Magnituda i njena dimenzija	Ratio
Atomska masa elementa X (relativna)
Serijski broj elementa	Z= N(e –) = N(R +)
Maseni udio elementa E u tvari X, u udjelima jedinice, u %)
Količina supstance X, mol
Količina gasne supstance, mol	V m= 22,4 l/mol (n.s.) Pa. – R= 101 325 Pa, T= 273 K
Molarna masa supstance X, g/mol, kg/mol
Masa supstance X, g, kg	m(X) = n(X) M(X)
Molarna zapremina gasa, l/mol, m 3 /mol	V m= 22,4 l/mol na N.S.
Zapremina gasa, m 3	V = V m × n
Prinos proizvoda
Gustina supstance X, g/l, g/ml, kg/m3
Gustina gasovite supstance X po vodiku
Gustina gasovite supstance X u vazduhu	M(vazduh) = 29 g/mol
United Gas Law
Mendeljejev-Klapejronova jednadžba	PV = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Zapreminski udio plinovite tvari u mješavini plinova, u udjelima jedinice ili u %
Molarna masa mješavine plinova
Molni udio tvari (X) u smjesi
Količina toplote, J, kJ	Q = n(X) Q(X)
Toplotni efekat reakcije	Q =–H
Toplina stvaranja supstance X, J/mol, kJ/mol
Brzina hemijska reakcija(mol/lsec)
Zakon masovne akcije (za jednostavnu reakciju)	a A+ V B= With C + d D u = k With a(A) With V(B)
Van't Hoffovo pravilo
Rastvorljivost supstance (X) (g/100 g rastvarača)
Maseni udio supstance X u smjesi A + X, u udjelima jedinice, u %
Težina rastvora, g, kg	m(rr) = m(X)+ m(H2O) m(rr) = V(rr)  (rr)
Maseni udio otopljene tvari u otopini, u udjelima jedinice, u %
Gustina rastvora
Zapremina rastvora, cm 3, l, m 3
Molarna koncentracija, mol/l
Stepen disocijacije elektrolita (X), u dijelovima jedinice ili %
Jonski proizvod vode	K(H2O) =
pH vrijednost	pH = –lg

Glavni:

Kuznetsova N.E. i sl. hemija. 8. razred-10. razred – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznjecova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Hemija.11.razred u 2 dijela, 2005-2007.

Egorov A.S. hemija. Novi udžbenik za pripremu za visoko obrazovanje. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 str.

Egorov A.S. Hemija: savremeni kurs za pripremu za Jedinstveni državni ispit. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 str.

Egorov A.S. Priručnik za samouvođenje za rješavanje kemijskih problema. – Rostov na Donu: Feniks, 2000. – 352 str.

Hemija/priručnik za nastavnike za kandidate na univerzitetima. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 str.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problemi iz hemije za kandidate za univerzitete. M.: postdiplomske škole. 2007.–302 str.

Dodatno:

Vrublevsky A.I.. Edukativni i edukativni materijali za pripremu za centralizirano testiranje iz hemije / A.I. Vrublevsky – Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 str.

Vrublevsky A.I.. 1000 zadataka iz hemije sa lancima transformacija i kontrolnih testova za učenike i studente – Mn.: Unipress doo, 2003. – 400 str.

Egorov A.S.. Sve vrste računskih zadataka iz hemije za pripremu za Jedinstveni državni ispit – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 str.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Tipični zadaci i vježbe za pripremu ispita iz hemije. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 str.

Jedinstveni državni ispit 2007. Hemija. Edukativni i trenažni materijali za pripremu studenata / FIPI - M.: Intellekt-Centar, 2007. – 272 str.

Jedinstveni državni ispit 2011. hemija. Komplet za edukaciju i obuku izd. AA. Kaverina – M.: Narodno obrazovanje, 2011.

Jedine prave opcije za zadatke za pripremu za Jedinstveni državni ispit. Jedinstveni državni ispit 2007. Hemija/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Federalni centar za testiranje, 2007.–151 str.

Kaverina A.A. Optimalna banka zadataka za pripremu učenika. Jedinstveni državni ispit 2012. Hemija. Tutorial./ AA. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina – M.: Intellekt-Centar, 2012. – 256 str.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Testni zadaci pored testova za studente 10-mjesečnih dopisnih pripremnih kurseva (metodska uputstva). Krasnodar, 2004. – S. 18 – 70.

Litvinova T.N.. hemija. Jedinstveni državni ispit 2011. Testovi za obuku. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 str.

Litvinova T.N.. hemija. Testovi za Jedinstveni državni ispit. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 str.

Litvinova T.N.. hemija. Zakoni, svojstva elemenata i njihovih spojeva. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 str.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Hemija u zadacima za kandidate na univerzitetima – M.: Izdavačka kuća Onyx doo: Izdavačka kuća Mir i obrazovanje doo, 2009. – 832 str.

Nastavno-metodički kompleks iz hemije za studente medicinske i biološke nastave, ur. T.N. Litvinova – Krasnodar: KSMU, – 2008.

hemija. Jedinstveni državni ispit 2008. Prijemni ispiti, nastavno sredstvo / ur. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Legion, 2008.– 271 str.

Lista web stranica o hemiji:

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

2. Hemija za sve. Elektronski priručnik za puni kurs hemija.

http:// www. informika. ru/ tekst/ baza podataka/ hemija/ START. html

3. Školska hemija – priručnik. http:// www. školska hemija. by. ru

4. Tutor hemije. http://www. chemistry.nm.ru

Internet resursi

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Hemija za sve. Elektronski priručnik za kompletan kurs hemije.

http:// www. informika. ru/ tekst/ baza podataka/ hemija/ START. html

Školska hemija - priručnik. http:// www. školska hemija. by. ru

http://www.classchem.narod.ru

Tutor hemije. http://www. chemistry.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- edukativni Internet resursi o hemiji

http://schoolchemistry.by.ru/- školska hemija. Ova stranica ima priliku da se on-line testira na različite teme, kao i demo opcije Jedinstveni državni ispit

Hemija i život—XXI vek: naučnopopularni časopis. http:// www. hij. ru

Ključne reči: Hemija 8. razred. Sve formule i definicije, simboli fizičkih veličina, mjerne jedinice, prefiksi za označavanje mjernih jedinica, odnosi među jedinicama, hemijske formule, osnovne definicije, ukratko, tabele, dijagrami.

1. Simboli, nazivi i mjerne jedinice
neke fizičke veličine koje se koriste u hemiji

Fizička količina	Oznaka	Jedinica
Vrijeme	t	With
Pritisak	str	Pa, kPa
Količina supstance	ν	krtica
Masa supstance	m	kg, g
Maseni udio	ω	Bez dimenzija
Molarna masa	M	kg/mol, g/mol
Molarni volumen	Vn	m 3 /mol, l/mol
Zapremina supstance	V	m 3, l
Zapreminski udio		Bez dimenzija
Relativna atomska masa	A r	Bez dimenzija
	gospodin	Bez dimenzija
Relativna gustina gasa A prema gasu B	D B (A)	Bez dimenzija
Gustina materije	R	kg/m 3, g/cm 3, g/ml
Avogadrova konstanta	N / A	1/mol
Apsolutna temperatura	T	K (Kelvin)
Temperatura u Celzijusima	t	°C (stepeni Celzijusa)
Toplotni efekat hemijske reakcije	Q	kJ/mol

2. Odnosi između jedinica fizičkih veličina

3. Hemijske formule u 8. razredu

4. Osnovne definicije u 8. razredu

• Atom- najmanja hemijski nedjeljiva čestica supstance.
• Hemijski element- određeni tip atoma.
• Molekula- najmanja čestica supstance koja zadržava svoj sastav i Hemijska svojstva i sastoji se od atoma.
• Jednostavne supstance- supstance čije se molekule sastoje od atoma istog tipa.
• Kompleksne supstance- supstance čije se molekule sastoje od atoma različitih vrsta.
• Kvalitativni sastav supstance pokazuje od kojih atoma elemenata se sastoji.
• Kvantitativni sastav supstance pokazuje broj atoma svakog elementa u njegovom sastavu.
• Hemijska formula- uslovno evidentiranje kvalitativnog i kvantitativnog sastava supstance koja se koristi hemijski simboli i indeksi.
• Jedinica za atomsku masu(amu) - jedinica mjerenja atomske mase, jednaka masi 1/12 atoma ugljika 12 C.
• Krtica- količina tvari koja sadrži broj čestica jednak broju atoma u 0,012 kg ugljika 12 C.
• Avogadrova konstanta (N / A = 6*10 23 mol -1) - broj čestica sadržanih u jednom molu.
• Molarna masa supstance (M ) je masa tvari uzete u količini od 1 mol.
• Relativna atomska masa element A r - odnos mase atoma datog elementa m 0 prema 1/12 mase atoma ugljika 12 C.
• Relativna molekulska težina supstance M r - odnos mase molekula date supstance i 1/12 mase atoma ugljenika 12 C. Relativna molekulska masa jednaka je zbiru relativnih atomskih masa hemijskih elemenata koji formiraju jedinjenje, uzimajući uzimajući u obzir broj atoma datog elementa.
• Maseni udio hemijski element ω(X) pokazuje koji dio srodnika molekularna težina supstanca X pada na dati element.

ATOMSKO-MOLEKULARNA NASTAVA
1. Postoje tvari molekularne i nemolekularne strukture.
2. Između molekula postoje praznine, čije veličine zavise od stanja agregacije supstance i temperature.
3. Molekuli su u neprekidnom kretanju.
4. Molekule se sastoje od atoma.
6. Atomi se odlikuju određenom masom i veličinom.
At fizičke pojave molekule su očuvane, ali se obično uništavaju kemijskim reakcijama. Atoms at hemijske pojave preurediti u molekule novih supstanci.

ZAKON KONSTANTNOG SASTAVA MATERIJE
Svaka hemijski čista supstanca molekularne strukture, bez obzira na način pripreme, ima konstantan kvalitativni i kvantitativni sastav.

VALENCE
Valencija je svojstvo atoma nekog hemijskog elementa da veže ili zameni određeni broj atoma drugog elementa.

HEMIJSKA REAKCIJA
Hemijska reakcija je pojava uslijed koje iz jedne tvari nastaju druge tvari. Reaktanti su tvari koje ulaze u kemijsku reakciju. Produkti reakcije su tvari nastale kao rezultat reakcije.
Znakovi hemijskih reakcija:
1. Oslobađanje toplote (svetlosti).
2. Promjena boje.
3. Pojavljuje se miris.
4. Formiranje sedimenta.
5. Ispuštanje gasa.

hemija– nauka o sastavu, strukturi, svojstvima i transformacijama supstanci.

Atomsko-molekularna nauka. Supstance se sastoje od hemijskih čestica (molekula, atoma, jona) koje imaju složenu strukturu i sastoje se od elementarne čestice(protoni, neutroni, elektroni).

Atom– neutralna čestica koja se sastoji od pozitivnog jezgra i elektrona.

Molekula– stabilna grupa atoma povezanih hemijskim vezama.

Hemijski element– vrsta atoma sa istim nuklearnim nabojem. Element označava

gdje je X simbol elementa, Z– serijski broj elementa u periodnom sistemu elemenata D.I. Mendeljejev, A– maseni broj. Serijski broj Z jednak naboju atomskog jezgra, broju protona u atomskom jezgru i broju elektrona u atomu. Masovni broj A jednak zbiru broja protona i neutrona u atomu. Broj neutrona je jednak razlici A–Z.

Izotopi– atomi istog elementa koji imaju različite masene brojeve.

Relativna atomska masa(A r) – omjer Prosječna masa atom elementa prirodnog izotopskog sastava na 1/12 mase atoma izotopa ugljika 12 C.

Relativna molekulska težina(M r) je omjer prosječne mase molekula tvari prirodnog izotopskog sastava i 1/12 mase atoma izotopa ugljika 12 C.

Jedinica za atomsku masu(a.u.m) – 1/12 mase atoma izotopa ugljika 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 godine

Krtica- količina supstance koja sadrži toliko strukturne jedinice(atomi, molekuli, joni), koliko atoma se nalazi u 0,012 kg ugljičnog izotopa 12 C. Krtica– količina supstance koja sadrži 6,02 10 23 strukturnih jedinica (atoma, molekula, jona).

n = N/N A, Gdje n– količina supstance (mol), N– broj čestica, a N / A– Avogadrova konstanta. Količina supstance se takođe može označiti simbolom v.

Avogadrova konstanta N A = 6,02 10 23 čestice/mol.

Molarna masaM(g/mol) – odnos mase supstance m(d) na količinu supstance n(mol):

M = m/n, gdje: m = M n I n = m/M.

Molarna zapremina gasaV M(l/mol) – zapreminski odnos gasa V(l) na količinu supstance ovog gasa n(mol). U normalnim uslovima V M = 22,4 l/mol.

Normalni uslovi: temperaturu t = 0°C, ili T = 273 K, pritisak p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101,325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, gdje: V = V Mn I n = V/V M .

Rezultat je opća formula:

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

Ekvivalentno- stvarna ili fiktivna čestica koja stupa u interakciju s jednim atomom vodika, ili ga zamjenjuje, ili mu je ekvivalentna na neki drugi način.

Molarni maseni ekvivalenti M e– odnos mase supstance i broja ekvivalenata ove supstance: M e = m/n (ekv) .

U reakcijama izmjene naboja molarna masa ekvivalenti supstanci

sa molarnom masom M jednako: M e = M/(n ? m).

U redoks reakcijama, molarna masa ekvivalenata supstance sa molarnom masom M jednako: M e = M/n(e), Gdje n(e)– broj prenesenih elektrona.

Zakon ekvivalenata– mase reaktanata 1 i 2 proporcionalne su molarnim masama njihovih ekvivalenata. m 1 /m 2= M E1/M E2, ili m 1 /M E1 = m 2 /M E2, ili n 1 = n 2, Gdje m 1 I m 2– mase dvije supstance, M E1 I M E2– molarne mase ekvivalenata, n 1 I n 2– broj ekvivalenata ovih supstanci.

Za rješenja, zakon ekvivalenata se može napisati na sljedeći način:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Gdje sa E1, sa E2, V 1 I V 2– molarne koncentracije ekvivalenata i zapremine rastvora ove dve supstance.

Ujedinjeni zakon o gasu: pV = nRT, Gdje str– pritisak (Pa, kPa), V– zapremina (m 3, l), n– količina gasovite supstance (mol), T – temperatura (K), T(K) = t(°C) + 273, R– konstantno, R= 8,314 J/(K? mol), sa J = Pa m 3 = kPa l.

2. Atomska struktura i periodični zakon

Dualnost talas-čestica materija - ideja da svaki objekat može imati i talasna i korpuskularna svojstva. Louis de Broglie je predložio formulu koja povezuje talasne i korpuskularne osobine objekata: ? = h/(mV), Gdje h– Plankova konstanta, ? – talasna dužina koja odgovara svakom telu sa masom m i brzinu V. Iako valna svojstva postoje za sve objekte, mogu se uočiti samo za mikro-objekte čija je masa reda mase atoma i elektrona.

Heisenbergov princip nesigurnosti: ?(mV x) ?h > h/2n ili ?V x ?x > h/(2?m), Gdje m– masa čestica, x– njegova koordinata, Vx– brzina u pravcu x, ?– nesigurnost, greška u određivanju. Princip nesigurnosti znači da je nemoguće istovremeno označiti poziciju (koordinatu) x) i brzinu (V x)čestice.

Čestice male mase (atomi, jezgra, elektroni, molekuli) nisu čestice u smislu Njutnove mehanike i ne mogu se proučavati klasična fizika. Oni se proučavaju kvantna fizika.

Glavni kvantni brojn uzima vrijednosti 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7, koje odgovaraju elektronskim nivoima (slojevima) K, L, M, N, O, P i Q.

Nivo– prostor u kojem se nalaze elektroni istog broja n. Elektroni različitih nivoa su prostorno i energetski odvojeni jedni od drugih, pošto broj n određuje energiju elektrona E(više n, više E) i udaljenost R između elektrona i jezgra (što više n, više R).

Orbitalni (bočni, azimutalni) kvantni brojl uzima vrijednosti u zavisnosti od broja n:l= 0, 1,…(n- 1). Na primjer, ako n= 2, onda l = 0, 1; Ako n= 3, onda l = 0, 1, 2. Broj l karakteriše podnivo (podnivo).

Podnivo– prostor u kojem su elektroni sa određenim n I l. Podnivoi datog nivoa se označavaju u zavisnosti od broja l:s- Ako l = 0, str- Ako l = 1, d- Ako l = 2, f- Ako l = 3. Podnivoi datog atoma su označeni u zavisnosti od brojeva n I l, na primjer: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), itd. Podnivoi datog nivoa imaju različite energije (što više l, više E): E s< E < Е А < … i različiti oblici orbitala koji čine ove podnivoe: s-orbitala ima oblik lopte, str-orbitala je u obliku bučice itd.

Magnetski kvantni brojm 1 karakterizira orijentaciju orbitalnog magnetskog momenta, jednak l, u prostoru u odnosu na spoljašnjost magnetsko polje i uzima vrijednosti: – l,…-1, 0, 1,…l, tj. ukupno (2l + 1) vrijednost. Na primjer, ako l = 2, onda m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbital(dio podnivoa) – prostor u kojem se nalaze elektroni (ne više od dva). n, l, m 1. Podnivo sadrži 2l+1 orbitalni. Na primjer, d– podnivo sadrži pet d-orbitala. Orbitale istog podnivoa koje imaju različiti brojevi m 1, imaju istu energiju.

Magnetski spin brojgospođa karakterizira orijentaciju vlastitog magnetskog momenta elektrona s, jednakog ?, u odnosu na vanjsko magnetsko polje i uzima dvije vrijednosti: +? I _ ?.

Elektroni u atomu zauzimaju nivoe, podnivoe i orbitale prema sljedećim pravilima.

Paulijevo pravilo: U jednom atomu dva elektrona ne mogu imati četiri identična kvantna broja. Moraju se razlikovati u najmanje jednom kvantnom broju.

Iz Paulijevog pravila slijedi da orbitala ne može sadržavati više od dva elektrona, podnivo ne može sadržavati više od 2(2l + 1) elektrona, nivo ne može sadržavati više od 2n 2 elektrona.

Pravilo Klečkovskog: elektronski podnivoi se popunjavaju po rastućem iznosu (n + l), iu slučaju istog iznosa (n+l)– rastućim redoslijedom broja n.

Grafički oblik vladavine Klečkovskog.

Prema pravilu Klečkovskog, podnivoi se popunjavaju sljedećim redoslijedom: 1s, 2s, 2r, 3s, Zr, 4s, 3d, 4r, 5s, 4d, 5s, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Iako se popunjavanje podnivoa odvija prema pravilu Klečkovskog, u elektronskoj formuli podnivoi su upisani redom po nivoima: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f itd. Tako se elektronska formula atoma broma piše na sljedeći način: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Elektronske konfiguracije određenog broja atoma razlikuju se od onih predviđenih pravilom Klečkovskog. Dakle, za Cr i Cu:

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

Pravilo Hunde (Gunda): Popunjavanje orbitala datog podnivoa vrši se tako da je ukupni spin maksimalan. Orbitale datog podnivoa se prvo popunjavaju jednim po jednim elektronom.

Elektronske konfiguracije atoma mogu se pisati nivoima, podnivoima, orbitalama. Na primjer, elektronska formula P(15e) može se napisati:

a) po nivoima)2)8)5;

b) po podnivoima 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) orbitalnim

Primjeri elektronskih formula nekih atoma i jona:

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.

3. Hemijska veza

3.1. Metoda valentne veze

Prema metodi valentne veze, veza između atoma A i B nastaje dijeljenjem para elektrona.

Kovalentna veza. Veza donator-akceptor.

Valencija karakteriše sposobnost atoma da formiraju hemijske veze i jednaka je broju hemijskih veza koje formira atom. Prema metodi valentne veze, valencija je jednaka broju zajedničkih parova elektrona, a u slučaju kovalentna veza valencija je jednaka broju nesparenih elektrona na vanjskom nivou atoma u njegovom osnovnom ili pobuđenom stanju.

Valencija atoma

Na primjer, za ugljik i sumpor:

Zasićenost kovalentna veza: atomi formiraju ograničen broj veza jednak njihovoj valenciji.

Hibridizacija atomskih orbitala– miješanje atomskih orbitala (AO) različitih podnivoa atoma, čiji elektroni učestvuju u formiranju ekvivalentnih?-veza. Hibridna orbitalna (HO) ekvivalencija objašnjava ekvivalentnost formiranih hemijskih veza. Na primjer, u slučaju četverovalentnog atoma ugljika postoji jedan 2s– i tri 2p-elektron. Objasniti ekvivalentnost četiri?-veze koje formira ugljik u molekulima CH 4, CF 4, itd., atomska s- i tri R- orbitale su zamijenjene sa četiri ekvivalentna hibridna sp 3-orbitale:

Focus Kovalentna veza je da se formira u pravcu maksimalnog preklapanja orbitala koje formiraju zajednički par elektrona.

U zavisnosti od vrste hibridizacije, hibridne orbitale imaju određenu lokaciju u svemiru:

sp– linearni, ugao između osa orbitala je 180°;

sp 2– trouglasti, uglovi između osa orbitala su 120°;

sp 3– tetraedarski, uglovi između osa orbitala su 109°;

sp 3 d 1– trigonalno-bipiramidalni, uglovi 90° i 120°;

sp 2 d 1– kvadrat, uglovi između osa orbitala su 90°;

sp 3 d 2– oktaedarski, uglovi između osa orbitala su 90°.

3.2. Teorija molekularne orbite

Prema teoriji molekularnih orbitala, molekul se sastoji od jezgara i elektrona. U molekulima, elektroni se nalaze u molekularnim orbitalama (MO). MOs vanjskih elektrona imaju složenu strukturu i smatraju se linearnom kombinacijom vanjskih orbitala atoma koji čine molekulu. Broj formiranih MO jednak je broju AO koji učestvuju u njihovom formiranju. Energije MO-ova mogu biti niže (vezujući MO-ovi), jednake (MO-ovi koji ne vezuju) ili veće (MO-ovi protiv vezivanja) od energije AO-a koji ih formiraju.

Uslovi interakcije dd

1. AO međusobno djeluju ako imaju slične energije.

2. AO međusobno djeluju ako se preklapaju.

3. AO međusobno djeluju ako imaju odgovarajuću simetriju.

Za dvoatomsku molekulu AB (ili bilo koju linearnu molekulu), simetrija MO može biti:

Ako dati MO ima os simetrije,

Ako dati MO ima ravan simetrije,

Ako MO ima dva okomite ravni simetrija.

Prisustvo elektrona na veznim MO stabilizira sistem, jer smanjuje energiju molekula u odnosu na energiju atoma. Karakterizira se stabilnost molekula red obveznice n, jednak: n = (n svjetlo – n veličina)/2, Gdje n svjetlo i n veličina - broj elektrona u veznim i antivezujućim orbitalama.

Punjenje MO elektronima odvija se po istim pravilima kao i punjenje AO u atomu, a to su: Paulijevo pravilo (na MO ne može biti više od dva elektrona), Hundovo pravilo (ukupni spin mora biti maksimalan) itd. .

Interakcija 1s-AO atoma prvog perioda (H i He) dovodi do stvaranja vezivanja?-MO i antivezivanja?*-MO:

Elektronske formule molekula, redovi veza n, eksperimentalne energije veze E i međumolekulske udaljenosti R za dvoatomske molekule iz atoma prvog perioda date su u sljedećoj tabeli:

Ostali atomi drugog perioda sadrže, pored 2s-AO, i 2p x -, 2p y – i 2p z -AO, koji pri interakciji mogu formirati?– i?-MO. Za atome O, F i Ne, energije 2s- i 2p-AO su značajno različite, a interakcija između 2s-AO jednog atoma i 2p-AO drugog atoma može se zanemariti, s obzirom na interakciju između 2s -AO dva atoma odvojeno od interakcije njihovog 2p-AO. MO šema za molekule O 2, F 2, Ne 2 ima sljedeći oblik:

Za atome B, C, N, energije 2s– i 2p-AO su bliske po svojim energijama, a 2s-AO jednog atoma je u interakciji sa 2p z-AO drugog atoma. Stoga se red MO u molekulima B 2, C 2 i N 2 razlikuje od reda MO u molekulima O 2, F 2 i Ne 2. Ispod je MO šema za molekule B 2, C 2 i N 2:

Na osnovu datih MO šema moguće je, na primjer, zapisati elektronske formule molekula O 2 , O 2 + i O 2 ?:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

U slučaju molekule O 2, teorija MO nam omogućava da predvidimo veću snagu ove molekule, jer n = 2, priroda promjena u energijama vezivanja i međunuklearnim udaljenostima u nizu O 2 + – O 2 – O 2 ?, kao i paramagnetizam molekula O 2, čiji gornji MO imaju dva nesparena elektrona.

3.3. Neke vrste veza

Jonska veza– elektrostatička veza između jona suprotnog naelektrisanja. Jonska veza se može smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze. Jonska veza nastaje ako je razlika u elektronegativnosti atoma X veća od 1,5-2,0.

Jonska veza je neusmjereni nezasićeni komunikacija U kristalu NaCl, ion Na+ privlače svi Cl joni? a odbijaju ga svi ostali joni Na +, bez obzira na smjer interakcije i broj jona. Ovo određuje veću stabilnost jonskih kristala u odnosu na jonske molekule.

Vodikova veza– veza između atoma vodika jednog molekula i elektronegativnog atoma (F, CI, N) drugog molekula.

Postojanje vodonične veze objašnjava anomalne osobine vode: tačka ključanja vode je mnogo viša od tačke ključanja njenih hemijskih analoga: t kip (H 2 O) = 100 °C, i t kip (H 2 S) = - 61 ° C. Između molekula H 2 S se ne formiraju vodonične veze.

4. Obrasci hemijskih procesa

4.1. Termohemija

Energija(E)- sposobnost proizvodnje rada. Mehanički rad (A) obavlja se, na primjer, plinom prilikom njegovog širenja: A = p?V.

Reakcije koje se javljaju pri apsorpciji energije su: endotermni.

Reakcije koje uključuju oslobađanje energije su: egzotermna.

Vrste energije: toplina, svjetlost, električna, kemijska, nuklearne energije i sl.

Vrste energije: kinetički i potencijal.

Kinetička energija– energija tijela u pokretu, to je rad koji tijelo može obaviti prije nego što se odmori.

toplina (Q)– vrsta kinetičke energije – povezana sa kretanjem atoma i molekula. Prilikom komuniciranja s tijelom mase (m) i specifični toplotni kapacitet (c) toplote? Q njegova temperatura raste za? t: ?Q = m sa ?t, gdje? t = ?Q/(c t).

Potencijalna energija- energija koju tijelo dobije kao rezultat promjene položaja u prostoru od strane tijela ili njegovih sastavnih dijelova. Energija hemijskih veza je vrsta potencijalne energije.

Prvi zakon termodinamike: energija može prelaziti iz jedne vrste u drugu, ali ne može nestati ili nastati.

Unutrašnja energija (U) – zbir kinetičke i potencijalne energije čestica koje čine tijelo. Toplina apsorbirana u reakciji jednaka je razlici unutarnje energije produkta reakcije i reagensa (Q = ?U = U 2 – U 1), pod uslovom da sistem nije radio na njemu okruženje. Ako se reakcija odvija pri konstantnom tlaku, tada oslobođeni plinovi rade protiv vanjskih sila pritiska, a toplina apsorbirana tijekom reakcije jednaka je zbiru promjena unutrašnje energije ?U i rad A = p?V. Ova toplota apsorbovana pri konstantnom pritisku naziva se promena entalpije: ? N = ?U + p?V, definisanje entalpija Kako H = U + pV. Reakcije tekućih i čvrstih supstanci odvijaju se bez značajnijih promjena volumena (?V = 0), pa šta je sa ovim reakcijama? N blizu ?U (?N = ?U). Za reakcije sa promjenom volumena imamo ?N > ?U, ako je proširenje u toku, i ?N< ?U , ako postoji kompresija.

Promjena entalpije se obično odnosi na standardno stanje tvari: to jest, za čistu tvar u određenom stanju (čvrsto, tekuće ili plinovito), pri pritisku od 1 atm = 101,325 Pa, temperaturi od 298 K i koncentracija tvari od 1 mol/l.

Standardna entalpija formiranja?– toplota koja se oslobađa ili apsorbuje tokom formiranja 1 mola supstance iz jednostavnih supstanci koje je čine, pod standardnim uslovima. Na primjer, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. To znači da se u reakciji Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) kada se formira 1 mol NaCl oslobađa 411 kJ energije.

Standardna entalpija reakcije?H– promjena entalpije tokom hemijske reakcije, određena formulom: ?N = ?N arr.(proizvodi) – ?N arr.(reagensi).

Dakle, za reakciju NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), znajući? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ/mol i?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol imamo:

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

Ako? N< 0, tada je reakcija egzotermna. Ako? N> 0, tada je reakcija endotermna.

Zakon Hess: Standardna entalpija reakcije ovisi o standardnim entalpijama reaktanata i proizvoda i ne ovisi o putu reakcije.

Spontani procesi mogu biti ne samo egzotermni, odnosno procesi sa smanjenjem energije (?N< 0), ali mogu biti i endotermni procesi, odnosno procesi sa povećanjem energije (?N> 0). U svim ovim procesima povećava se „poremećaj“ sistema.

EntropijaS – fizička veličina koja karakteriše stepen poremećaja sistema. S – standardna entropija, ?S – promjena standardne entropije. Ako je?S > 0, poremećaj se povećava ako je AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Za procese u kojima se broj čestica smanjuje, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Procesi se javljaju spontano sa oslobađanjem energije, odnosno za koje? N< 0, i sa povećanjem entropije, tj. za koje?S > 0. Uzimanje oba faktora u obzir dovodi do izraza za Gibbsova energija: G = H – TS ili? G = ?H – T?S. Reakcije u kojima se Gibbsova energija smanjuje, tj. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, nemojte ići spontano. Uslov?G = 0 znači da je uspostavljena ravnoteža između proizvoda i reaktanata.

Na niskim temperaturama, kada je vrijednost T je blizu nule, javljaju se samo egzotermne reakcije, jer T?S– malo i?G = ? N< 0. Pri visokim temperaturama vrijednosti T?S odlično, a zanemarujući veličinu? N, imamo?G = – T?S, tj. spontano će se odvijati procesi sa povećanjem entropije, za koje je?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит ovaj proces.

Vrijednost AG za određenu reakciju može se odrediti formulom:

G = ?S arr (proizvodi) – ?G o b p (reagensi).

U ovom slučaju, vrijednosti ?G o br, kao i? N arr. i?S o br za veliki broj supstance su date u posebnim tabelama.

4.2. Hemijska kinetika

Brzina hemijske reakcije(v) određuje se promjenom molarne koncentracije reaktanata u jedinici vremena:

Gdje v– brzina reakcije, s – molarna koncentracija reagensa, t- vrijeme.

Brzina hemijske reakcije zavisi od prirode reaktanata i uslova reakcije (temperatura, koncentracija, prisustvo katalizatora, itd.)

Efekat koncentracije. IN U slučaju jednostavnih reakcija, brzina reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u snagama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Za reakciju

gdje su 1 i 2 smjerovi prednjih i obrnutih reakcija, redom:

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n i

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

Gdje v- brza reakcija, k– konstanta brzine, [A] – molarna koncentracija supstance A.

Molekularnost reakcije– broj molekula koji učestvuju u elementarnom činu reakcije. Za jednostavne reakcije, na primjer: mA + nB> rs + qD, molekularnost je jednaka zbiru koeficijenata (m + n). Reakcije mogu biti jednomolekulske, dvomolekularne i rijetko tromolekulske. Reakcije veće molekularne težine ne nastaju.

Red reakcije jednak je zbiru eksponenta stupnjeva koncentracije u eksperimentalnom izrazu brzine kemijske reakcije. Dakle, za kompleksnu reakciju

mA + nB > rs + qD eksperimentalni izraz za brzinu reakcije je

v 1 = k 1 ? [A] ? ? [IN] ? a red reakcije je (? + ?). Gdje? I? nalaze se eksperimentalno i možda se ne podudaraju sa m I n shodno tome, budući da je jednadžba složene reakcije rezultat nekoliko jednostavnih reakcija.

Uticaj temperature. Brzina reakcije zavisi od broja efektivnih sudara između molekula. Povećanje temperature povećava broj aktivnih molekula, dajući im potrebnu energiju za odvijanje reakcije. aktivaciona energija E djeluje i povećava brzinu kemijske reakcije.

Van't Hoffovo pravilo. Kada se temperatura poveća za 10°, brzina reakcije se povećava 2-4 puta. Matematički se ovo piše kao:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

gdje su v 1 i v 2 brzine reakcije na početnoj (t 1) i krajnjoj (t 2) temperaturi, ? – temperaturni koeficijent brzine reakcije, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava sa porastom temperature za 10°.

Preciznije, izražena je zavisnost brzine reakcije od temperature Arrheniusova jednadžba:

k = A? e - E/(RT)

Gdje k– konstanta stope, A– konstanta neovisna o temperaturi, e = 2,71828, E– energija aktivacije, R= 8,314 J/(K? mol) – plinska konstanta; T– temperatura (K). Može se vidjeti da konstanta brzine raste s povećanjem temperature i smanjenjem energije aktivacije.

4.3. Hemijska ravnoteža

Sistem je u ravnoteži ako se njegovo stanje ne mijenja tokom vremena. Jednakost brzina prednjih i reverznih reakcija je uslov za održavanje ravnoteže sistema.

Primjer reverzibilne reakcije je reakcija

N 2 + 3H 2 - 2NH 3 .

Zakon masovne akcije: omjer umnožaka koncentracija produkta reakcije i proizvoda koncentracija polaznih supstanci (sve koncentracije su naznačene u potencijama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima) je konstanta tzv. konstanta ravnoteže.

Konstanta ravnoteže je mjera napredovanja reakcije naprijed.

K = O – ne dolazi do direktne reakcije;

K =? – direktna reakcija ide do kraja;

K > 1 – ravnoteža pomaknuta udesno;

TO< 1 – ravnoteža je pomjerena ulijevo.

Konstanta ravnoteže reakcije TO je povezana sa veličinom promjene standardne Gibbsove energije?G za istu reakciju:

G= – RT ln K, ili?G = -2.3RT lg K, ili K= 10 -0,435?G/RT

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

Ako TO< 1, zatim lg K < 0 и?G >0, tj. ako je ravnoteža pomaknuta ulijevo, tada reakcija ne ide spontano udesno.

Zakon pomeranja ravnoteže: Ako se na sistem u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj, u sistemu se javlja proces koji se suprotstavlja vanjskom utjecaju.

5. Redox reakcije

Redox reakcije– reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskih stanja elemenata.

Oksidacija– proces doniranja elektrona.

Oporavak– proces dodavanja elektrona.

Oksidator– atom, molekul ili jon koji prihvata elektrone.

Redukciono sredstvo– atom, molekul ili ion koji donira elektrone.

Oksidirajuća sredstva, prihvatajući elektrone, prelaze u redukovani oblik:

F 2 [cca. ] + 2e > 2F? [obnovljeno].

Reduktanti, odustajući od elektrona, prelaze u oksidirani oblik:

Na 0 [oporavak ] – 1e > Na + [približno].

Ravnotežu između oksidiranih i redukovanih oblika karakterizira Nernstove jednadžbe za redoks potencijal:

Gdje E 0– standardna vrijednost redoks potencijala; n– broj prenesenih elektrona; [obnovljeno ] i [cca. ] su molarne koncentracije jedinjenja u redukovanom i oksidovanom obliku, respektivno.

Vrijednosti standardnih elektrodnih potencijala E 0 date su u tabelama i karakterišu oksidativna i redukciona svojstva jedinjenja: što je vrednost pozitivnija E 0,što su oksidaciona svojstva snažnija, a vrijednost je negativnija E 0, to su jača obnavljajuća svojstva.

Na primjer, za F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volti, a za Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volti (proces se uvijek snima za redukcijske reakcije).

Redoks reakcija je kombinacija dvije polureakcije, oksidacije i redukcije, a karakterizira je elektromotorna sila (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 vraćanje, Gdje E 0 ok I? E 0 vraćanje– standardni potencijali oksidacionog agensa i redukcionog sredstva za ovu reakciju.

E.m.f. reakcije? E 0 je povezan sa promjenom Gibbsove slobodne energije?G i konstante ravnoteže reakcije ZA:

?G = –nF?E 0 ili? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakcije pri nestandardnim koncentracijama? E jednak: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K ili? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

U slučaju ravnoteže?G = 0 i?E = 0, odakle dolazi? E =(0,059/n)lg K I K = 10 n?E/0.059 .

Da bi se reakcija odvijala spontano, moraju biti zadovoljeni sljedeći odnosi: ?G< 0 или K >> 1, kojem uslov odgovara? E 0> 0. Dakle, da bi se odredila mogućnost date redoks reakcije, potrebno je izračunati vrijednost? E 0. Ako? E 0 > 0, reakcija je u toku. Ako? E 0< 0, nema odgovora.

Hemijski izvori struje

Galvanske ćelije– uređaji koji pretvaraju energiju hemijske reakcije u električna energija.

Danielova galvanska ćelija sastoji se od cink i bakrenih elektroda uronjenih u rastvore ZnSO 4 i CuSO 4, respektivno. Otopine elektrolita komuniciraju kroz poroznu pregradu. U ovom slučaju dolazi do oksidacije na cink elektrodi: Zn > Zn 2+ + 2e, a do redukcije na bakrenoj elektrodi: Cu 2+ + 2e > Cu. Generalno, reakcija ide: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anoda– elektroda na kojoj dolazi do oksidacije. Katoda– elektroda na kojoj se vrši redukcija. U galvanskim ćelijama anoda je negativno nabijena, a katoda pozitivno. Na dijagramima elemenata metal i malter su odvojeni okomitom linijom, a dva maltera su odvojena dvostrukom vertikalnom linijom.

Dakle, za reakciju Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, dijagram strujnog kola galvanske ćelije je napisan: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Elektromotorna sila (emf) reakcije je? E 0 = E 0 ok – E 0 vraćanje= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Zbog gubitaka, napon koji stvara element će biti nešto manji od? E 0. Ako se koncentracije otopina razlikuju od standardnih, jednake 1 mol/l, onda E 0 ok I E 0 vraćanje izračunavaju se pomoću Nernstove jednadžbe, a zatim se izračunava emf. odgovarajuća galvanska ćelija.

Suhi element sastoji se od cink tijela, NH 4 Cl paste sa škrobom ili brašnom, mješavine MnO 2 s grafitom i grafitne elektrode. U toku njegovog rada dešava se sledeća reakcija: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Dijagram elemenata: (-)Zn | NH4Cl | MnO 2 , C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

Baterije. Olovna baterija se sastoji od dvije olovne ploče uronjene u 30% otopinu sumporne kiseline i obložene slojem nerastvorljivog PbSO 4 . Prilikom punjenja baterije na elektrodama se dešavaju sljedeći procesi:

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

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

Kada se baterija isprazni, na elektrodama se dešavaju sljedeći procesi:

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

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

Ukupna reakcija se može napisati kao:

Za rad, baterija zahtijeva redovno punjenje i praćenje koncentracije sumporne kiseline, koja se može blago smanjiti tokom rada baterije.

6. Rješenja

6.1. Koncentracija rastvora

Maseni udio tvari u otopini w jednak omjeru mase otopljene tvari i mase otopine: w = m vode / m rastvora ili w = m in-va /(V ? ?), jer m rješenje = V p-pa ? ?r-ra.

Molarna koncentracija With jednak omjeru broja molova otopljene tvari i volumena otopine: c = n(mol)/ V(l) ili c = m/(M? V( l )).

Molarna koncentracija ekvivalenata (normalna ili ekvivalentna koncentracija) sa e jednak je omjeru broja ekvivalenata otopljene tvari i volumena otopine: sa e = n(mol ekv.)/ V(l) ili sa e = m/(M e? V(l)).

6.2. Elektrolitička disocijacija

Elektrolitička disocijacija– razlaganje elektrolita na katione i anione pod uticajem polarnih molekula rastvarača.

Stepen disocijacije?– omjer koncentracije disociranih molekula (sa diss) i ukupne koncentracije otopljenih molekula (sa zapreminom): ? = sa diss / sa ob.

Elektroliti se mogu podijeliti na jaka(? ~ 1) i slab.

Jaki elektroliti(za njih? ~ 1) – soli i baze rastvorljive u vodi, kao i neke kiseline: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 i druge.

Slabi elektroliti(za njih?<< 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.

Jednačine jonske reakcije. IN U ionskim jednadžbama reakcija, jaki elektroliti su zapisani u obliku iona, a slabi elektroliti, slabo topljive tvari i plinovi su zapisani u obliku molekula. Na primjer:

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

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

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

Reakcije između jona ići prema stvaranju tvari koja proizvodi manje iona, odnosno prema slabijem elektrolitu ili manje topljivoj tvari.

6.3. Disocijacija slabih elektrolita

Primijenimo zakon djelovanja mase na ravnotežu između jona i molekula u slaboj otopini elektrolita, npr. sirćetna kiselina:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Konstante ravnoteže za reakcije disocijacije nazivaju se konstante disocijacije. Konstante disocijacije karakteriziraju disocijaciju slabih elektrolita: što je konstanta niža, to slabije disocira slab elektrolit, to je slabiji.

Polibazične kiseline diociraju postupno:

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

Konstanta ravnoteže ukupne reakcije disocijacije jednaka je proizvodu konstanti pojedinačnih faza disocijacije:

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

Ostwaldov zakon razblaženja: stepen disocijacije slabog elektrolita (a) raste sa smanjenjem njegove koncentracije, tj. sa razblaživanjem:

Utjecaj zajedničkog jona na disocijaciju slabog elektrolita: dodatak zajedničkog jona smanjuje disocijaciju slabog elektrolita. Dakle, pri dodavanju CH 3 COOH u otopinu slabog elektrolita

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

jak elektrolit koji sadrži ion zajednički za CH 3 COOH, tj. acetat ion, na primjer CH 3 COONa

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

koncentracija acetatnog jona se povećava, a disocijacijska ravnoteža CH 3 COOH se pomiče ulijevo, tj. disocijacija kiseline se smanjuje.

6.4. Disocijacija jakih elektrolita

Jonska aktivnost A – koncentracija jona, koja se manifestuje u njegovim svojstvima.

Faktor aktivnostif– odnos aktivnosti jona A za koncentraciju sa: f= a/c ili A = fc.

Ako je f = 1, tada su joni slobodni i ne stupaju u interakciju jedni s drugima. To se događa u vrlo razrijeđenim otopinama, u otopinama slabih elektrolita itd.

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

Koeficijent aktivnosti zavisi od jonske snage rastvora I: što je veća jonska snaga, to je niži koeficijent aktivnosti.

Jonska snaga rastvora I zavisi od naplate z i koncentracije jona:

I = 0,52?s z2.

Koeficijent aktivnosti zavisi od naboja jona: što je veći naboj jona, to je niži koeficijent aktivnosti. Matematički, zavisnost koeficijenta aktivnosti f na jonsku snagu I i jonski naboj z napisano koristeći Debye-Hückel formulu:

Koeficijenti jonske aktivnosti mogu se odrediti pomoću sljedeće tabele:

6.5 Jonski proizvod vode. pH vrijednost

Voda, slab elektrolit, disocira, formirajući H+ i OH2 jone. Ovi ioni su hidratizirani, odnosno povezani s nekoliko molekula vode, ali su zbog jednostavnosti napisani u nehidratiranom obliku

H 2 O - H + + OH?.

Na osnovu zakona akcije mase, za ovu ravnotežu:

Koncentracija molekula vode [H 2 O], odnosno broj molova u 1 litru vode, može se smatrati konstantnom i jednaka je [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Odavde:

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

Jonski proizvod vode– proizvod koncentracija [H + ] i – je konstantna vrijednost na konstantnoj temperaturi i jednaka 10 -14 na 22°C.

Jonski proizvod vode raste s porastom temperature.

pH vrijednost– negativni logaritam koncentracije vodikovih jona: pH = – log. Slično: pOH = – log.

Uzimanje logaritma jonskog proizvoda vode daje: pH + pHOH = 14.

pH vrijednost karakterizira reakciju medija.

Ako je pH = 7, onda je [H + ] = neutralan medij.

Ako je pH< 7, то [Н + ] >– kiselo okruženje.

Ako je pH > 7, onda [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Puferska rješenja

Puferske otopine su otopine koje imaju određenu koncentraciju vodikovih iona. pH ovih rastvora se ne menja kada se razblaži i malo se menja kada se dodaju male količine kiselina i alkalija.

I. Rastvor slabe kiseline HA, koncentracija – iz kiseline, i njene soli sa jakom bazom BA, koncentracija – iz soli. Na primjer, acetatni pufer je otopina octene kiseline i natrijum acetata: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK kiselo + log(sol/s kiselo).

II. Rastvor slabe baze BOH, koncentracija - od bazične, i njene soli sa jakom kiselinom BA, koncentracija - od soli. Na primjer, amonijačni pufer je otopina amonijum hidroksida i amonijum hlorida NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – rK bazični – log (sa soli/sa bazičnim).

6.7. Hidroliza soli

Hidroliza soli– interakcija jona soli sa vodom za stvaranje slabog elektrolita.

Primjeri jednadžbi reakcije hidrolize.

I. Sol se formira od jake baze i slabe kiseline:

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, alkalna sredina.

U drugoj fazi, hidroliza se praktično ne događa.

II. Sol se formira od slabe baze i jake kiseline:

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

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

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

U drugoj fazi hidroliza se javlja manje, au trećoj fazi hidrolize praktično nema.

III. Sol se formira od jake baze i jake kiseline:

K + + NO 3 ? + H 2 O ? nema hidrolize, pH? 7.

IV. Sol se formira od slabe baze i slabe kiseline:

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

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

U nekim slučajevima, kada se sol formira od vrlo slabih baza i kiselina, dolazi do potpune hidrolize. U tabeli rastvorljivosti za takve soli simbol je "razložen vodom":

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

Mogućnost potpune hidrolize treba uzeti u obzir u reakcijama izmjene:

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

Stepen hidrolizeh – omjer koncentracije hidroliziranih molekula i ukupne koncentracije otopljenih molekula.

Za soli koje formiraju jaka baza i slaba kiselina:

= ch rOH = – log, rN = 14 – rOH.

Iz izraza proizilazi da je stepen hidrolize h(tj. hidroliza) povećava:

a) sa porastom temperature, kako se K(H 2 O) povećava;

b) sa smanjenjem disocijacije kiseline koja tvori so: što je kiselina slabija, hidroliza je veća;

c) sa razblaženjem: što je manji c, to je veća hidroliza.

Za soli koje formiraju slaba baza i jaka kiselina

[H + ] = ch pH = – log.

Za soli koje formiraju slaba baza i slaba kiselina

6.8. Protolitička teorija kiselina i baza

Protoliza– proces transfera protona.

Protoliti– kiseline i baze koje doniraju i prihvataju protone.

Kiselina– molekul ili jon koji može donirati proton. Svaka kiselina ima odgovarajuću konjugiranu bazu. Snagu kiselina karakteriše kiselinska konstanta K k.

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

K k = 4 ? 10 -7

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

K k = 9 ? 10 -6

Baza– molekul ili jon koji može prihvatiti proton. Svaka baza ima odgovarajuću konjugiranu kiselinu. Snagu baza karakteriše bazna konstanta K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfoliti– protoliti sposobni da otpuštaju i pribavljaju proton.

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

HCO3? – kiselina.

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

HCO3? – temelj.

Za vodu: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstante K k I K 0 jer su konjugirane kiseline i baze povezane.

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

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

7. Konstanta rastvorljivosti. Rastvorljivost

U sistemu koji se sastoji od rastvora i precipitata odvijaju se dva procesa - rastvaranje taloga i taloženje. Jednakost stopa ova dva procesa je uslov ravnoteže.

Zasićeni rastvor– rastvor koji je u ravnoteži sa precipitatom.

Zakon djelovanja mase primijenjen na ravnotežu između taloga i otopine daje:

Pošto = const,

TO = K s (AgCl) = .

Generalno imamo:

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

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

Konstanta rastvorljivostiK s(ili proizvod rastvorljivosti PR) - proizvod koncentracije jona u zasićenom rastvoru slabo rastvorljivog elektrolita - je konstantna vrednost i zavisi samo od temperature.

Rastvorljivost teško rastvorljive supstance s može se izraziti u molovima po litru. Ovisno o veličini s supstance se mogu podeliti na slabo rastvorljive – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l i dobro rastvorljiv s>10 -2 mol/l.

Rastvorljivost jedinjenja je povezana sa njihovim proizvodom rastvorljivosti.

Uslov za taloženje i otapanje sedimenta

U slučaju AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) stanje ravnoteže između taloga i rastvora: = Ks.

b) stanje taloženja: > K s ; tokom precipitacije, koncentracije jona se smanjuju dok se ne uspostavi ravnoteža;

c) uslov za otapanje taloga ili postojanje zasićenog rastvora:< K s ; Kako se talog otapa, koncentracija jona raste sve dok se ne uspostavi ravnoteža.

8. Koordinacioni spojevi

Koordinirajuća (kompleksna) jedinjenja su jedinjenja sa donor-akceptorskom vezom.

Za K 3:

joni vanjske sfere – 3K+,

jon unutrašnje sfere – 3-,

agens za kompleksiranje – Fe 3+,

ligandi – 6CN?, njihov zubac – 1,

koordinacioni broj – 6.

Primjeri agenasa za stvaranje kompleksa: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+, itd.

Primjeri liganada: polarni molekuli H 2 O, NH 3, CO i anjoni CN?, Cl?, OH? i sl.

Koordinacioni brojevi: obično 4 ili 6, rjeđe 2, 3 itd.

Nomenklatura. Prvo se imenuje anion (u nominativu), zatim kation (in genitiv). Nazivi nekih liganada: NH 3 - amin, H 2 O - aquo, CN? – cijano, Cl? – hloro, OH? – hidrokso. Nazivi koordinacionih brojeva: 2 – di, 3 – tri, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – heksa. Oksidacijsko stanje agensa za stvaranje kompleksa je naznačeno:

Cl—diaminsrebro(I) hlorid;

SO 4 – tetramin bakar(II) sulfat;

K 3 – kalijum heksacijanoferat(III).

Hemijski veza.

Teorija valentne veze pretpostavlja hibridizaciju orbitala centralnog atoma. Položaj rezultujućih hibridnih orbitala određuje geometriju kompleksa.

Dijamagnetski kompleksni jon Fe(CN) 6 4-.

Jon cijanida – donor

Ion gvožđa Fe 2+ – akceptor – ima formulu 3d 6 4s 0 4p 0. Uzimajući u obzir dijamagnetsku prirodu kompleksa (svi elektroni su upareni) i koordinacijski broj (potrebno je 6 slobodnih orbitala), imamo d 2 sp 3-hibridizacija:

Kompleks je dijamagnetičan, niskospin, intraorbitalan, stabilan (ne koriste se vanjski elektroni), oktaedarski ( d 2 sp 3-hibridizacija).

Paramagnetski kompleksni jon FeF 6 3-.

Fluorid jon je donor.

Ion gvožđa Fe 3+ – akceptor – ima formulu 3d 5 4s 0 4p 0 . Uzimajući u obzir paramagnetičnost kompleksa (elektroni su spregnuti) i koordinacijski broj (potrebno je 6 slobodnih orbitala), imamo sp 3 d 2-hibridizacija:

Kompleks je paramagnetski, visokospin, vanjsko-orbitalan, nestabilan (koriste se vanjske 4d orbitale), oktaedarski ( sp 3 d 2-hibridizacija).

Disocijacija koordinacijskih spojeva.

Koordinirajuća jedinjenja u rastvoru potpuno se disociraju na jone unutrašnje i spoljašnje sfere.

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

Joni unutrašnje sfere, odnosno kompleksni ioni, u fazama, poput slabih elektrolita, disociraju na metalne ione i ligande.

Gdje K 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 se nazivaju konstante nestabilnosti i karakteriziraju disocijaciju kompleksa: što je niža konstanta nestabilnosti, što se kompleks manje disocira, to je stabilniji.

Zbirka osnovnih formula školski kurs hemija

Zbirka osnovnih formula za školski kurs hemije

G. P. Loginova

Elena Savinkina

E. V. Savinkina G. P. Loginova

Zbirka osnovnih formula u hemiji

Student's Pocket Guide

opšta hemija

Najvažniji hemijski koncepti i zakoni

Hemijski element- Ovo određeni tip atoma sa istim nuklearnim nabojem.

Relativna atomska masa(A r) pokazuje koliko je puta masa atoma datog hemijskog elementa veća od mase atoma ugljenika-12 (12 C).

Hemijska supstanca– skup svih hemijskih čestica.

Hemijske čestice

Jedinica formule– uslovna čestica čiji sastav odgovara datom hemijska formula, Na primjer:

Ar – supstanca argona (sastoji se od atoma Ar),

H 2 O – supstanca voda (sastoji se od molekula H 2 O),

KNO 3 – supstanca kalijum nitrata (sastoji se od K+ kationa i NO 3 ¯ anjona).

Odnosi između fizičke veličine

Atomska masa(relativni) element B, A r (B):

Gdje *T(atom B) – masa atoma elementa B;

*t i– jedinica atomske mase;

*t i = 1/12 T(12 C atom) = 1,6610 24 g.

Količina supstance B, n(B), mol:

Gdje N(B)– broj čestica B;

N / A– Avogadrova konstanta (N A = 6.0210 23 mol -1).

Molarna masa supstance V, M(V), g/mol:

Gdje t(V)– masa B.

Molarna zapremina gasa IN, V M l/mol:

Gdje V M = 22,4 l/mol (posledica Avogadrovog zakona), u normalnim uslovima (br. – atmosferski pritisak p = 101,325 Pa (1 atm); termodinamička temperatura T = 273,15 K ili temperatura Celzijusa t = 0 °C).

B za vodonik, D(gas B do H 2):

*Gustina gasovite supstance IN vazdušnim putem, D(gas B iznad zraka): Maseni udio elementa E u materiji V, w(E):

Gdje je x broj E atoma u formuli supstance B

Struktura atoma i periodični zakon D.I. Mendeljejev

Maseni broj (A) – ukupan broj protoni i neutroni u atomskom jezgru:

A = N(p 0) + N(p +).

Atomsko nuklearno punjenje (Z)jednak broju protoni u jezgru i broj elektrona u atomu:

Z = N(p+) = N(e¯).

Izotopi– atomi istog elementa, koji se razlikuju po broju neutrona u jezgru, na primjer: kalij-39: 39 K (19 p + , 20n 0, 19e¯); kalijum-40: 40 K (19 p+, 21n 0, 19e¯).

* Energetski nivoi i podnivoi

*Atomska orbitala(AO) karakteriše oblast prostora u kojoj je verovatnoća da se elektron ima određenu energiju nalazi najveća.

*Oblici s- i p-orbitala

Periodični zakon i periodični sistem D.I. Mendeljejev

Svojstva elemenata i njihovih spojeva periodično se ponavljaju sa povećanjem atomskog broja, koji je jednak naboju jezgra atoma elementa.

Broj perioda odgovara broj energetskih nivoa ispunjenih elektronima, i stoji za posljednji energetski nivo koji treba popuniti(EU).

Grupa broj A emisije I itd.

Grupa broj B emisije broj valentnih elektrona ns I (n – 1)d.

Sekcija S-elemenata– energetski podnivo (ESL) je ispunjen elektronima ns-EPU– IA- i IIA-grupe, H i He.

p-elementi sekcija– ispunjen elektronima np-EPU– IIIA-VIIIA-grupe.

Sekcija D-elemenata– ispunjen elektronima (P- 1) d-EPU – IB-VIIIB2-grupe.

f-elementi sekcija– ispunjen elektronima (P-2) f-EPU – lantanidi i aktinidi.

Promjene u sastavu i svojstvima vodonikovih jedinjenja elemenata 3. perioda Periodni sistem

Neisparljiv, razlaže se vodom: NaH, MgH 2, AlH 3.

Isparljiv: SiH 4, PH 3, H 2 S, HCl.

Promjene u sastavu i svojstvima viših oksida i hidroksida elemenata 3. perioda periodnog sistema

osnovno: Na 2 O – NaOH, MgO – Mg(OH) 2.

amfoterično: Al 2 O 3 – Al(OH) 3.

kiselo: SiO 2 – H 4 SiO 4, P 2 O 5 – H 3 PO 4, SO 3 – H 2 SO 4, Cl 2 O 7 – HClO 4.

Hemijska veza

Elektronegativnost(χ) je veličina koja karakteriše sposobnost atoma u molekulu da stekne negativan naboj.

Mehanizmi stvaranja kovalentne veze

Mehanizam razmjene- preklapanje dvije orbitale susjednih atoma, od kojih je svaka imala po jedan elektron.

Donorsko-akceptorski mehanizam– preklapanje slobodne orbitale jednog atoma sa orbitalom drugog atoma koja sadrži par elektrona.

Preklapanje orbitala tokom formiranja veze

*Vrsta hibridizacije – geometrijski oblikčestice – ugao između veza

Hibridizacija orbitala centralnog atoma– usklađivanje njihove energije i forme.

sp– linearni – 180°

sp 2– trouglasti – 120°

sp 3– tetraedarski – 109,5°

sp 3 d– trigonalno-bipiramidalni – 90°; 120°

sp 3 d 2– oktaedarski – 90°

Smjese i otopine

Rješenje- homogeni sistem koji se sastoji od dvije ili više tvari, čiji sadržaj može varirati u određenim granicama.

Rješenje: rastvarač (npr. voda) + rastvorena materija.

Prava rješenja sadrže čestice manje od 1 nanometra.

Koloidne otopine sadrže čestice veličine od 1 do 100 nanometara.

Mehaničke mješavine(suspenzije) sadrže čestice veće od 100 nanometara.

Suspenzija=> čvrsta + tečna

Emulzija=> tečnost + tečnost

Pena, magla=> gas + tečnost

Heterogene smjese se odvajaju taloženje i filtriranje.

Homogene smjese se odvajaju isparavanje, destilacija, hromatografija.

Zasićeni rastvor je ili može biti u ravnoteži s otopljenom tvari (ako je otopljena tvar čvrsta, tada je njen višak u talogu).

Rastvorljivost– sadržaj rastvorene supstance u zasićenom rastvoru na datoj temperaturi.

Nezasićeni rastvor manje,

Prezasićeni rastvor sadrži otopljenu materiju više, od njegove rastvorljivosti na datoj temperaturi.

Odnosi između fizičko-hemijskih veličina u rastvoru

Maseni udio otopljene tvari IN, w(B); dio jedinice ili %:

Gdje t(V)– masa B,

t(r)– masa rastvora.

Težina rastvora, m(p), g:

m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),

gde je F(p) zapremina rastvora;

ρ(p) – gustina rastvora.

Volumen rastvora, V(p), l:

molarna koncentracija, s(V), mol/l:

gdje je n(B) količina supstance B;

M(B) – molarna masa supstance B.

Promjena sastava otopine

Razrjeđivanje otopine vodom:

> t"(V)= t(B);

> masa otopine se povećava za masu dodane vode: m"(p) = m(p) + m(H 2 O).

Isparavanje vode iz otopine:

> masa rastvorene supstance se ne menja: t"(B) = t(B).

> masa otopine se smanjuje za masu isparene vode: m"(p) = m(p) – m(H 2 O).

Spajanje dva rješenja: Mase rastvora, kao i mase rastvorene supstance, sabiraju se:

t"(B) = t(B) + t"(B);

t"(p) = t(p) + t"(p).

Kristalna kapljica: masa otopljene tvari i masa otopine se smanjuju za masu istaloženih kristala:

m"(B) = m(B) – m(talog); m"(p) = m(p) – m(sediment).

Masa vode se ne menja.

Toplotni efekat hemijske reakcije

*Entapija stvaranja supstance ΔH°(B), kJ/mol, je entalpija reakcije stvaranja 1 mola supstance iz jednostavnih supstanci u njihovim standardnim stanjima, odnosno pri konstantnom pritisku (1 atm za svaki gas u sistemu ili pri ukupnom pritisak od 1 atm u odsustvu gasovitih učesnika reakcije) i konstantna temperatura (obično 298 K , ili 25 °C).

*Termičko dejstvo hemijske reakcije (Hessov zakon)

Q = ΣQ(proizvodi) – ΣQ(reagensi).

ΔN° = ΣΔN°(proizvodi) – Σ ΔN°(reagensi).

Za reakciju aA + bB +… = dD + eE +…

ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),

Gdje a, b, d, e– stehiometrijske količine supstanci koje odgovaraju koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Brzina hemijske reakcije

Ako je tokom vremena τ u zapremini V količina reaktanta ili proizvoda promijenjena za Δ n, brzina reakcije:

Za monomolekulsku reakciju A →…:

v = k c(A).

Za bimolekularnu reakciju A + B → ...:

v = k c(A) c(B).

Za trimolekulsku reakciju A + B + C → ...:

v = k c(A) c(B) c(C).

Promjena brzine kemijske reakcije

Brzina reakcija povećati:

1) hemijski aktivan reagensi;

2) promocija koncentracije reagensa;

3) povećati

4) promocija temperatura;

5) katalizatori. Brzina reakcija smanjiti:

1) hemijski neaktivan reagensi;

2) degradiranje koncentracije reagensa;

3) smanjiti površine čvrstih i tečnih reagensa;

4) degradiranje temperatura;

5) inhibitori.

*Temperaturni koeficijent brzine(γ) je jednak broju koji pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije kada se temperatura poveća za deset stepeni:

Hemijska ravnoteža

*Zakon masovne akcije za hemijska ravnoteža: u ravnoteži omjer proizvoda molarne koncentracije proizvodi u jednakim stepenima

Njihovi stehiometrijski koeficijenti, na proizvod molarnih koncentracija reaktanata u snagama jednakim njihovim stehiometrijskim koeficijentima, na konstantnoj temperaturi je konstantna vrijednost (konstanta ravnoteže koncentracije).

U stanju hemijske ravnoteže za reverzibilnu reakciju:

aA + bB + … ↔ dD + fF + …

K c = [D] d [F] f .../ [A] a [B] b ...

*Pomeranje hemijske ravnoteže ka stvaranju proizvoda

1) Povećanje koncentracije reagensa;

2) smanjenje koncentracije proizvoda;

3) povećanje temperature (za endotermnu reakciju);

4) smanjenje temperature (za egzotermnu reakciju);

5) povećanje pritiska (za reakciju koja se javlja sa smanjenjem zapremine);

6) smanjenje pritiska (za reakciju koja se javlja sa povećanjem zapremine).

Reakcije razmjene u otopini

Elektrolitička disocijacija– proces stvaranja jona (katjona i anjona) kada se određene tvari otapaju u vodi.

kiseline se formiraju vodonični katjoni I anjoni kiseline, Na primjer:

HNO 3 = H + + NO 3 ¯

At elektrolitička disocijacija razlozi se formiraju metalni katjoni i hidroksid ioni, na primjer:

NaOH = Na + + OH¯

Tokom elektrolitičke disocijacije soli nastaju (srednje, dvostruke, mješovite). metalni katjoni i kiseli anioni, na primjer:

NaNO 3 = Na + + NO 3 ¯

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

Tokom elektrolitičke disocijacije kisele soli se formiraju metalni katjoni i kiseli hidroanioni, na primjer:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Neke jake kiseline

HBr, HCl, HClO 4, H 2 Cr 2 O 7, HI, HMnO 4, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3, H 2 CrO 4

Neki jaki razlozi

RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2

Stepen disocijacije α– omjer broja disociranih čestica i broja početnih čestica.

Pri konstantnoj zapremini:

Klasifikacija supstanci prema stepenu disocijacije

Bertoletovo pravilo

Reakcije razmjene u otopini se odvijaju nepovratno ako je rezultat stvaranje taloga, plina ili slabog elektrolita.

Primjeri jednadžbi molekularne i ionske reakcije

1. Molekularna jednadžba: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

"Završeno" jonska jednačina: Su 2+ + 2Sl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Sl¯

“Kratka” ionska jednadžba: Cu 2+ + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓

2. Molekularna jednadžba: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

“Kompletna” ionska jednačina: FeS + 2H + + 2Sl¯ = Fe 2+ + 2Sl¯ + H 2 S

“Kratka” ionska jednadžba: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S

3. Molekularna jednadžba: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3

“Kompletna” ionska jednačina: 3H + + 3NO 3 ¯ + 3K + + PO 4 3- = H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯

“Kratka” ionska jednačina: 3H + + PO 4 3- = H 3 PO 4

*Vrijednost vodika

(pH) pH = – log = 14 + log

*pH raspon za razrijeđene vodene otopine

pH 7 (neutralno okruženje)

Primjeri reakcija razmjene

Reakcija neutralizacije- reakcija razmjene koja se javlja kada su kiselina i baza u interakciji.

1. Alkali + jaka kiselina: Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

Ba 2+ + 2ON¯ + 2H + + 2Sl¯ = Ba 2+ + 2Sl¯ + 2N 2 O

H + + OH¯ = H 2 O

2. Slabo rastvorljiva baza + jaka kiselina: Cu(OH) 2(t) + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2H + + 2Cl¯ = Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

*Hidroliza– reakcija izmjene između tvari i vode bez promjene oksidacijskog stanja atoma.

1. Nepovratna hidroliza binarnih jedinjenja:

Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2NH 3

2. Reverzibilna hidroliza soli:

A) Nastaje sol jak bazni kation i jak anjon kiseline:

NaCl = Na + + Sl¯

Na + + H 2 O ≠ ;

Cl¯ + H 2 O ≠

Nema hidrolize; neutralna sredina, pH = 7.

B) Nastaje sol jak bazni kation i anion slabe kiseline:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Na + + H 2 O ≠

S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯

Hidroliza anjonom; alkalna sredina, pH >7.

B) Nastaje sol kation slabe ili slabo rastvorljive baze i anjon jake kiseline:

Kraj uvodnog fragmenta.

Tekst obezbjeđuje liters LLC.

Možete bezbedno platiti knjigu koristeći Visa, MasterCard, Maestro bankovnu karticu ili sa svog računa mobilni telefon, sa terminala za plaćanje, u salonu MTS ili Svyaznoy, putem PayPal-a, WebMoney-a, Yandex.Money-a, QIWI Wallet-a, bonus kartica ili bilo koje druge metode koja vam odgovara.