Сучасні символи хімічних елементів були введені в науку у 1813 році Я. Берцеліусом. На його пропозицію елементи позначаються початковими літерами їх латинських назв. Наприклад, кисень (Oxygenium) позначається літерою О, сірка (Sulfur) - літерою S, водень (Hydrogenium) - літерою Н. У тих випадках, коли назви елементів починаються з однієї й тієї ж літери, до першої літери додається ще одна з наступних. Так, вуглець (Carboneum) має символ С, кальцій (Calcium) – Ca, мідь (Cuprum) – Cu.

Хімічні символи - як скорочені назви елементів: вони висловлюють і певні їх кількості (чи маси), тобто. кожен символ означає або один атом елемента, або один моль його атомів, або масу елемента, рівну (або пропорційну) молярної маси цього елемента. Наприклад, означає або один атом вуглецю, або один моль атомів вуглецю, або 12 одиниць маси (зазвичай 12 г) вуглецю.

Формули хімічних речовин

Формули речовин також вказують як склад речовини, а й його кількість і масу. Кожна формула зображує або одну молекулу речовини, або одну моль речовини, або масу речовини, рівну (або пропорційну) його молярної маси. Наприклад, H 2 O означає або одну молекулу води, або один моль води, або 18 одиниць маси (зазвичай (18 г) води).

Прості речовини також позначаються формулами, що показують, скільки атомів складається молекула простої речовини: наприклад, формула водню H 2 . Якщо атомний склад молекули простої речовини точно не відомий або речовина складається з молекул, що містять різне число атомів, а також якщо вона має не молекулярну, а атомну або металеву будову, просту речовину позначають символом елемента. Наприклад, просту речовину фосфор позначають формулою P, оскільки в залежності від умов фосфор може складатися з молекул з різним числом атомів або мати полімерну будову.

Формули з хімії для вирішення завдань

Формулу речовини встановлюють виходячи з результатів аналізу. Наприклад, згідно з даними аналізу глюкоза містить 40% (мас.) вуглецю, 6,72% (мас.) водню та 53,28% (мас.) кисню. Отже, маси вуглецю, водню та кисню відносяться один до одного як 40:6,72:53,28. Позначимо шукану формулу глюкози C x H y O z де x, y і z - числа атомів вуглецю, водню і кисню в молекулі. Маси атомів цих елементів відповідно дорівнюють 12,01; 1,01 та 16,00 а.о.м. Тому у складі молекули глюкози знаходиться 12,01 х а.е.м. вуглецю, 1,01 у а.о.м. водню та 16,00zа.е.м. кисню. Відношення цих мас дорівнює 12,01х: 1,01у: 16,00z. Але це ставлення ми вже виявили, виходячи з даних аналізу глюкози. Отже:

12,01 х: 1,01 у: 16,00 z = 40: 6,72: 53,28.

Відповідно до властивостей пропорції:

х: у: z = 40/12,01:6,72/1,01:53,28/16,00

або х: у: z = 3,33: 6,65: 3,33 = 1: 2: 1.

Отже, в молекулі глюкози на один атом вуглецю припадає два атоми водню та один атом кисню. Цій умові задовольняють формули CH 2 O, C 2 H 4 O 2 , C 3 H 6 O 3 і т.д. Перша з цих формул - CH 2 O- називається найпростішою або емпіричною формулою; їй відповідає молекулярна маса 30,02. Щоб дізнатися істинну чи молекулярну формулу, необхідно знати молекулярну масу даної речовини. Глюкоза при нагріванні руйнується, не переходячи у газ. Але її молекулярну масу можна визначити й іншими методами: вона дорівнює 180. Зі порівняння цієї молекулярної маси з молекулярною масою, що відповідає найпростішій формулі, ясно, що глюкозі відповідає формула C6H12O6.

Отже, хімічна формула - це зображення складу речовини з допомогою символів хімічних елементів, числових індексів та інших знаків. Розрізняють такі типи формул:

— найпростіша , яку отримують дослідним шляхом визначаючи співвідношення хімічних елементів у молекулі та використовуючи значення їх відносних атомних мас (див. приклад вище);

— молекулярна , яку можна отримати, знаючи найпростішу формулу речовини та її молекулярну масу (див. приклад вище);

— раціональна , Що відображає групи атомів, характерні для класів хімічних елементів (R-OH - спирти, R - COOH - карбонові кислоти, R - NH 2 - первинні аміни і т.д.);

— структурна (графічна) , Що показує взаємне розташування атомів у молекулі (буває двовимірна (у площині) або тривимірна (у просторі));

— електронна, що відображає розподіл електронів за орбіталями (записується лише хімічних елементів, а чи не для молекул).

Розглянемо докладніше з прикладу молекули етилового спирту:

1. найпростіша формула етанолу - C 2 H 6 O;
2. молекулярна формула етанолу - C2H6O;
3. раціональна формула етанолу - З 2 Н 5 ВІН;

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Основна:

Кузнєцова Н.Є. та ін. Хімія. 8 кл-10 кл. - М.: Вентана-Граф, 2005-2007.

Кузнєцова Н.Є., Литвинова Т.М., Левкін О.М.Хімія.11 клас у 2-х частинах, 2005-2007 рр.

Єгоров А.С.Хімія. Новий навчальний посібник для підготовки до вузів. Ростов н/Д: Фенікс, 2004. - 640 с.

Єгоров А.С. Хімія: сучасний курс для підготовки до еге. Ростов н/д: Фенікс, 2011. (2012) - 699 с.

Єгоров А.С.Самовчитель у вирішенні хімічних завдань. - Ростов-на-Дону: Фенікс, 2000. - 352 с.

Хімія/посібник-репетитор для вступників до вузів. Ростов-н/Д, Фенікс, 2005-536 с.

Хомченко Г.П., Хомченко І.Г. Завдання з хімії для вступників до вузів. М: Вища школа. 2007.-302с.

Додаткова:

Врублевський А.І. Навчально-тренувальні матеріали для підготовки до централізованого тестування з хімії/А.І. Врублевський -Мн.: ТОВ «Юніпрес», 2004. - 368 с.

Врублевський А.І. 1000 завдань з хімії з ланцюжками перетворень та контрольними тестами для школярів та абітурієнтів. – Мн.: ТОВ «Юніпрес», 2003. – 400 с.

Єгоров А.С. Усі типи розрахункових завдань з хімії на підготовку до ЕГЭ.–Ростов н/Д: Фенікс, 2003.–320с.

Єгоров А.С., Амінова Г.Х. Типові завдання та вправи для підготовки до іспиту з хімії. - Ростов н / Д: Фенікс, 2005. - 448 с.

Єдиний державний іспит 2007 року. Хімія. Навчально-тренувальні матеріали для підготовки учнів/ФІПД – М.: Інтелект-Центр, 2007. – 272 с.

ЄДІ-2011. Хімія. Навчально-тренувальний комплект за ред. А.А. Каверіної. - М.: Національна освіта, 2011.

Єдині реальні варіанти завдань для підготовки до єдиного державного іспиту. ЄДІ.2007. Хімія/В.Ю. Мішина, Є.М. Стрільникова. М.: Федеральний центр тестування, 2007.-151с.

Каверіна А.А. Оптимальний банк завдань на підготовку учнів. Єдиний державний іспит 2012. Хімія. Навчальний посібник./А.А. Каверіна, Д.Ю. Добротін, Ю.М. Медведєв, М.Г. Снастина. - М.: Інтелект-Центр, 2012. - 256 с.

Литвинова Т.М., Вискубова Н.К., Ажипа Л.Т., Соловйова М.В. Тестові завдання на додаток до контрольних робіт для слухачів 10-місячних заочних підготовчих курсів (методичні вказівки). Краснодар, 2004. - С. 18 - 70.

Литвинова Т.М. Хімія. ЄДІ-2011. Тренувальні тести. Ростов н/Д: Фенікс, 2011. - 349 с.

Литвинова Т.М. Хімія. Тести до ЄДІ. Ростов н/Д.: Фенікс, 2012. – 284 с.

Литвинова Т.М. Хімія. Закони, властивості елементів та їх сполук. Ростов н/Д.: Фенікс, 2012. – 156 с.

Литвинова Т.М., Мельникова О.Д., Соловйова М.В., Ажипа Л.Т., Вискубова Н.К.Хімія в задачах для вступників до вузів. - М.: ТОВ «Ізд-во Онікс»: ТОВ «Изд-во «Світ та освіта», 2009. - 832 с.

Навчально-методичний комплекс з хімії для учнів медико-біологічних класів за ред. Т.М.Литвинової. - Краснодар.: КДМУ, - 2008.

Хімія. ЄДІ-2008. Вступні випробування, навчально-методичний посібник/за ред. В.М. Доронькіна. - Ростов н / Д: Легіон, 2008. - 271 с

Список сайтів з хімії:

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

2. Хімія всім. Електронний довідник за повний курс хімії.

http:// www. informika. ru/ text/ database/ chemy/ START. html

3. Шкільна хімія – довідник. http:// www. schoolchemistry. by. ru

4. Репетитор з фізики. http://www. chemistry.nm.ru

Інтернет ресурси

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Хімія всім. Електронний довідник за повний курс хімії.

http:// www. informika. ru/ text/ database/ chemy/ START. html

Шкільна хімія – довідник. http:// www. schoolchemistry. by. ru

http://www.classchem.narod.ru

Репетитор з фізики. http://www.

chemistry.nm.ru http://www.alleng.ru/edu/chem.htm

- освітні ресурси Інтернету з хімії http://schoolchemistry.by.ru/

- Шкільна хімія. На цьому сайті є можливість пройти On-line тестування з різних тем, а також демонстраційні варіанти Єдиного Державного Іспиту http:// www. Хімія та життя-ХХ1 століття: науково-популярний журнал.. ru

hij

В уроці розглядається алгоритм складання хімічних формул речовин за відомими валентностями хімічних елементів. Вчитель пояснить два різні способи виведення хімічної формули речовини.

2. визначимо число загальних одиниць валентності, воно дорівнює найменшому загальному кратному валентності елементів: НОК (2,4) = 4;

3. визначимо число атомів кожного хімічного елемента у молекулі, розділивши число загальних одиниць валентності на валентність елемента;

4. Запишемо формулу речовини: SO 2 .Приклад 2

. Складемо формулу речовини, утвореної атомами фосфору (з валентністю V) та атомами кисню.

1. Запишемо знаки елементів і з них вкажемо їх валентности: .

2. Знайдемо кількість загальних одиниць валентності: НОК(2,5) = 10

3. Знайдемо число атомів фосфору у молекулі: 10:5=2.

4. Знайдемо число атомів кисню у молекулі: 10:2=5.

5. Запишемо формулу речовини: .

Мал. 2. Упорядкування хімічної формули оксиду фосфору

1. Ємельянова Є.О., Йодко А.Г. Організація пізнавальної діяльності учнів під час уроків хімії у 8-9 класах. Опорні конспекти з практичними завданнями, тестами: Частина I. – М.: Шкільна Преса, 2002. (с.33)

3. Хімія: 8-й клас: навч. для загальнообр. установ/П.А. Оржековський, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005. (§ 16)

4. Хімія: неорг. хімія: навч. для 8 кл. загальноосвіт. установ/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - М: Просвітництво, ВАТ «Московські підручники», 2009. (§§11,12)

5. Енциклопедія для дітей. Том 17. Хімія/Голов. ред.В.А. Володін, вед. наук. ред. І. Леєнсон. - М: Аванта +, 2003.

Додаткові веб-ресурси

1. Єдина колекція цифрових освітніх ресурсів ().

2. Електронна версія журналу "Хімія і життя" ().

Домашнє завдання

1. с.84 № 3,4з підручника «Хімія: 8-й клас» (П.А. Оржековський, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005).

2. с. 38 № 9з Робочого зошита з хімії: 8-й кл.: до підручника П.А. Оржековського та ін. «Хімія. 8 клас»/О.В. Ушакова, П.І. Беспалов, П.А. Оржеківський; під. ред. проф. П.А. Оржековського – М.: АСТ: Астрель: Профіздат, 2006.

Хімія– наука про склад, будову, властивості та перетворення речовин.

Атомно-молекулярне вчення.Речовини складаються з хімічних частинок (молекул, атомів, іонів), які мають складну будову та складаються з елементарних частинок (протонів, нейтронів, електронів).

атом- Нейтральна частка, що складається з позитивного ядра та електронів.

Молекула- Стала група атомів, пов'язаних хімічними зв'язками.

Хімічний елемент- Вид атомів з однаковим зарядом ядра. Елемент позначають

де X – символ елемента, Z- Порядковий номер елемента в Періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва, A- Масове число. Порядковий номер Zдорівнює заряду ядра атома, числу протонів в ядрі атома і електронів в атомі. Масове число Aдорівнює сумі чисел протонів та нейтронів в атомі. Число нейтронів дорівнює різниці A - Z.

Ізотопи- Атоми одного елемента, що мають різні масові числа.

Відносна атомна маса(A r) – відношення середньої маси атома елемента природного ізотопічного складу до 1/12 маси атома ізотопу вуглецю 12°С.

Відносна молекулярна маса(M r) – відношення середньої маси молекули речовини природного ізотопічного складу до 1/12 маси атома ізотопу вуглецю 12 С.

Атомна одиниця маси(а.е.м) – 1/12 частина маси атома ізотопу вуглецю 12 С. 1 а.о. м = 1,66? 10-24 р.

Міль– кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (атомів, молекул, іонів), скільки міститься атомів 0,012 кг ізотопу вуглецю 12 С. Міль– кількість речовини, що містить 6,02 10 23 структурних одиниць (атомів, молекул, іонів).

n = N/N A, де (X) =– кількість речовини (моль), N- Число частинок, a N A- Постійна Авогадро. Кількість речовини може позначатися також символом v.

Постійна Авогадро N A = 6,02 10 23 частинок/моль.

Молярна маса(X)(г/моль) – відношення маси речовини m(г) до кількості речовини (X) =(моль):

М = m/n,звідки: m = М nі n = m/М.

Молярний об'єм газуV M(л/моль) – відношення обсягу газу V(л) до кількості речовини цього газу (X) =(Міль). За нормальних умов V M = 22,4 л/моль.

Нормальні умови:температура t = 0°C, або Т = 273 К, тиск р = 1 атм = 760 мм. рт. ст. = 101325 Па = 101,325 кПа.

V M = V/n,звідки: V = V M nі n = V/V M .

В результаті виходить загальна формула:

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

Еквівалент- реальна або умовна частка, що взаємодіє з одним атомом водню, або заміщає його, або еквівалентна йому будь-яким іншим способом.

Молярна маса еквівалентів М е- Відношення маси речовини до кількості еквівалентів цієї речовини: Ме = m/n (екв) .

У реакціях обміну зарядів молярна маса еквівалентів речовини

з молярною масою Щільність газоподібної речовини Х повітрямдорівнює: М е = М/(n?m).

В окисно-відновних реакціях молярна маса еквівалентів речовини з молярною масою Щільність газоподібної речовини Х повітрямдорівнює: М е = М/n(e),де n(e)- Число переданих електронів.

Закон еквівалентів– маси реагуючих речовин 1 та 2 пропорційні молярним масам їх еквівалентів. m 1 /m 2= М Е1 / М Е2 ,або m 1 /М Е1 = m 2 /М Е2 ,або n 1 = n 2 ,де m 1і m 2- маси двох речовин, М Е1і М Е2– молярні маси еквівалентів, n 1і n 2- Кількість еквівалентів цих речовин.

Для розчинів закон еквівалентів може бути записаний у такому вигляді:

c Е1 V 1 = c Е2 V 2, де з Е1, з Е2, V 1і V 2– молярні концентрації еквівалентів та обсяги розчинів цих двох речовин.

Об'єднаний газовий закон: pV = nRT, де p- Тиск (Па, кПа), V- Об'єм (м 3 , л), (X) =– кількість речовини газу (моль), T –температура (К), T(К) = t(°C) + 273, nRT- Константа, R = 8,314 Дж/(К?моль), при цьому Дж = Па м 3 = кПа л.

Корпускулярно-хвильовий дуалізмматерії – уявлення у тому, кожен об'єкт може мати і хвильові, і корпускулярні властивості. Луї де Бройль запропонував формулу, що зв'язує хвильові та корпускулярні властивості об'єктів: ? = h/(mV),де h- Постійна Планка, ? - Довжина хвилі, яка відповідає кожному тілу з масою mта швидкістю V.Хоча хвильові властивості існують всім об'єктів, але спостерігатися можуть лише мікрооб'єктів, мають маси порядку маси атома і електрона.

Принцип невизначеності Гейзенберга: ?(mV x) ?х > h/2nабо ?V x ?x > h/(2?m),де m- Маса частки, x- Її координата, V x– швидкість у напрямку x, ?- Невизначеність, похибка визначення. Принцип невизначеності означає, що не можна одночасно як завгодно точно вказати положення (координату x)та швидкість (V x)частки.

Частинки з невеликими масами (атоми, ядра, електрони, молекули) є частинками у розумінні цього механікою Ньютона і що неспроможні вивчатися класичної фізикою. Вони вивчаються квантовою фізикою.

Головне квантове число(X) =приймає значення 1, 2, 3, 4, 5, 6 і 7, відповідні електронним рівням (шарам) К, L, M, N, Про, Р та Q.

Рівень– простір, де розташовані електрони з однаковим числом n.Електрони різних рівнів просторово та енергетично відокремлені один від одного, оскільки число (X) =визначає енергію електронів Е(чим більше n,тим більше Е)та відстань nRTміж електронами та ядром (чим більше n,тим більше R).

Орбітальне (побічне, азимутальне) квантове числоlприймає значення в залежності від числа n: l = 0, 1,…((X) =- 1). Наприклад, якщо n = 2, то l = 0, 1; якщо n = 3, то l = 0, 1, 2. Число lхарактеризує підрівень (підшар).

Підрівень– простір, де розташовані електрони з певними (X) =і l.Підрівні даного рівня позначаються залежно від числа l: s– якщо l = 0, p– якщо l = 1, З +– якщо l = 2, f– якщо l = 3.Підрівні даного атома позначаються залежно від чисел (X) =і l,наприклад: 2s (п = 2, l = 0), 3d (n = 3, l = 2) і т. д. Підрівні даного рівня мають різну енергію (чим більше l,тим більше Е): E s< E < Е А < … і різну форму орбіталей, що становлять ці підрівні: s-орбіталь має форму кулі, p-орбіталь має форму гантелі і т.д.

Магнітне квантове числоm 1характеризує орієнтацію орбітального магнітного моменту, що дорівнює l,у просторі щодо зовнішнього магнітного поля та набуває значення: - l, ...-1, 0, 1, ... l,тобто всього (2l + 1) значення. Наприклад, якщо l = 2, то m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Орбіталь(частина підрівня) – простір, де розташовані електрони (не більше двох) з певними n, l, m1.Підрівень містить 2l+1орбіталь. Наприклад, З +– підрівень містить п'ять d-орбіталей. Орбіталі одного підрівня, що мають різні числа m 1 ,мають однакову енергію.

Магнітне спинове числоm sхарактеризує орієнтацію власного магнітного моменту електрона s, рівного?, Зовнішнього магнітного поля і приймає два значення: +? і _?.

Електрони в атомі займають рівні, підрівні та орбіталі згідно з наступними правилами.

Правило Паулі:в одному атомі два електрони не можуть мати чотири однакових квантових числа. Вони повинні відрізнятися щонайменше одним квантовим числом.

З правила Паулі випливає, що на орбіталі можуть розташовуватися не більше двох електронів, на підрівні може бути не більше 2(2l + 1) електронів, на рівні міститься не більше 2n 2електронів.

Правило Клечковського:заповнення електронних підрівнів здійснюється у порядку зростання суми (n + l),а у разі однакової суми (n + l)– у порядку зростання числа n.

Графічна форма правила Клечковського.

Відповідно до правила Клечковського, заповнення підрівнів здійснюється у такому порядку: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Хоча заповнення підрівнів відбувається за правилом Клечковського, в електронній формулі підрівні записуються послідовно за рівнями: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4р, 4d, 4fі т. д. Таким чином, електронна формула атома брому записується так: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Електронні зміни низки атомів від передбачених за правилом Клечковського. Так, для Сr та Cu:

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

Правило Хунда (Гунда):заповнення ор-біталей даного підрівня здійснюється так, щоб сумарний спин був максимальний. Орбіталі цього підрівня заповнюються спочатку по одному електрону.

Електронні зміни атомів можна записати за рівнями, підрівнями, ор-біталями. Наприклад, електронна формула Р(15e) може бути записана:

а) за рівнями) 2) 8) 5;

б) за підрівнями 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

в) за орбіталями

Приклади електронних формул деяких атомів та іонів:

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.

Відповідно до методу валентних зв'язків, зв'язок між атомами А та В утворюється за допомогою загальної пари електронів.

Валентність характеризує здатність атомів утворювати хімічні зв'язки та дорівнює числу хімічних зв'язків, утворених атомом. Відповідно до методу валентних зв'язків, валентність дорівнює числу загальних пар електронів, а у разі ковалентного зв'язку валентність дорівнює числу неспарених електронів на зовнішньому рівні атома в його основному або збуджених станах.

Наприклад, для вуглецю та сірки:

Насичуваністьковалентного зв'язку: атоми утворюють обмежену кількість зв'язків, що дорівнює їх валентності.

Гібридизація атомних орбіталей- Змішування атомних орбіталей (АТ) різних підрівнів атома, електрони яких беруть участь в утворенні еквівалентних?-зв'язків. Еквівалентність гібридних орбіталей (ГО) пояснює еквівалентність хімічних зв'язків, що утворюються. Наприклад, у разі чотиривалентного атома вуглецю є один 2s-і три 2p-Електрона. Щоб пояснити еквівалентність чотирьох?-зв'язків, утворених вуглецем у молекулах CH 4 , CF 4 і т. д., атомні одна s-і три р-орбіталі замінюють чотирма еквівалентними гібридними sp 3-орбіталями:

Спрямованістьковалентний зв'язок полягає в тому, що вона утворюється в напрямку максимального перекривання орбіталей, що утворюють загальну пару електронів.

Залежно від типу гібридизації гібридні орбіталі мають певне розташування у просторі:

sp- Лінійне, кут між осями орбіталей 180 °;

sp 2- Трикутне, кути між осями орбіталей 120 °;

sp 3– тетраедричний, кути між осями орбіталей 109°;

sp 3 d 1– тригонально-біпірамідальне, кути 90° та 120°;

sp 2 d 1- Квадратне, кути між осями орбіталей 90 °;

sp 3 d 2– октаедричний, кути між осями орбіталей 90°.

Відповідно до теорії молекулярних орбіталей, молекула складається з ядер та електронів. У молекулах електрони перебувають у молекулярних орбіталях (МО). МО зовнішніх електронів мають складну будову та розглядаються як лінійна комбінація зовнішніх орбіталей атомів, що становлять молекулу. Число утворюються МО дорівнює числу АТ, що беруть участь у їх освіті. Енергії МО можуть бути нижче (зв'язують МО), рівні (незв'язують МО) або вище (розпушують, антизв'язують МО), ніж енергії утворюють їх АТ.

Умови взаємодії АТ

1. АТ взаємодіють, якщо мають близькі енергії.

2. АТ взаємодіють, якщо вони перекриваються.

3. АТ взаємодіють, якщо мають відповідну симетрію.

Для двоатомної молекули АВ (або будь-якої лінійної молекули) симетрія МО може бути:

Якщо дана МО має вісь симетрії,

Якщо дана МО має площину симетрії,

Якщо МО має дві перпендикулярні площині симетрії.

Присутність електронів на сполучних МО стабілізує систему, оскільки зменшує енергію молекули проти енергією атомів. Стабільність молекули характеризується порядком зв'язку n,рівним: n = (n св - n разр) / 2,де n св і n розр -числа електронів на сполучних та розпушувальних орбіталях.

Заповнення МО електронами відбувається за тими самими правилами, що і заповнення АТ в атомі, а саме: правила Паулі (на МО не може бути більше двох електронів), правила Хунда (сумарний спин повинен бути максимальним) і т.д.

Взаємодія 1s-AO атомів першого періоду (Н і Не) призводить до утворення сполучної?-МО та розпушує?*-МО:

Електронні формули молекул, порядки зв'язків n,експериментальні енергії зв'язків Ета міжмолекулярні відстані nRTдля двоатомних молекул з атомів першого періоду наведено у наступній таблиці:

Інші атоми другого періоду містять, крім 2s-AO, також і 2р х -, 2р y - і 2р z-АТ, які при взаємодії можуть утворювати? - і? -MO. Для атомів О, F і Ne енергії 2s- і 2р-АТ істотно різняться, і можна знехтувати взаємодією 2s-AO одного атома та 2р-АТ іншого атома, розглядаючи взаємодію між 2s-AO двох атомів окремо від взаємодії їх 2р-АO. Схема МО для молекул O 2 , F 2 , Ne 2 має такий вигляд:

Для атомів, С, N енергії 2s– і 2р-АТ близькі за своїми енергіями, і 2s-AO одного атома взаємодіє з 2р z -АТ іншого атома. Тому порядок МО в молекулах 2 , 2 і N 2 відрізняється від порядку МО в молекулах O 2 , F 2 і Ne 2 . Нижче наведена схема МО для молекул В 2 З 2 і N 2:

На підставі наведених схем МО можна, наприклад, записати електронні формули молекул O 2 , O 2 + і O 2?

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

n = 2 R = 0,121 нм;

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

n = 2,5 R = 0,112 нм;

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

n = 1,5 R = 0,126 нм.

У разі молекули O 2 теорія МО дозволяє передбачити більшу міцність цієї молекули, оскільки n = 2, характер зміни енергій зв'язку та між'ядерних відстаней у ряді O 2 + - O 2 - O 2?, А також парамагнетизм молекули O 2, на верхніх МО якої є два неспарені електрони.

Іонний зв'язокелектростатичний зв'язок між іонами протилежних зарядів. Іонний зв'язок може розглядатися як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. Іонний зв'язок утворюється, якщо різниця електронегативностей атомів?Х більша за 1,5–2,0.

Іонний зв'язок є ненаправленою ненасичуваноюзв'язком. У кристалі NaCl іон Na + притягується всіма іонами Cl? і відштовхується усіма іншими іонами Na + незалежно від напрямку взаємодії та числа іонів. Це зумовлює більшу стійкість іонних кристалів проти іонними молекулами.

Водневий зв'язок– зв'язок між атомом водню однієї молекули та електронегативним атомом (F, CI, N) іншої молекули.

Існування водневого зв'язку пояснює аномальні властивості води: температура кипіння води набагато вища, ніж у її хімічних аналогів: t кіп (Н 2 O) = 100 ° С, а t кіп (H 2 S) = -61 ° C. Між молекулами H2S водневі зв'язки не утворюються.

Енергія(Е)- Здатність виконувати роботу. Механічна робота (А) здійснюється, наприклад, газом при його розширенні: А = р? V.

Реакції, що йдуть із поглинанням енергії, – ендотермічні.

Реакції, що йдуть із виділенням енергії, – екзотермічні.

Види енергії:теплота, світло, електрична, хімічна, ядерна енергія та ін.

Типи енергії:кінетична та потенційна.

Кінетична енергія– енергія тіла, що рухається, це робота, яку може здійснити тіло до досягнення ним спокою.

Теплота (Q)- Вид кінетичної енергії - пов'язана з рухом атомів і молекул. При повідомленні тілу масою (m)та питомою теплоємністю (с) теплоти? Q його температура підвищується на величину? t: ?Q = m з ?t,звідки? t = Q/(c т).

Потенціальна енергія– енергія, набута тілом внаслідок зміни ним чи його складовими частинами становища у просторі. Енергія хімічних зв'язків – вид потенційної енергії.

Перший закон термодинаміки:енергія може переходити з одного виду до іншого, але не може зникати або виникати.

Внутрішня енергія (U) – сума кінетичної та потенційної енергій частинок, що становлять тіло. Теплота, що поглинається в реакції, дорівнює різниці внутрішньої енергії продуктів реакції і реагентів (Q = U = U 2 - U 1),за умови, що система не здійснила роботи над довкіллям. Якщо реакція йде при постійному тиску, то гази, що виділяються, здійснюють роботу проти сил зовнішнього тиску, і поглинається в ході реакції теплота дорівнює сумі змін внутрішньої енергії ?Uта роботи А = р? V.Цю теплоту, що поглинається при постійному тиску, називають зміною ентальпії: ? Н = ?U + р? V,визначаючи ентальпіюяк Н = U + pV.Реакції рідких та твердих речовин протікають без істотної зміни обсягу (? V = 0), тож для цих реакцій? Нблизька до ?U (?Н = ?U). Для реакцій із зміною обсягу маємо ?Н > ?U, якщо йде розширення, та ?Н< ?U якщо йде стиснення.

Зміну ентальпії зазвичай відносять для стандартного стану речовини: тобто для чистої речовини у певному (твердому, рідкому або газоподібному) стані, при тиску 1 атм = 101325 Па, температурі 298 К і концентрації речовин 1 моль/л.

Стандартна ентальпія освіти?– теплота, що виділяється або поглинається при утворенні 1 моль речовини з простих речовин, що її складають, за стандартних умов. Так наприклад, ?Н обр(NaCl) = -411 кДж/моль. Це означає, що реакції Na(тв) + ?Cl 2 (г) = NaCl(тв) при освіті 1 моль NaCl виділяється 411 кДж енергії.

Стандартна ентальпія реакції?- Зміна ентальпії в ході хімічної реакції, визначається за формулою: ?Н = ?Н обр(продуктів) – ?Н обр(Реагентів).

Так реакції NH 3 (г) + HCl(г) = NH 4 Cl(тв), знаючи?H o 6 p (NH 3)=-46 кДж/моль, ?H o 6 p (HCl) = -92 кДж /моль і?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 кДж/моль маємо:

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

Якщо? Н< 0, то екзотермічна реакція. Якщо? Н > 0, то ендотермічна реакція.

ЗаконГесса: стандартна ентальпія реакції залежить від стандартних ентальпій реагентів та продуктів і не залежить від шляху перебігу реакції.

Мимовільні процеси можуть бути не тільки екзотермічними, тобто процесами зі зменшенням енергії (?Н< 0), але можуть бути і ендотермічними процесами, тобто процесами зі збільшенням енергії (?Н > 0). У всіх цих процесах «безлад» системи збільшується.

ЕнтропіяS - фізична величина, що характеризує ступінь безладдя системи. S – стандартна ентропія, S – зміна стандартної ентропії. Якщо?S > 0, безлад зростає, якщо AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Для процесів, у яких кількість частинок зменшується, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

СаО(тв) + Н 2 O(ж) = Са(OH) 2 (тв), ?S< 0;

CaCO 3 (тв) = СаО(тв) + CO 2 (г), S > 0.

Мимоволі йдуть процеси з виділенням енергії, тобто для яких? Н< 0, і зі збільшенням ентропії, тобто для яких? S > 0. Облік обох факторів призводить до вираження для енергії Гіббса: G = Н - TSчи? G =? Н - Т? S.Реакції, у яких енергія Гіббса зменшується, тобто ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, мимоволі не йдуть. Умова?G = 0 означає, що між продуктами та реагентами встановилася рівновага.

При низькій температурі, коли величина = 101 325 Па,близька до нуля, йдуть лише екзотермічні реакції, оскільки T?S- Мало і? G =? Н< 0. При високих температурах значення T?Sвелике, і, нехтуючи величиною? Н,маємо? G = - T?S,т. е. мимовільно будуть йти процеси зі збільшенням ентропії, для яких? S > 0, a?< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Величина AG для тієї чи іншої реакції може бути визначена за такою формулою:

G = ?З обр (продуктів) - ?G o б p (реагентів).

У цьому величини?G o бр, і навіть? Н обрі?S o бр для великої кількості речовин наведені у спеціальних таблицях.

Швидкість хімічної реакції(v) визначається зміною молярної концентрації реагуючих речовин в одиницю часу:

де v– швидкість реакції, с – молярна концентрація реагенту, t- Час.

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин та умов протікання реакції (температури, концентрації, присутності каталізатора тощо)

Вплив концентрації. Уу разі простих реакцій швидкість реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних їх стехіометричним коефіцієнтам.

Для реакції

де 1 і 2 відповідно напрям прямої та зворотної реакції:

v 1 = k 1? [А] m? [В] n та

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

де v- швидкість реакції, u- Константа швидкості, [А] - молярна концентрація речовини А.

Молекулярність реакції– число молекул, що у елементарному акті реакції. Для простих реакцій, наприклад: mA + nB> рС + qD,молекулярність дорівнює сумі коефіцієнтів (m+n).Реакції можуть бути одномолекулярними, двомолекулярними та рідко тримолекулярними. Реакції вищої молекулярності не зустрічаються.

Порядок реакціїдорівнює сумі показників ступенів концентрації в експериментальному вираженні швидкості хімічної реакції. Так, для складної реакції

mA + nB > рС + qDекспериментальний вираз швидкості реакції має вигляд

v 1 = k 1? [А]? ? [В]? та порядок реакції дорівнює (? + ?). При цьому? і? знаходяться експериментально і можуть не збігатися з mі nвідповідно, оскільки рівняння складної реакції є результатом кількох простих реакцій.

Вплив температури.Швидкість реакції залежить від кількості ефективних зіткнень молекул. Збільшення температури збільшує кількість активних молекул, повідомляючи їм необхідну для перебігу реакції енергію активаціїЕ акт збільшує швидкість хімічної реакції.

Правило Вант-Гофф.При збільшенні температури на 10° швидкість реакції збільшується у 2–4 рази. Математично це записується у вигляді:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

де v 1 і v 2 - швидкості реакції при початковій (t 1) та кінцевій (t 2) температурах, ? – температурний коефіцієнт швидкості реакції, який показує, скільки разів збільшується швидкість реакції зі збільшенням температури на 10°.

Більш точно залежність швидкості реакції від температури виражається рівнянням Арреніуса:

k = A? e - E/(RT) ,

де u- Константа швидкості, А- Постійна, яка не залежить від температури, е = 2,71828, Е- Енергія активації, R = 8,314 Дж/(К? моль) - газова постійна; = 101 325 Па,- Температура (К). Видно, що константа швидкості збільшується зі збільшенням температури та зменшенням енергії активації.

Система перебуває у рівновазі, якщо її стан не змінюється у часі. Рівність швидкостей прямої та зворотної реакції – умова збереження рівноваги системи.

Прикладом оборотної реакції є реакція

N 2 + 3H 2 - 2NH 3 .

Закон дії мас:відношення твору концентрацій продуктів реакції до твору концентрацій вихідних речовин (усі концентрації вказують у ступенях, рівних їх стехіометричним коефіцієнтам) є постійна, звана константою рівноваги.

Константа рівноваги – це міра протікання прямої реакції.

К =Про - пряма реакція не йде;

К =? - Пряма реакція йде до кінця;

До > 1 - рівновага зрушена вправо;

До< 1 – рівновага зсунута вліво.

Константа рівноваги реакції Допов'язана з величиною зміни стандартної енергії Гіббса? для цієї ж реакції:

G = - RT ln K,або? G = -2,3RT lg K,або К = 10 -0,435?

Якщо До > 1, то lg Іонний добуток води> 0 і?< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Якщо До< 1, то lg Іонний добуток води < 0 и?G >0, т. е. якщо рівновагу зсунуто вліво, то реакція мимоволі вправо не йде.

Закон усунення рівноваги:якщо систему, що у рівновазі, виявляється зовнішнє вплив, у системі виникає процес, який протидіє зовнішньому впливу.

Окисно-відновлювальні реакції- Реакції, які йдуть зі зміною ступенів окислення елементів.

Окислення- Процес віддачі електронів.

Відновлення- Процес приєднання електронів.

Окислювач- Атом, молекула або іон, який приймає електрони.

Відновник- Атом, молекула або іон, який віддає електрони.

Окислювачі, приймаючи електрони, переходять у відновлену форму:

F 2 [бл. ] + 2e > 2F? [Віднов.].

Відновлювачі, віддаючи електрони, переходять в окислену форму:

Na 0 [віднов. ] – 1e > Na + [бл.].

Рівновага між окисленою та відновленою формами характеризується за допомогою рівняння Нернстадля окисно-відновного потенціалу:

де Е 0– стандартне значення окиснювально-відновного потенціалу; (X) =- Число переданих електронів; [Віднов. ] та [бл. ] – молярні концентрації сполуки у відновленій та окисленій формах відповідно.

Величини стандартних електродних потенціалів Е 0наведені в таблицях і характеризують окислювальні та відновлювальні властивості сполук: чим позитивніша величина Е 0 ,тим сильніше окисні властивості, і чим негативніше значення Е 0 ,тим більше відновлювальні характеристики.

Наприклад, для F 2 + 2e – 2F? Е 0 = 2,87 вольт, а для Na + + 1e - Na 0 Е 0 =-2,71 вольт (процес завжди записується для реакцій відновлення).

Окислювально-відновна реакція є сукупністю двох напівреакцій, окислення і відновлення, і характеризується електрорушійною силою (е.д.с.)? Е 0:?Е 0= ?Е 0 ок – ?Е 0 віднов, де Е 0 окі? Е 0 віднов– стандартні потенціали окислювача та відновника для даної реакції.

Е.Д.С. реакції? Е 0пов'язана із зміною вільної енергії Гіббса? G та константою рівноваги реакції До:

?G = - nF?Е 0чи? Е = (RT/nF) ln K.

Е.Д.С. реакції при нестандартних концентраціях? Едорівнює: ? Е =?Е 0 – (RT/nF)? Ig Іонний добуток водичи? Е =?Е 0 –(0,059/(X) =)lg Іонний добуток води.

У разі рівноваги? G = 0 і? Е = 0, звідки? Е =(0,059/n)lg Іонний добуток водиі К = 10 n?E/0,059.

Для мимовільного перебігу реакції повинні виконуватися співвідношення: G< 0 или До >> 1, яким відповідає умова? Е 0> 0. Тому визначення можливості протікання даної окислювально-відновної реакції необхідно обчислити значення? Е 0 .Якщо? Е 0 > 0, реакція йде. Якщо? Е 0< 0, реакція не йде.

Гальванічні елементи– пристрої, що перетворюють енергію хімічної реакції на електричну енергію.

Гальванічний елемент Даніеляскладається з цинкового та мідного електродів, занурених у розчини ZnSO 4 та CuSO 4 відповідно. Розчини електролітів повідомляються через пористу перегородку. У цьому цинковому електроді йде окислення: Zn > Zn 2+ + 2e, але в мідному електроді – відновлення: Cu 2+ + 2e > Cu. У цілому нині йде реакція: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Анод- Електрод, на якому йде окиснення. Катод– електрод, у якому йде відновлення. У гальванічних елементах анод заряджено негативно, а катод – позитивно. На схемах елементів метал та розчин відокремлені вертикальною рисою, а два розчини – подвійною вертикальною рисою.

Так, реакції Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu схемою гальванічного елемента є запис: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Електрорушійна сила (е.д.с.) реакції дорівнює? Е 0 = Е 0 ок - Е 0 віднов= Е 0(Cu 2+ /Cu) - Е 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 В. Через втрати напруга, створювана елементом, буде дещо меншою, ніж? Е 0 .Якщо концентрації розчинів від стандартних, рівних 1 моль/л, то Е 0 окі Е 0 відновобчислюються за рівнянням Нернста, а потім обчислюється е.р.с. відповідного гальванічного елемента.

Сухий елементскладається з цинкового корпусу, пасти NH 4 Cl з крохмалем або борошном, суміші MnO 2 з графітом і графітового електрода. У його роботи йде реакція: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Схема елемента: (-) Zn | NH 4Cl | MnO 2 C (+). Е.Д.С. елемента – 1,5 ст.

Акумулятори.Свинцевий акумулятор являє собою дві свинцеві пластини, занурені в 30% розчин сірчаної кислоти і покриті шаром нерозчинного PbSO 4 . При заряді акумулятора на електродах йдуть процеси:

PbSO 4 (тв) + 2e > Рb(тв) + SO 4 2-

PbSO 4 (тв) + 2H 2 O > РbO 2 (тв) + 4H + + SO 4 2- + 2e

При розряді акумулятора на електродах йдуть процеси:

РЬ(тв) + SO 4 2-> PbSO 4 (тв) + 2e

РbO 2 (тв) + 4H + + SO 4 2- + 2e > PbSO 4 (тв) + 2Н 2 O

Сумарну реакцію можна записати у вигляді:

Для роботи акумулятор потребує регулярного заряджання та контролю концентрації сірчаної кислоти, яка може дещо зменшуватися при роботі акумулятора.

Масова частка речовини у розчині w дорівнює відношенню маси розчиненої речовини до маси розчину: w = m в-ва / m р-нуабо w = m в-ва / (V??), так як m р-ну = V p-pa? ?р-ну.

Молярна концентрація B = дорівнює відношенню числа молей розчиненої речовини до об'єму розчину: з = n(моль)/ V(л) або з = m/(М? V(л )).

Молярна концентрація еквівалентів (нормальна або еквівалентна концентрація) з едорівнює відношенню числа еквівалентів розчиненої речовини до обсягу розчину: з е = n(моль екв.)/ V(л) або з е = m/(М е? V(л)).

Електролітична дисоціація- Розпад електроліту на катіони та аніони під дією полярних молекул розчинника.

Ступінь дисоціації?- Відношення концентрації дисоційованих молекул (з дис) до загальної концентрації розчинених молекул (з про): ? = з дис/с про.

Електроліти можна поділити на сильні(? ~ 1) та слабкі.

Сильні електроліти(для них? ~ 1) – солі та основи, розчинні у воді, а також деякі кислоти: HNO 3 , HCl, H 2 SO 4 , HI, HBr, HClO 4 та інші.

Слабкі електроліти(для них?<< 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.

Іонні рівняння реакцій. Уіонних рівняннях реакцій сильні електроліти записуються як іонів, а слабкі електроліти, малорозчинні речовини і гази – як молекул. Наприклад:

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

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

CaCO 3 v + 2Н + = Са 2+ + Н 2 O + CO 2 ^

Реакції між іонамийдуть у бік утворення речовини, що дає менше іонів, тобто у бік слабшого електроліту або менш розчинної речовини.

Застосуємо закон дії мас до рівноваги між іонами та молекулами у розчині слабкого електроліту, наприклад оцтової кислоти:

CH 3 COOH - CH 3 COО? + Н +

Константи рівноваги реакцій дисоціації називаються константами дисоціації.Константи дисоціації характеризують дисоціацію слабких електролітів: що менше константа, то менше дисоціює слабкий електроліт, то він слабше.

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

Н 3 PO 4 - Н + + Н 2 PO 4?

Константа рівноваги сумарної реакції дисоціації дорівнює добутку констант окремих стадій дисоціації:

Н 3 PO 4 - ДТ + + PO 4 3-

Закон розведення Оствальда:ступінь дисоціації слабкого електроліту (а) збільшується при зменшенні його концентрації, тобто при розведенні:

Вплив загального іона на дисоціацію слабкого електроліту:додавання загального іона зменшує дисоціацію слабкого електроліту. Так, при додаванні до розчину слабкого електроліту CH3COOH

CH 3 COOH - CH 3 COО? + Н +?<< 1

сильного електроліту, що містить загальний CH 3 COOH іон, тобто ацетат-іон, наприклад CH 3 COОNa

CH 3 COОNa - CH 3 COО? + Na +? = 1

концентрація ацетат-іона збільшується, і рівновага дисоціації CH 3 COOH зсувається вліво, тобто дисоціація кислоти зменшується.

Активність іона а - Концентрація іона, що проявляється в його властивостях.

Коефіцієнт активностіf- Відношення активності іона адо концентрації з: f= а/сабо а = fc.

Якщо f = 1, то іони вільні і взаємодіють між собою. Це має місце у дуже розбавлених розчинах, у розчинах слабких електролітів тощо.

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

Коефіцієнт активності залежить від іонної сили розчину I: що більше іонна сила, то менше коефіцієнт активності.

Іонна сила розчину I залежить від зарядів z та концентрацій з іонів:

I = 0,52? z 2 .

Коефіцієнт активності залежить від заряду іона: що більше заряд іона, то менше коефіцієнт активності. Математично залежність коефіцієнта активності fвід іонної сили Iта заряду іона zзаписується за допомогою формули Дебая-Хюккеля:

Коефіцієнти активності іонів можна визначити за допомогою наступної таблиці:

Вода – слабкий електроліт – дисоціює, утворюючи іони Н+ та OH?. Ці іони гідратовані, тобто з'єднані з декількома молекулами води, але для простоти їх записують у негідратованій формі

Н 2 O - Н + + OH?

З закону дії мас, при цьому рівноваги:

Концентрацію молекул води [Н 2 O], тобто число молей в 1 л води, можна вважати постійною та рівною [Н 2 O] = 1000 г/л: 18 г/моль = 55,6 моль/л. Звідси:

До[Н 2 O] = До(Н 2 O ) = [Н + ] = 10 -14 (22 ° C).

Іонний добуток води– добуток концентрацій [Н + ] і – є постійна величина при постійній температурі і дорівнює 10 -14 при 22°C.

Іонний добуток води збільшується зі збільшенням температури.

Водневий показник рН- Негативний логарифм концентрації іонів водню: рН = - lg. Аналогічно: pOH = - lg.

Логарифмування іонного добутку води дає: рН + рOH = 14.

Розмір рН характеризує реакцію середовища.

Якщо рН = 7, то [Н + ] = - Нейтральне середовище.

Якщо рН< 7, то [Н + ] >– кислотне середовище.

Якщо рН>7, то [Н+]< – щелочная среда.

Буферні розчини – розчини, які мають певну концентрацію іонів водню. рН цих розчинів не змінюється при розведенні та мало змінюється при додаванні невеликих кількостей кислот та лугів.

I. Розчин слабкої кислоти НА, концентрація – з кисл, та її солі з сильною основою ВА, концентрація – з солі. Наприклад, ацетатний буфер – розчин оцтової кислоти та ацетату натрію: CH 3 COOH + CHgCOONa.

рН = рК кисл + lg(з солі/с кисл).

ІІ. Розчин слабкої основи ВOH, концентрація – з осн, та її солі із сильною кислотою ВА, концентрація – із солі. Наприклад, аміачний буфер – розчин гідроксиду амонію та хлориду амонію NH 4 OH + NH 4 Cl.

рН = 14 - рК осн - lg (з солі / с осн).

Гідроліз солей- Взаємодія іонів солі з водою з утворенням слабкого електроліту.

Приклади рівнянь реакції гідролізу.

I. Сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою:

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

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

CO 3 2- + H 2 O - HCO 3 ? + OH?, pH > 7, лужне середовище.

По другому ступені гідроліз практично не йде.

ІІ. Сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою:

AlCl 3 + H 2 O - (AlOH)Cl 2 + HCl

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

Al 3+ + H 2 O - AlOH 2+ + Н + рН< 7.

По другому ступені гідроліз йде менше, а по третьому ступені практично не йде.

ІІІ. Сіль утворена сильною основою та сильною кислотою:

До + + NO 3? + Н 2 O? немає гідролізу, рН? 7.

IV. Сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою:

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

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

У ряді випадків, коли сіль утворена дуже слабкими основами та кислотами, йде повний гідроліз. У таблиці розчинності таких солей символ – «розкладаються водою»:

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

Можливість повного гідролізу слід враховувати в обмінних реакціях:

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

Ступінь гідролізуh - Відношення концентрації гідролізованих молекул до загальної концентрації розчинених молекул.

Для солей, утворених сильною основою та слабкою кислотою:

= ch,рOH = – lg, рН = 14 – рOH.

З виразу випливає, що ступінь гідролізу h(т. е. гідроліз) збільшується:

а) зі збільшенням температури, оскільки збільшується K(H 2 O);

б) зі зменшенням дисоціації кислоти, що утворює сіль: чим слабкіша кислота, тим більший гідроліз;

в) з розведенням: чим менше, тим більше гідроліз.

Для солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою

[Н + ] = ch,рН = - lg.

Для солей, утворених слабкою основою та слабкою кислотою

Протоліз- Процес передачі протона.

Протоліти– кислоти та основи, що віддають та приймають протони.

Кислота– молекула чи іон, здатні віддавати протон. Кожній кислоті відповідає пов'язана з нею основа. Сила кислот характеризується константою кислоти До к.

Н 2 CO 3 + Н 2 O - Н 3 O + + HCO 3?

До = 4 ? 10 -7

3+ + Н 2 O - 2+ + Н 3 O +

До = 9 ? 10 -6

Заснування– молекула чи іон, здатні приймати протон. Кожній основі відповідає пов'язана з ним кислота. Сила основ характеризується константою основи До 0 .

NH 3? Н 2 O (Н 2 O) - NH 4++ OH?

До 0 = 1,8 ?10 -5

Амфоліти– протоліти, здатні до віддачі та приєднання протона.

HCO 3? + H 2 O - Н 3 O + + CO 3 2-

HCO 3? – кислота.

HCO 3? + H 2 O - Н 2 CO 3 + OH?

HCO 3? - заснування.

Для води: Н 2 O + Н 2 O - Н 3 O + OH?

K(H 2 O) = [Н 3 O + ] = 10 -14 і рН = - lg.

Константи До доі До 0для сполучених кислот та основ пов'язані між собою.

НА + Н 2 O - Н 3 O + + А?

А? + Н 2 O - НА + OH?

У системі, що складається з розчину та осаду, йдуть два процеси – розчинення осаду та осадження. Рівність швидкостей цих двох процесів є умовою рівноваги.

Насичений розчин- Розчин, який знаходиться в рівновазі з осадом.

Закон дії мас у застосуванні до рівноваги між осадом та розчином дає:

Оскільки = const,

До = K s (AgCl) = .

Загалом маємо:

А m B (X) =(Тв.) - m A +n + n B -m

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

Константа розчинностіK s(або добуток розчинності ПР) – добуток концентрацій іонів у насиченому розчині малорозчинного електроліту – є величина постійна і залежить лише від температури.

Розчинність малорозчинної речовини s може бути виражена в молях на літр. Залежно від величини sречовини можуть бути поділені на малорозчинні – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 моль/л і добре розчинні s>10 -2 моль/л.

Розчинність сполук пов'язана з їх твором розчинності.

Що стосується AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

а) умова рівноваги між осадом та розчином: = Ks.

б) умова осадження: > K s;під час осадження концентрації іонів зменшуються до встановлення рівноваги;

в) умова розчинення осаду або існування насиченого розчину:< K s;під час розчинення осаду концентрація іонів збільшується до встановлення рівноваги.

Координаційні (комплексні) сполуки – сполуки з донорно-акцепторним зв'язком.

Для K 3:

іони зовнішньої сфери – 3К + ,

іон внутрішньої сфери - 3-,

комплексоутворювач – Fe 3+ ,

ліганди – 6CN?, їх дентатність – 1,

координаційне число – 6.

Приклади комплексоутворювачів: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ та ін.

Приклади лігандів: полярні молекули Н 2 O, NH 3 CO і аніони CN?, Cl?, OH? та ін.

Координаційні числа: зазвичай 4 або 6, рідше 2, 3 та ін.

Номенклатура.Називають спочатку аніон (в називному відмінку), потім катіон (у родовому відмінку). Назви деяких лігандів: NH3 – аммін, Н2O – акво, CN? - ціано, Cl? - Хлоро, OH? - Гідрокс. Назви координаційних чисел: 2 – ді, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Вказують ступінь окислення комплек-співтворювача:

Cl - хлорид діаммінсрібла (I);

SO 4 - сульфат тетраммінмеді(II);

K 3 – гексаціаноферрат(ІІІ) калію.

Теорія валентних зв'язків передбачає гібридизацію орбіталей центрального атома. Розташування гібридних орбіталей, що утворюються при цьому, визначає геометрію комплексів.

Діамагнітний комплексний іон Fe(CN) 6 4- .

Ціанід-іон – донор

Іон заліза Fe 2+ – акцептор – має формулу 3d 6 4s 0 4p 0. З урахуванням діамагнітності комплексу (всі електрони спарені) та координаційного числа (потрібні 6 вільних орбіталей) маємо d 2 sp 3-гібридизацію:

Комплекс діамагнітний, низькоспіновий, внутрішньоорбітальний, стабільний (не використовуються зовнішні електрони), октаед-ричний ( d 2 sp 3-Гібридизація).

Парамагнітний комплексний іон FeF 6 3-.

Фторид-іон – донор.

Іон заліза Fe 3+ – акцептор – має формулу 3d 5 4s 0 4p 0 .З урахуванням парамагнітності комплексу (електрони розпарені) та координаційного числа (потрібні 6 вільних орбіталей) маємо sp 3 d 2-гібридизацію:

Комплекс парамагнітний, високоспіновий, зовнішньоорбітальний, нестабільний (використані зовнішні 4d-орбіталі), октаедричний ( sp 3 d 2-Гібридизація).

Координаційні сполуки у розчині повністю дисоціюють на іони внутрішньої та зовнішньої сфер.

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

Іони внутрішньої сфери, тобто комплексні іони, дисоціюють на іони металу та ліганди, як слабкі електроліти, по сходах.

де Іонний добуток води 1 , До 2 , К 1 _ 2 називаються константами нестійкостіі характеризують дисоціацію комплексів: що менше константа нестійкості, то менше дисоціює комплекс, то він стійкіше.

Хімічні формули – це зображення за допомогою символів.

Хімічні елементи

Хімічний знакабо хімічний символ елемент– це перша чи дві перші букви від латинської назви цього елемента.

Наприклад: Ferrum –Fe , Cuprum –Cu , Oxygenium –Oі т.д.

Таблиця 1: Інформація, що дає хімічний знак

Назва хімічного знака здебільшого читається як назва хімічного елемента. Наприклад, К – калій, Са – кальцій, Mg – магній, Mn – марганець.

Випадки, коли назва хімічного знака читається інакше, наведено у таблиці 2:

Хімічні формули простих речовин

Хімічними формулами більшості простих речовин (всіх металів та багатьох неметалів) є знаки відповідних хімічних елементів.

Так речовина залізоі хімічний елемент залізопозначаються однаково - Fe .

Якщо має молекулярну структуру (є у вигляді , то його формулою є хімічний знак елемента з індексомвнизу праворуч, що вказує число атоміву молекулі: H 2, O 2, O 3, N 2, F 2, Cl 2, Br 2, P 4, S 8.

Таблиця 3: Інформація, що дає хімічний знак

Хімічні формули складних речовин

Формулу складної речовини складають шляхом запису знаків хімічних елементів, з яких ця речовина складається, із зазначенням числа атомів кожного елемента в молекулі. При цьому зазвичай хімічні елементи записують у порядку збільшення їх електронегативності відповідно до наступного практичного ряду:

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

Наприклад, H 2 O , CaSO 4 , Al 2 O 3 , CS 2 , OF 2 , NaH.

Виняток становлять:

• деякі сполуки азоту з воднем (наприклад, аміак NH 3 , гідразин N 2H 4 );
• солі органічних кислот (наприклад, форміат натрію HCOONa , ацетат кальцію (CH 3COO) 2Ca) ;
• вуглеводні ( CH 4 , C 2 H 4 , C 2 H 2 ).

Хімічні формули речовин, що існують у вигляді димерів (NO 2 , P 2O 3 , P2O5, солі одновалентної ртуті, наприклад: HgCl , HgNO 3та ін), записують у вигляді N 2 O 4 ,P 4 O 6 ,P 4 O 10 ,Hg 2 Cl 2 ,Hg 2 ( NO 3) 2 .

Число атомів хімічного елемента в молекулі та складному іоні визначається на підставі поняття валентностіабо ступеня окисленнята записується індексом внизу праворучвід символу кожного елемента (індекс 1 опускається). При цьому виходять із правила:

алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів у молекулі повинна дорівнювати нулю (молекули електронейтральні), а у складному іоні – заряду іона.

Наприклад:

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

Цим же правилом користуються при визначенні ступеня окислення хімічного елемента за формулою речовини чи складного. Зазвичай це елемент, що має кілька ступенів окиснення. Ступені окиснення інших елементів, що утворюють молекулу або іон повинні бути відомі.

Заряд складного іона - це алгебраїчна сума ступенів окиснення всіх атомів, що утворюють іон. Тому щодо ступеня окислення хімічного елемента у складному іоні сам іон залежить від дужки, яке заряд виноситься за дужки.

При складанні формул з валентностіречовину представляють як сполуку, що складається з двох частинок різного типу, валентності яких відомі. Далі користуються правилом:

у молекулі добуток валентності на число частинок одного типу має дорівнювати добутку валентності на число частинок іншого типу.

Наприклад:

Цифра, що стоїть перед формулою рівняння реакції, називається коефіцієнтом. Вона вказує або число молекул, або кількість молей речовини.

Коефіцієнт, що стоїть перед хімічним знаком, вказує число атомів даного хімічного елемента, а у випадку, коли знак є формулою простої речовини, коефіцієнт вказує або число атомів, або кількість молей цієї речовини.

Наприклад:

• 3 Fe– три атоми заліза, 3 моль атомів заліза,
• 2 Q =–– два атоми водню, 2 моль атомів водню,
• H 2- Одна молекула водню, 1 моль водню.

Хімічні формули багатьох речовин були визначені дослідним шляхом, тому їх називають «емпіричними».

Таблиця 4: Інформація, яку надає хімічна формула складної речовини

Графічні формули

Для отримання більш повної інформації про речовину користуються графічними формулами , які вказують порядок з'єднання атомів у молекуліі валентність кожного елемента.

Графічні формули речовин, що складаються з молекул, іноді, тією чи іншою мірою, відображають і будову (структуру) цих молекул, у цих випадках їх можна назвати структурними .

Для складання графічної (структурної) формули речовини необхідно:

• Визначити валентність усіх хімічних елементів, що утворюють речовину.
• Записати знаки всіх хімічних елементів, що утворюють речовину, кожен у кількості, що дорівнює кількості атомів даного елемента в молекулі.
• Поєднати знаки хімічних елементів рисками. Кожна рисочка означає пару, що здійснює зв'язок між хімічними елементами і тому однаково належить обом елементам.
• Число рис, що оточують знак хімічного елемента, повинно відповідати валентності цього хімічного елемента.
• При складанні формул кисневмісних кислот та їх солей атоми водню та атоми металів зв'язуються з кислотоутворюючим елементом через атом кисню.
• Атоми кисню з'єднують один з одним лише при складанні формул пероксидів.

Приклади графічних формул: