciách by sa mala brať do úvahy možnosť úplnej hydrolýzy:

Al2(S04)3 + 3Na2C03 + 3H20 = 2Al(OH)3v + 3Na2S04 + 3C02 ^

Stupeň hydrolýzyh – pomer koncentrácie hydrolyzovaných molekúl k celkovej koncentrácii rozpustených molekúl.

Pre soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou:

= chрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Z výrazu vyplýva, že stupeň hydrolýzy h(t.j. hydrolýza) zvyšuje:

a) so zvyšujúcou sa teplotou, keď K(H 2 O) rastie;

b) so znížením disociácie kyseliny tvoriacej soľ: čím slabšia kyselina, tým väčšia hydrolýza;

c) s riedením: čím menšie c, tým väčšia hydrolýza.

Pre soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou

[H+]= ch pH = – log.

Pre soli tvorené slabou zásadou a slabou kyselinou

Protolýza– proces prenosu protónov.

Protolity– kyseliny a zásady, ktoré darujú a prijímajú protóny.

Kyselina– molekula alebo ión schopný darovať protón. Každá kyselina má zodpovedajúcu konjugovanú bázu. Sila kyselín je charakterizovaná kyslou konštantou K k.

H2C03 + H20 - H30 + + HC03?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H20 - 2+ + H30+

K k = 9 ? 10 -6

Základňa– molekula alebo ión, ktorý môže prijať protón. Každá báza má zodpovedajúcu konjugovanú kyselinu. Pevnosť báz je charakterizovaná bázovou konštantou K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolyty– protolity schopné uvoľňovať a získavať protón.

HCO3? + H20 - H3O + + CO3 2-

HCO3? - kyselina.

HCO3? + H20 - H2C03 + OH?

HCO3? – základ.

Pre vodu: H20+ H20 - H30 + + OH?

K(H20) = [H30+] = 10-14 a pH = – log.

Konštanty K k A K 0 pre konjugované kyseliny a zásady sú spojené.

HA + H20 - H30 + + A?,

A? + H20 - HA + OH?,

V systéme pozostávajúcom z roztoku a zrazeniny prebiehajú dva procesy - rozpúšťanie zrazeniny a zrážanie. Rovnosť rýchlostí týchto dvoch procesov je podmienkou rovnováhy.

Nasýtený roztok– roztok, ktorý je v rovnováhe so zrazeninou.

Zákon o pôsobení hmoty aplikovaný na rovnováhu medzi zrazeninou a roztokom dáva:

Keďže = konšt.,

TO = Ks(AgCl) = .

Vo všeobecnosti máme:

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

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

Konštantná rozpustnosťK s(alebo súčin rozpustnosti PR) - súčin koncentrácií iónov v nasýtenom roztoku slabo rozpustného elektrolytu - je konštantná hodnota a závisí len od teploty.

Rozpustnosť ťažko rozpustnej látky s možno vyjadriť v móloch na liter. Podľa veľkosti s látky možno rozdeliť na slabo rozpustné – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l a je vysoko rozpustný s>10-2 mol/l.

Rozpustnosť zlúčenín súvisí s ich produktom rozpustnosti.

V prípade AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) podmienka rovnováhy medzi zrazeninou a roztokom: = Ks.

b) podmienka uloženia: > Ks; počas precipitácie koncentrácie iónov klesajú, kým sa nevytvorí rovnováha;

c) podmienka pre rozpustenie zrazeniny alebo existenciu nasýteného roztoku:< Ks; Keď sa zrazenina rozpúšťa, koncentrácia iónov sa zvyšuje, kým sa nevytvorí rovnováha.

Koordinačné (komplexné) zlúčeniny sú zlúčeniny s väzbou donor-akceptor.

Pre K 3:

ióny vonkajšej sféry – 3K +,

vnútorný sférický ión – 3-,

komplexotvorné činidlo – Fe 3+,

ligandy – 6CN?, ich zubatosť – 1,

koordinačné číslo - 6.

Príklady komplexotvorných činidiel: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ atď.

Príklady ligandov: polárne molekuly H 2 O, NH 3, CO a anióny CNa, Cl2, OH? atď.

Koordinačné čísla: zvyčajne 4 alebo 6, menej často 2, 3 atď.

Nomenklatúra. Najprv je pomenovaný anión (v nominatívnom prípade), potom katión (v prípade genitívu). Názvy niektorých ligandov: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – kyano, Cl? – chlór, OH? - hydroxo. Názvy koordinačných čísel: 2 – di, 3 – tri, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Oxidačný stav komplexotvorného činidla je uvedený:

Cl-chlorid diaminstrieborný(I);

SO 4 – tetrammín meďnatý síran;

K 3 – hexakyanoželezitan draselný (III).

Teória valenčných väzieb predpokladá hybridizáciu orbitálov centrálneho atómu. Umiestnenie výsledných hybridných orbitálov určuje geometriu komplexov.

Diamagnetický komplexný ión Fe(CN) 6 4-.

Kyanidový ión – donor

Ión železa Fe 2+ – akceptor – má vzorec 3d 6 4s 0 4p 0. Berúc do úvahy diamagnetickú povahu komplexu (všetky elektróny sú spárované) a koordinačné číslo (je potrebných 6 voľných orbitálov), máme d 2 sp 3-hybridizácia:

Komplex je diamagnetický, nízkospinový, intraorbitálny, stabilný (nepoužívajú sa žiadne externé elektróny), oktaedrický ( d 2 sp 3-hybridizácia).

Paramagnetický komplexný ión FeF 6 3-.

Fluoridový ión je donorom.

Ión železa Fe 3+ – akceptor – má vzorec 3d 5 4s 0 4p 0 . Ak vezmeme do úvahy paramagneticitu komplexu (elektróny sú spojené) a koordinačné číslo (potrebných je 6 voľných orbitálov), máme sp 3 d 2-hybridizácia:

Komplex je paramagnetický, vysokospinový, vonkajší orbitálny, nestabilný (používajú sa vonkajšie 4d ​​orbitály), oktaedrický ( sp 3 d 2-hybridizácia).

Koordinačné zlúčeniny v roztoku úplne disociujú na ióny vnútornej a vonkajšej sféry.

N03 > Ag(NH3)2 + + N03 ?, ? = 1.

Ióny vnútornej gule, t. j. komplexné ióny, sa postupne disociujú na ióny kovov a ligandy, ako slabé elektrolyty.

Kde Iónový produkt vody 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 sa nazývajú konštanty nestability a charakterizujte disociáciu komplexov: čím nižšia je konštanta nestability, tým menej komplex disociuje, tým je stabilnejší.

Chemický vzorec je obrázok využívajúci symboly.

Znaky chemických prvkov

Chemický znak alebo symbol chemického prvku– ide o prvé alebo dve prvé písmená latinského názvu tohto prvku.

Napríklad: FerrumFe , Cuprum –Cu , OxygeniumO atď.

Tabuľka 1: Informácie poskytnuté chemickým znakom

Názov chemického symbolu sa vo väčšine prípadov číta ako názov chemického prvku. Napríklad, K – draslík, Ca – vápnik, Mg – horčík, Mn – mangán.

Prípady, keď sa názov chemického symbolu číta inak, sú uvedené v tabuľke 2:

Chemické vzorce jednoduchých látok

Chemické vzorce väčšiny jednoduchých látok (všetky kovy a mnohé nekovy) sú znakmi zodpovedajúcich chemických prvkov.

Takže železná látka A chemický prvok železo sú označené rovnako - Fe .

Ak má molekulárnu štruktúru (existuje vo forme , potom jeho vzorec je chemickým znakom prvku s index vpravo dole označuje počet atómov v molekule: H 2, O2, O 3, N 2, F 2, Cl2, BR 2, P 4, S 8.

Tabuľka 3: Informácie poskytnuté chemickým symbolom

Chemické vzorce zložitých látok

Vzorec komplexnej látky sa pripraví zapísaním znakov chemických prvkov, z ktorých sa látka skladá, s uvedením počtu atómov každého prvku v molekule. V tomto prípade sa spravidla píšu chemické prvky v poradí zvyšovania elektronegativity v súlade s nasledujúcimi praktickými sériami:

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

Napríklad, H2O , CaSO4 , Al203 , CS 2 , OF 2 , NaH.

Výnimky sú:

• niektoré zlúčeniny dusíka s vodíkom (napr. amoniak NH 3 , hydrazín N 2H 4 );
• soli organických kyselín (napr. mravčan sodný HCOONa , octan vápenatý (CH 3prevádzkový riaditeľ) 2Ca) ;
• uhľovodíky ( CH 4 , C2H4 , C2H2 ).

Chemické vzorce látok existujúcich vo forme diméry (NIE 2 , P2O 3 , P2O5 soli jednomocnej ortuti, napríklad: HgCl , HgNO3 atď.), napísaný vo formulári N 2 O4,P 4 O6,P 4 O 10Hg 2 Cl2,Hg 2 ( NIE 3) 2.

Počet atómov chemického prvku v molekule a komplexného iónu je určený na základe konceptu valencia alebo oxidačné stavy a je zaznamenaný index vpravo dole zo znamienka každého prvku (index 1 je vynechaný). V tomto prípade vychádzajú z pravidla:

algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule sa musí rovnať nule (molekuly sú elektricky neutrálne) a v komplexnom ióne - náboj iónu.

Napríklad:

2Al3+ +3SO42- =Al2(S04) 3

Používa sa rovnaké pravidlo pri určovaní oxidačného stavu chemického prvku pomocou vzorca látky alebo komplexu. Zvyčajne ide o prvok, ktorý má niekoľko oxidačných stavov. Oxidačné stavy zostávajúcich prvkov tvoriacich molekulu alebo ión musia byť známe.

Náboj komplexného iónu je algebraickým súčtom oxidačných stavov všetkých atómov, ktoré tvoria ión. Preto pri určovaní oxidačného stavu chemického prvku v komplexnom ióne je samotný ión umiestnený v zátvorkách a jeho náboj je vyňatý zo zátvoriek.

Pri zostavovaní vzorcov pre valenciu látka je reprezentovaná ako zlúčenina pozostávajúca z dvoch častíc rôznych typov, ktorých valencie sú známe. Ďalej používajú pravidlo:

v molekule sa súčin valencie počtom častíc jedného typu musí rovnať súčinu valencie počtom častíc iného typu.

Napríklad:

Číslo pred vzorcom v reakčnej rovnici sa nazýva koeficient. Ukazuje buď počet molekúl, alebo počet mólov látky.

Koeficient pred chemickou značkou, označuje počet atómov daného chemického prvku a v prípade, že znakom je vzorec jednoduchej látky, koeficient udáva buď počet atómov, alebo počet mólov tejto látky.

Napríklad:

• 3 Fe- tri atómy železa, 3 móly atómov železa,
• 2 Q =–- dva atómy vodíka, 2 móly atómov vodíka,
• H 2– jedna molekula vodíka, 1 mól vodíka.

Chemické vzorce mnohých látok boli určené experimentálne, preto sa nazývajú "empirický".

Tabuľka 4: Informácie podľa chemického vzorca komplexnej látky

Grafické vzorce

Ak chcete získať úplnejšie informácie o látke, použite grafické vzorce , ktoré naznačujú poradie spojenia atómov v molekule A valencia každého prvku.

Grafické vzorce látok pozostávajúcich z molekúl niekedy do istej miery odrážajú štruktúru (štruktúru) týchto molekúl, v týchto prípadoch ich možno nazvať; štrukturálne .

Ak chcete zostaviť grafický (štrukturálny) vzorec látky, musíte:

• Určte valenciu všetkých chemických prvkov, ktoré tvoria látku.
• Napíšte znamienka všetkých chemických prvkov, ktoré tvoria látku, každý v množstve, ktoré sa rovná počtu atómov daného prvku v molekule.
• Spojte znaky chemických prvkov s pomlčkami. Každá pomlčka označuje pár, ktorý komunikuje medzi chemickými prvkami, a preto patrí obom prvkom rovnako.
• Počet čiar okolo znamienka chemického prvku musí zodpovedať mocnosti tohto chemického prvku.
• Pri formulovaní kyselín obsahujúcich kyslík a ich solí sú atómy vodíka a atómy kovov viazané na kyselinotvorný prvok cez atóm kyslíka.
• Atómy kyslíka sa navzájom spájajú iba pri formulovaní peroxidov.

Príklady grafických vzorcov: