Suurus ja selle mõõde	Suhe
Elemendi X aatommass (suhteline)
Elemendi seerianumber	Z= N(e –) = N(R +)
Elemendi E massiosa aines X, ühiku murdosades, protsentides
Aine X kogus, mol
Gaasaine kogus, mol	V m= 22,4 l/mol (n.s.) Noh. R– = 101 325 Pa, T
= 273 K
Aine X molaarmass, g/mol, kg/mol	m Aine mass X, g, kg (X) = n (X) M
(X)	V m Gaasi molaarmaht, l/mol, m 3 /mol
= 22,4 l/mol N.S.	V = V m × (X) =
Gaasi maht, m ​​3
Toote saagis
Aine X tihedus, g/l, g/ml, kg/m 3
Gaasilise aine X tihedus vesinikuga	Gaasilise aine X tihedus õhus M
(õhk) = 29 g/mol
Ühendatud gaasiseadus	Mendelejevi-Clapeyroni võrrand = PV, nRT R
= 8,314 J/mol × K
Gaasilise aine mahuosa gaasisegus, ühiku fraktsioonides või protsentides
Gaaside segu molaarmass
Aine (X) mooliosa segus	Soojushulk, J, kJ = (X) = n Soojushulk, J, kJ M
K	Reaktsiooni termiline mõjuQ =–
H
Aine X moodustumise soojus, J/mol, kJ/mol Kiirus keemiline reaktsioon
(mol/lsek) Massitegevuse seadus	(lihtsa reaktsiooni jaoks) a A+ V B= Koos C + d D = u B= (lihtsa reaktsiooni jaoks) k B= (A) V
(B)
Van't Hoffi reegel
Aine lahustuvus (X) (g/100 g lahustit)
Aine X massiosa segus A + X, ühiku osades, %	m Lahuse kaal, g, kg m(rr) = m(X)+ m Lahuse kaal, g, kg V(H2O)  (rr)
(rr)
Lahustunud aine massiosa lahuses, ühiku fraktsioonides, %
Lahuse tihedus
Lahuse maht, cm 3, l, m 3
Molaarne kontsentratsioon, mol/l
Elektrolüütide dissotsiatsiooni aste (X), ühiku murdosades või %	Vee ioonne saadus K
(H2O) =	pH väärtus

pH = –lg

Peamine: Kuznetsova N.E. ja jne

. Keemia. 8.klass-10.klass – M.: Ventana-Graf, 2005-2007. Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N.

Keemia.11.klass 2-osas, 2005-2007. Egorov A.S.

Keemia. Uus kõrghariduseks valmistumise õpik. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 lk.

Keemia.11.klass 2-osas, 2005-2007. Egorov A.S. Keemia: kaasaegne kursus ühtseks riigieksamiks valmistumiseks. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 lk.

Isekasutusjuhend keemiaprobleemide lahendamiseks. – Rostov Doni ääres: Phoenix, 2000. – 352 lk.

Keemia/juhendaja käsiraamat ülikoolidesse kandideerijatele. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 lk. Khomchenko G.P., Khomchenko I.G. . Probleemid keemias ülikoolidesse kandideerijatel. M.: lõpetanud kool

. 2007.–302lk.

Vrublevsky A.I.. Õppe- ja koolitusmaterjalid keemia tsentraliseeritud testimiseks ettevalmistamiseks / A.I. Vrublevsky – Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 lk.

Vrublevsky A.I.. 1000 ülesannet keemias koos teisendusahelate ja kontrolltestidega koolilastele ja taotlejatele – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 lk.

Egorov A.S.. Kõik arvutusülesanded keemias ühtseks riigieksamiks valmistumisel – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 lk.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Tüüpilised ülesanded ja harjutused keemiaeksamiks valmistumisel. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 lk.

Ühtne riigieksam 2007. Keemia. Õppe- ja koolitusmaterjalid õpilaste ettevalmistamiseks / FIPI - M.: Intellektikeskus, 2007. – 272 lk.

Ühtne riigieksam 2011. Keemia. Haridus- ja koolituskomplekt toim. A.A. Kaverina – M.: Rahvakasvatus, 2011.

Ainsad reaalsed võimalused ühtseks riigieksamiks valmistumiseks. Ühtne riigieksam 2007. Keemia/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Föderaalne Testimiskeskus, 2007.–151 lk.

Kaverina A.A. Optimaalne ülesannete pank õpilaste ettevalmistamiseks. Ühtne riigieksam 2012. Keemia. Õpetus./ A.A. Kaverina, D. Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina – M.: Intellektikeskus, 2012. – 256 lk.

Litvinova T.N., Võskubova N.K., Azhipa L.T., Solovjova M.V.. Kontrollülesanded lisaks kontrolltöödele 10-kuuliste kirjavahetuskursuste õppuritele (metoodilised juhendid). Krasnodar, 2004. – Lk 18 – 70.

Litvinova T.N.. Keemia. Ühtne riigieksam 2011. Treeningkatsed. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 lk.

Litvinova T.N.. Keemia. Ühtse riigieksami testid. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 lk.

Litvinova T.N.. Keemia. Seadused, elementide ja nende ühendite omadused. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 lk.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovjova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Keemia ülikoolidesse kandideerijatele – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House, 2009. – 832 lk.

Keemia õppe- ja metoodiline kompleks meditsiini- ja bioloogiaklasside õpilastele, toim. T.N. Litvinova – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Keemia. Ühtne riigieksam 2008. Sisseastumiskatsed, õppevahend / toim. V.N. Doronkina. – Rostov n/d: Leegion, 2008.– 271 lk.

Keemiat käsitlevate veebisaitide loend:

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

2. Keemia kõigile. Elektrooniline teatmeteos täiskursus keemia.

http:// www. informika. ru/ tekst/ andmebaasi/ keemia/ START. html

3. Koolikeemia - teatmik. http:// www. koolikeemia. kõrval. ru

4. Keemiaõpetaja. http://www. keemia.nm.ru

Interneti-ressursid

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Keemia kõigile. Elektrooniline teatmeteos kogu keemiakursuse jaoks.

http:// www. informika. ru/ tekst/ andmebaasi/ keemia/ START. html

Koolikeemia - teatmik. http:// www. koolikeemia. kõrval. ru

http://www.classchem.narod.ru

Keemia juhendaja. http://www. keemia.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- harivad Interneti-ressursid keemia kohta

http://schoolchemistry.by.ru/- kooli keemia. Sellel saidil on võimalus sooritada Interneti-teste erinevatel teemadel, samuti demo valikudÜhtne riigieksam

Keemia ja elu – XXI sajand: populaarteaduslik ajakiri. http:// www. hij. ru

Märksõnad: Keemia 8. klass. Kõik valemid ja määratlused, füüsikaliste suuruste tähised, mõõtühikud, eesliited mõõtühikute tähistamiseks, ühikutevahelised seosed, keemilised valemid, põhimõisted, lühidalt, tabelid, diagrammid.

1. Sümbolid, nimetused ja mõõtühikud
mõned keemias kasutatavad füüsikalised suurused

Füüsiline kogus	Määramine	Üksus
Aeg	t	B=
Surve	lk	Pa, kPa
Aine kogus	ν	sünnimärk
Aine mass	m	kg, g
Massiosa	ω	Mõõtmeteta
Molaarmass	M	kg/mol, g/mol
Molaarne maht	Vn	m3/mol, l/mol
Aine maht	V	m 3, l
Mahuosa		Mõõtmeteta
Suhteline aatommass	A r	Mõõtmeteta
	Härra	Mõõtmeteta
Gaasi A ja gaasi B suhteline tihedus	D B (A)	Mõõtmeteta
Aine tihedus	R	kg/m3, g/cm3, g/ml
Avogadro konstant	N A	1/mol
Absoluutne temperatuur	T	K (Kelvin)
Temperatuur Celsiuse kraadides	t	°C (Celsiuse kraadid)
Keemilise reaktsiooni termiline mõju	K	kJ/mol

2. Füüsikaliste suuruste ühikute vahelised seosed

3. Keemilised valemid 8. klassis

4. Põhimõisted 8. klassis

• Atom- aine väikseim keemiliselt jagamatu osake.
• Keemiline element- teatud tüüpi aatom.
• Molekul- aine väikseim osake, mis säilitab oma koostise ja Keemilised omadused ja koosneb aatomitest.
• Lihtsad ained- ained, mille molekulid koosnevad sama tüüpi aatomitest.
• Komplekssed ained- ained, mille molekulid koosnevad erinevat tüüpi aatomitest.
• Aine kvalitatiivne koostis näitab, millistest elementide aatomitest see koosneb.
• Aine kvantitatiivne koostis näitab iga elemendi aatomite arvu selle koostises.
• Keemiline valem- kasutava aine kvalitatiivse ja kvantitatiivse koostise tingimuslik registreerimine keemilised sümbolid ja indeksid.
• Aatommassi ühik(amu) - aatommassi mõõtühik, mis on võrdne 1/12 süsinikuaatomi massiga 12 C.
• Sünnimärk- aine kogus, mis sisaldab osakeste arvu, mis on võrdne aatomite arvuga 0,012 kg süsinikus 12 C.
• Avogadro konstant (Na = 6*10 23 mol -1) - ühes moolis sisalduvate osakeste arv.
• Aine molaarmass (Gaasilise aine X tihedus õhus ) on 1 mooli koguses võetud aine mass.
• Suhteline aatommass element A r - antud elemendi aatomi massi suhe m 0 ja 1/12 süsinikuaatomi massist 12 C.
• Suhteline molekulmass ained Gaasilise aine X tihedus õhus r - antud aine molekuli massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe 12 C. Suhteline molekulmass võrdub ühendit moodustavate keemiliste elementide suhteliste aatommasside summaga, võttes arvesse arvesse võtta antud elemendi aatomite arvu.
• Massiosa keemiline element ω(X) näitab, milline osa sugulasest molekulmass aine X langeb antud elemendile.

ATOM-MOLEKULAARÕPETUS
1. On molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga aineid.
2. Molekulide vahel on tühimikud, mille suurused sõltuvad aine agregatsiooniseisundist ja temperatuurist.
3. Molekulid on pidevas liikumises.
4. Molekulid koosnevad aatomitest.
6. Aatomeid iseloomustab teatud mass ja suurus.
Kell füüsikalised nähtused molekulid säilivad, kuid tavaliselt hävivad need keemiliste reaktsioonide käigus. Aatomid juures keemilised nähtusedümber paigutada, moodustades uute ainete molekule.

AINE PÜSIKOOSTISE SEADUS
Igal keemiliselt puhtal molekulaarse struktuuriga ainel, olenemata valmistamismeetodist, on konstantne kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis.

VALENTS
Valents on keemilise elemendi aatomi omadus kinnitada või asendada teatud arv teise elemendi aatomeid.

KEEMILINE REAKTSIOON
Keemiline reaktsioon on nähtus, mille tulemusena ühest ainest tekivad teised ained. Reagendid on ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis. Reaktsiooniproduktid on reaktsiooni tulemusena tekkinud ained.
Keemiliste reaktsioonide märgid:
1. Soojuse (valguse) eraldumine.
2. Värvi muutus.
3. Ilmub lõhn.
4. Sette teke.
5. Gaasi vabastamine.

Keemia– teadus ainete koostise, struktuuri, omaduste ja muundumiste kohta.

Aatomi-molekulaarteadus. Ained koosnevad keemilistest osakestest (molekulid, aatomid, ioonid), millel on keeruline struktuur ja mis koosnevad elementaarosakesed(prootonid, neutronid, elektronid).

Atom– neutraalne osake, mis koosneb positiivsest tuumast ja elektronidest.

Molekul– stabiilne keemiliste sidemetega ühendatud aatomite rühm.

Keemiline element– aatomitüüp, millel on sama tuumalaeng. Element tähistab

kus X on elemendi sümbol, Z– elemendi seerianumber elementide perioodilises tabelis D.I. Mendelejev, A- massiarv. Seerianumber Z võrdub aatomituuma laenguga, prootonite arvuga aatomituumas ja elektronide arvuga aatomis. Massi number A võrdne aatomis olevate prootonite ja neutronite arvu summaga. Neutronite arv on võrdne erinevusega A–Z.

Isotoobid– sama elemendi erineva massiarvuga aatomid.

Suhteline aatommass(A r) – suhe keskmine kaal loodusliku isotoobi koostisega elemendi aatom 1/12 süsiniku isotoobi aatomi massist 12 C.

Suhteline molekulmass(M r) on loodusliku isotoopse koostisega aine molekuli keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi aatomi massi suhe.

Aatommassi ühik(a.u.m) – 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massist. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 aastat

Sünnimärk- nii palju sisaldava aine kogus struktuuriüksused(aatomid, molekulid, ioonid), mitu aatomit sisaldub 0,012 kg süsiniku isotoobis 12 C. Sünnimärk– 6,02 10 23 struktuuriüksust (aatomeid, molekule, ioone) sisaldava aine kogus.

n = N/N A, Kus (X) =- aine kogus (mol), N– osakeste arv, a N A– Avogadro konstant. Aine kogust võib tähistada ka sümboliga v.

Avogadro konstant N A = 6,02 10 23 osakest/mol.

Molaarmass(X)(g/mol) – aine massi suhe m d) aine kogusele (X) =(mol):

M = m/n, kus: m = M n Ja n = m/M.

Gaasi molaarmahtV M(l/mol) – gaasi mahu suhe V l) selle gaasi ainekogusele (X) =(mol). Normaalsetes tingimustes V M = 22,4 l/mol.

Tavalised tingimused: temperatuuri t = 0°C või T = 273 K, rõhk p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, kus: V = V M n Ja n = V/V M.

Tulemuseks on üldine valem:

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

Samaväärne- reaalne või fiktiivne osake, mis interakteerub ühe vesinikuaatomiga või asendab seda või on sellega muul viisil samaväärne.

Molaarmassi ekvivalendid M e– aine massi ja selle aine ekvivalentide arvu suhe: M e = m/n (ekv) .

Vastutuse vahetamise reaktsioonid molaarmass aine ekvivalendid

molaarmassiga Gaasilise aine X tihedus õhus võrdne: M e = M/(n = m).

Redoksreaktsioonides molaarmassiga aine ekvivalentide molaarmass Gaasilise aine X tihedus õhus võrdne: M e = M/n(e), Kus n(e)– ülekantud elektronide arv.

Ekvivalentide seadus– reagentide 1 ja 2 massid on võrdelised nende ekvivalentide molaarmassidega. m 1 / m 2= M E1/M E2, või m 1 /M E1 = m 2 /M E2, või n 1 = n 2, Kus m 1 Ja m 2– kahe aine massid, M E1 Ja MUL 2– ekvivalentide molaarmassid, n 1 Ja n 2– nende ainete ekvivalentide arv.

Lahenduste jaoks saab ekvivalentide seaduse kirjutada järgmiselt:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Kus E1-ga, E2-ga, V1-ga Ja V 2– nende kahe aine ekvivalentide molaarsed kontsentratsioonid ja lahuse mahud.

Ameerika gaasiseadus: pV = nRT, Kus lk- rõhk (Pa, kPa), V– maht (m 3, l), (X) =- gaasilise aine kogus (mol), T – temperatuur (K), T(K) = t(°C) + 273, nRT- pidev, R= 8,314 J/(K2 mol), kusjuures J = Pa m3 = kPal.

2. Aatomi ehitus ja perioodiline seadus

Laine-osakeste duaalsus mateeria - idee, et igal objektil võivad olla nii lainelised kui ka korpuskulaarsed omadused. Louis de Broglie pakkus välja valemi, mis ühendab objektide laine- ja korpuskulaarsed omadused: ? = h/(mV), Kus h- Plancki konstant, ? – lainepikkus, mis vastab igale massiga kehale m ja kiirust V. Kuigi laineomadused on olemas kõikidel objektidel, saab neid täheldada ainult mikroobjektide puhul, mille mass on suurusjärgus aatomi ja elektroni massist.

Heisenbergi määramatuse põhimõte: ?(mV x) ?х > h/2n või ?V x ?x > h/(2?m), Kus m- osakeste mass, x- selle koordinaat, Vx- kiirus suunas x, ?– määramatus, määramisviga. Määramatuse printsiip tähendab, et asukohta (koordinaati) ei ole võimalik samaaegselt näidata. x) ja kiirust (V x) osakesed.

Väikese massiga osakesed (aatomid, tuumad, elektronid, molekulid) ei ole osakesed Newtoni mehaanika mõistes ja neid ei saa uurida klassikaline füüsika. Neid uuritakse kvantfüüsika.

Peamine kvantarv(X) = võtab väärtused 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7, mis vastavad elektroonilistele tasemetele (kihtidele) K, L, M, N, O, P ja Q.

Tase– ruum, kus paiknevad sama arvuga elektronid n. Erineva tasandi elektronid on ruumiliselt ja energeetiliselt üksteisest eraldatud, kuna arv (X) = määrab elektronide energia E(rohkem n, rohkem E) ja vahemaa nRT elektronide ja tuuma vahel (seda enam n, rohkem R).

Orbitaal- (külg-, asimuut-) kvantarvl võtab väärtused olenevalt arvust n:l= 0, 1,…((X) =- 1). Näiteks kui n= 2, siis l = 0, 1; Kui n= 3, siis l = 0, 1, 2. Arv l iseloomustab alamtasandit (alamkihti).

Alamtase– ruum, kus elektronid kindlatega (X) = Ja l. Antud taseme alamtasemed määratakse sõltuvalt arvust l:s- Kui l = 0, lk- Kui l = 1, C +- Kui l = 2, f- Kui l = 3. Antud aatomi alamtasemed määratakse sõltuvalt numbritest (X) = Ja l, näiteks: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) jne. Antud taseme alamtasanditel on erinev energia (seda enam l, rohkem E): E s< E < Е А < … ja nende alamtasandite moodustavate orbitaalide erinevad kujud: s-orbitaalil on kuuli kuju, lk-orbitaal on hantli kujuline jne.

Magnetiline kvantarvm 1 iseloomustab orbiidi magnetmomendi orientatsiooni, võrdne l, ruumis välise suhtes magnetväli ja võtab väärtusi: – l,…-1, 0, 1,…l, ehk kokku (2 l + 1) väärtus. Näiteks kui l = 2, siis m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitaalne(osa alamtasandist) – ruum, kus elektronid (mitte rohkem kui kaks) paiknevad kindlaga n, l, m 1. Alamtase sisaldab 2l+1 orbitaal. Näiteks, C +– alamtasand sisaldab viit d-orbitaali. Sama alamtasandi orbitaalid, millel on erinevad numbrid m 1, on sama energiaga.

Magnetiline pöörlemisnumberPrl iseloomustab elektroni enda magnetmomendi s, mis on võrdne?, orientatsiooni välise magnetvälja suhtes ja võtab kaks väärtust: +? Ja _?.

Aatomi elektronid hõivavad tasemeid, alamtasemeid ja orbitaale vastavalt järgmistele reeglitele.

Pauli reegel:Ühes aatomis ei saa kahel elektronil olla nelja identset kvantarvu. Need peavad erinema vähemalt ühe kvantarvu poolest.

Pauli reeglist järeldub, et orbitaal ei tohi sisaldada rohkem kui kaks elektroni, alamtasand ei tohi sisaldada rohkem kui 2 (2l + 1) elektroni, tase ei tohi sisaldada rohkem. 2n 2 elektronid.

Klechkovsky reegel: elektroonilised alamtasemed täidetakse suurenemise järjekorras (n + l), ja sama summa korral (n+l)– numbrite kasvavas järjekorras n.

Klechkovski reegli graafiline vorm.

Klechkovsky reegli kohaselt täidetakse alamtasandid järgmises järjekorras: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Kuigi alamtasemete täitmine toimub Klechkovsky reegli järgi, kirjutatakse elektroonilises valemis alamtasemed järjestikku tasemete kaupa: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f jne. Seega kirjutatakse broomi aatomi elektrooniline valem järgmiselt: Br(35e) 1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 5.

Paljude aatomite elektroonilised konfiguratsioonid erinevad Klechkovsky reegliga ennustatutest. Niisiis, Cr ja Cu jaoks:

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

Hunda reegel (Gunda): Antud alamtaseme orbitaalide täitmine toimub nii, et koguspinn oleks maksimaalne. Antud alamtasandi orbitaalid täidetakse esmalt ühe elektroniga korraga.

Aatomite elektroonilisi konfiguratsioone saab kirjutada tasemete, alamtasandite, orbitaalide järgi. Näiteks elektroonilise valemi P(15e) saab kirjutada:

a) tasemete kaupa)2)8)5;

b) alamtasandite kaupa 1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3;

c) orbitaali järgi

Mõnede aatomite ja ioonide elektrooniliste valemite näited:

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

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

3. Keemiline side

3.1. Valentssideme meetod

Valentssideme meetodi kohaselt tekib side aatomite A ja B vahel elektronpaari jagamisel.

Kovalentne side. Doonori-aktseptori ühendus.

Valents iseloomustab aatomite võimet moodustada keemilisi sidemeid ja on võrdne aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arvuga. Valentssideme meetodi järgi on valents võrdne jagatud elektronpaaride arvuga ja juhul, kui kovalentne side valents on võrdne paaritute elektronide arvuga aatomi välistasandil selle põhi- või ergastatud olekus.

Aatomite valents

Näiteks süsiniku ja väävli jaoks:

Küllastus kovalentne side: aatomid moodustavad piiratud arvu sidemeid, mis on võrdne nende valentsiga.

Aatomiorbitaalide hübridiseerumine– aatomi erinevate alamtasandite aatomiorbitaalide (AO) segunemine, mille elektronid osalevad ekvivalentsete?-sidemete moodustumisel. Hübriidorbitaali (HO) ekvivalentsus selgitab moodustunud keemiliste sidemete samaväärsust. Näiteks neljavalentse süsinikuaatomi puhul on üks 2s– ja kolm 2p- elektron. Et selgitada süsiniku poolt moodustatud nelja a-sideme samaväärsust molekulides CH 4, CF 4 jne, aatomi üks s- ja kolm R- orbitaalid asendatakse nelja samaväärse hübriidse orbitaaliga sp 3-orbitaalid:

Keskendu Kovalentne side on see, et see moodustub ühise elektronpaari moodustavate orbitaalide maksimaalse kattumise suunas.

Sõltuvalt hübridisatsiooni tüübist on hübriidorbitaalidel ruumis kindel asukoht:

sp– lineaarne, orbitaalide telgede vaheline nurk on 180°;

sp 2– kolmnurkne, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 120°;

sp 3– tetraeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 109°;

sp 3 d 1– trigonaal-bipüramidaalne, nurgad 90° ja 120°;

sp 2 d 1– ruut, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°;

sp 3 p 2– oktaeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°.

3.2. Molekulaarorbiidi teooria

Molekulaarsete orbitaalide teooria kohaselt koosneb molekul tuumadest ja elektronidest. Molekulides paiknevad elektronid molekulaarorbitaalidel (MO). Väliste elektronide MO-del on keeruline struktuur ja neid peetakse molekuli moodustavate aatomite väliste orbitaalide lineaarseks kombinatsiooniks. Moodustunud MO-de arv on võrdne nende moodustamises osalevate AO-de arvuga. MO-de energiad võivad olla madalamad (siduvad MO-d), võrdsed (siduvad MO-d) või suuremad (sidumisvastaste MO-d) kui neid moodustavate AO-de energiad.

JSC-ga suhtlemise tingimused

1. AO suhtlevad, kui neil on sarnane energia.

2. AO-d suhtlevad, kui need kattuvad.

3. AO interakteeruvad, kui neil on sobiv sümmeetria.

Kaheaatomilise molekuli AB (või mis tahes lineaarse molekuli) korral võib MO sümmeetria olla:

Kui antud MO-l on sümmeetriatelg,

Kui antud MO-l on sümmeetriatasand,

Kui MO-l on kaks risti asetsevad tasapinnad sümmeetria.

Elektronide olemasolu siduvatel MO-del stabiliseerib süsteemi, kuna vähendab molekuli energiat võrreldes aatomite energiaga. Molekuli stabiilsust iseloomustatakse võlakirjade order n, võrdne: n = (n valgus – n suurus)/2, Kus n valgus ja n suurus - elektronide arv side- ja antisidumisorbitaalidel.

MO-de täitmine elektronidega toimub samade reeglite järgi nagu AO-de täitmine aatomis, nimelt: Pauli reegel (MO-l ei saa olla rohkem kui kaks elektroni), Hundi reegel (koguspinn peab olema maksimaalne) jne. .

Esimese perioodi 1s-AO aatomite (H ja He) interaktsioon viib sideme?-MO ja antisidumise?*-MO moodustumiseni:

Molekulide elektroonilised valemid, sidejärjestused n, eksperimentaalsed sidemeenergiad E ja molekulidevahelised vahemaad nRT Esimese perioodi aatomite kaheaatomilised molekulid on toodud järgmises tabelis:

Teised teise perioodi aatomid sisaldavad lisaks 2s-AO-le ka 2p x -, 2p y – ja 2p z -AO, mis interaktsioonil võivad moodustada?– ja?-MO. O-, F- ja Ne-aatomite puhul on 2s- ja 2p-AO-de energiad oluliselt erinevad ning ühe aatomi 2s-AO ja teise aatomi 2p-AO vastastikmõju võib 2s-de vahelist vastasmõju arvesse võttes tähelepanuta jätta. -AO kahest aatomist eraldi nende 2p-AO interaktsioonist. Molekulide O 2, F 2, Ne 2 MO-skeemil on järgmine vorm:

Aatomite B, C, N puhul on 2s– ja 2p-AO energiad lähedased ning ühe aatomi 2s-AO interakteerub teise aatomi 2p z-AO-ga. Seetõttu erineb MO-de järjestus molekulides B 2, C 2 ja N 2 MO-de järjestusest molekulides O 2, F 2 ja Ne 2. Allpool on molekulide B 2, C 2 ja N 2 MO skeem:

Antud MO skeemide alusel on võimalik näiteks üles kirjutada molekulide O 2 , O 2 + ja O 2 ? elektroonilised valemid:

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.

O 2 molekuli puhul võimaldab MO teooria ette näha selle molekuli suuremat tugevust, kuna n = 2, seostumisenergiate ja tuumadevaheliste kauguste muutuste olemus reas O 2 + – O 2 – O 2 ?, samuti O 2 molekuli paramagnetism, mille ülemistes MO-des on kaks paaritumata elektroni.

3.3. Teatud tüüpi ühendused

Iooniline side– elektrostaatiline side vastupidise laenguga ioonide vahel. Ioonset sidet võib pidada polaarse kovalentse sideme äärmuslikuks juhuks. Ioonside tekib, kui X-aatomite elektronegatiivsuse erinevus on suurem kui 1,5–2,0.

Ioonne side on mittesuunaline mitteküllastatav suhtlemine NaCl kristallis tõmbavad Na+ iooni kõik Cl ioonid? ja seda tõrjuvad kõik teised Na + ioonid, sõltumata vastastikmõju suunast ja ioonide arvust. See määrab ioonkristallide suurema stabiilsuse võrreldes ioonsed molekulid.

Vesinikside– side ühe molekuli vesinikuaatomi ja teise molekuli elektronegatiivse aatomi (F, CI, N) vahel.

Vesiniksideme olemasolu seletab vee anomaalseid omadusi: vee keemistemperatuur on palju kõrgem kui selle keemilistel analoogidel: t kip (H 2 O) = 100 °C ja t kip (H 2 S) = - 61 °C. H 2 S molekulide vahel vesiniksidemeid ei teki.

4. Keemiliste protsesside mustrid

4.1. Termokeemia

Energia(E)- töö tegemise oskus. Mehaaniline töö (A) tehakse näiteks gaasiga selle paisumise ajal: A = p?V.

Reaktsioonid, mis tekivad energia neeldumisel, on järgmised: endotermiline.

Energiat vabastavad reaktsioonid on järgmised: eksotermiline.

Energia liigid: soojus, valgus, elektriline, keemia, tuumaenergia ja jne.

Energiatüübid: kineetiline ja potentsiaalne.

Kineetiline energia– liikuva keha energia, see on töö, mida keha saab teha enne puhkeolekut.

Küte (Q)– teatud tüüpi kineetiline energia, mis on seotud aatomite ja molekulide liikumisega. Suhtlemisel massikehaga (m) ja soojuse erisoojusmahtuvus (c) Q selle temperatuur tõuseb? t: ?Q = m koos ?t-ga, kus? t = Q/(c t).

Potentsiaalne energia- energia, mille keha omandab selle või selle komponentide ruumilise asukoha muutumise tulemusena. Keemiliste sidemete energia on potentsiaalse energia liik.

Termodünaamika esimene seadus: energia võib üle minna ühest tüübist teise, kuid ei saa kaduda ega ilmuda.

Sisemine energia (U) – keha moodustavate osakeste kineetilise ja potentsiaalse energia summa. Reaktsioonis neeldunud soojus võrdub reaktsioonisaaduste ja reaktiivide siseenergia erinevusega (Q = ?U = U 2 – U 1), eeldusel, et süsteem pole tööd teinud keskkond. Kui reaktsioon toimub konstantsel rõhul, siis eralduvad gaasid töötavad väliste survejõudude vastu ja reaktsiooni käigus neeldunud soojus võrdub siseenergia muutuste summaga. ?U ja töötama A = p?V. Seda konstantsel rõhul neeldunud soojust nimetatakse entalpia muutuseks: ? Н = ?U + p?V, määratlev entalpia Kuidas H = U + pV. Vedelate ja tahkete ainete reaktsioonid toimuvad ilma oluliste mahumuutusteta (?V = 0), kuidas on nende reaktsioonidega? N lähedal ?U (?Н = ?U). Mahumuutusega reaktsioonide jaoks on meil olemas ?Н > ?U, kui laiendamine on pooleli ja ?N< ?U , kui on kompressioon.

Entalpia muutust nimetatakse tavaliselt aine standardolekuks: see tähendab puhta aine puhul teatud olekus (tahke, vedel või gaasiline), rõhul 1 atm = 101 325 Pa, temperatuuril 298 K ja ainete kontsentratsioon 1 mol/l.

Standardne moodustumise entalpia?– standardtingimustes 1 mooli aine moodustumisel selle moodustavatest lihtainetest vabanev või neeldunud soojus. Näiteks, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. See tähendab, et reaktsioonis Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) 1 mooli NaCl moodustumisel vabaneb 411 kJ energiat.

Standardne reaktsioonientalpia?H– entalpia muutus keemilise reaktsiooni käigus, määratakse järgmise valemiga: ?N = ?N arr.(tooted) - ?N arr.(reaktiivid).

Seega reaktsioonil NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), teades, et H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol ja?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol on meil:

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

Kui? N< 0, siis on reaktsioon eksotermiline. Kui? N> 0, siis on reaktsioon endotermiline.

Seadus Hess: Reaktsiooni standardentalpia sõltub reagentide ja saaduste standardentalpiatest ega sõltu reaktsiooni teekonnast.

Spontaansed protsessid võivad olla mitte ainult eksotermilised, s.o energia vähenemisega protsessid (?N< 0), kuid võivad olla ka endotermilised protsessid, st suureneva energiaga protsessid (?N> 0). Kõigis neis protsessides suureneb süsteemi “häire”.

EntroopiaS – füüsikaline suurus, mis iseloomustab süsteemi häire astet. S – standardentroopia, ?S – standardentroopia muutus. Kui?S > 0, suureneb häire, kui AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Protsesside puhul, milles osakeste arv väheneb, on ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(sool) + H2O(l) = Ca(OH)2 (sool), ?S< 0;

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

Protsessid toimuvad spontaanselt koos energia vabanemisega, st mille jaoks? N< 0 ja kasvava entroopiaga, st mille puhul?S > 0. Mõlema teguri arvessevõtmine annab avaldise Gibbsi energia: G = H – TS või? G = ?H – T?S. Reaktsioonid, mille käigus Gibbsi energia väheneb, st ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, ärge minge spontaanselt. Tingimus?G = 0 tähendab, et saaduste ja reaktiivide vahel on saavutatud tasakaal.

Madalatel temperatuuridel, kui väärtus = 101 325 Pa, on nullilähedane, toimuvad ainult eksotermilised reaktsioonid, kuna T?S– vähe ja?G = ? N< 0. Kõrgetel temperatuuridel väärtused T?S suurepärane ja suurust eirates? N, meil on?G = – T?S, st kasvava entroopiaga protsessid toimuvad spontaanselt, mille puhul?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит seda protsessi.

AG väärtuse konkreetse reaktsiooni jaoks saab määrata järgmise valemiga:

G = ?С arr (produktid) – ?G o b p (reaktiivid).

Sel juhul on nii ?G o br kui ka? N arr. ja?S o br eest suur number ained on toodud spetsiaalsetes tabelites.

4.2. Keemiline kineetika

Keemilise reaktsiooni kiirus(v) määratakse reagentide molaarse kontsentratsiooni muutusega ajaühikus:

Kus v– reaktsioonikiirus, s – reaktiivi molaarne kontsentratsioon, t- aeg.

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest ja reaktsioonitingimustest (temperatuur, kontsentratsioon, katalüsaatori olemasolu jne).

Kontsentratsiooni mõju. IN Lihtreaktsioonide korral on reaktsiooni kiirus võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega.

Reaktsiooni jaoks

kus 1 ja 2 on vastavalt edasi- ja tagasireaktsiooni suunad:

v 1 = k 1 ? [Olen ? [B]n ja

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

Kus v- kiire reaktsioon, u– kiiruskonstant, [A] – aine A molaarne kontsentratsioon.

Reaktsiooni molekulaarsus– elementaarreaktsioonis osalevate molekulide arv. Lihtsate reaktsioonide jaoks, näiteks: mA + nB> рС + qD, molekulaarsus on võrdne koefitsientide summaga (m + n). Reaktsioonid võivad olla ühe-, topelt- ja harva kolmemolekulilised. Suurema molekulmassiga reaktsioone ei toimu.

Reaktsiooni järjekord on võrdne kontsentratsiooniastmete eksponentide summaga keemilise reaktsiooni kiiruse eksperimentaalses väljenduses. Niisiis, keerulise reaktsiooni jaoks

mA + nB > рС + qD reaktsioonikiiruse eksperimentaalne avaldis on

v 1 = k 1 ? [A]? ? [IN] ? ja reaktsiooni järjekord on (? +?). Kuhu? Ja? leitakse katseliselt ja ei pruugi nendega kokku langeda m Ja n vastavalt, kuna keerulise reaktsiooni võrrand on mitme lihtsa reaktsiooni tulemus.

Temperatuuri mõju. Reaktsiooni kiirus sõltub efektiivsete molekulaarsete kokkupõrgete arvust. Temperatuuri tõus suurendab aktiivsete molekulide arvu, andes neile reaktsiooni toimumiseks vajaliku energia. aktiveerimise energia E toimib ja suurendab keemilise reaktsiooni kiirust.

Van't Hoffi reegel. Kui temperatuur tõuseb 10° võrra, suureneb reaktsioonikiirus 2–4 korda. Matemaatiliselt on see kirjutatud järgmiselt:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

kus v 1 ja v 2 on reaktsioonikiirused algtemperatuuril (t 1) ja lõpptemperatuuril (t 2), ? – reaktsioonikiiruse temperatuuritegur, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõustes 10° võrra.

Täpsemalt väljendatakse reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist Arrheniuse võrrand:

k = A? e - E/(RT)

Kus u- kiiruskonstant, A– konstantne, temperatuurist sõltumatu, e = 2,71828, E- aktiveerimisenergia, R= 8,314 J/(K? mol) – gaasikonstant; = 101 325 Pa,– temperatuur (K). On näha, et kiiruskonstant suureneb temperatuuri tõustes ja aktiveerimisenergia vähenedes.

4.3. Keemiline tasakaal

Süsteem on tasakaalus, kui selle olek aja jooksul ei muutu. Päri- ja tagurpidi reaktsioonide kiiruste võrdsus on süsteemi tasakaalu säilitamise tingimus.

Pöörduva reaktsiooni näide on reaktsioon

N2 + 3H2-2NH3.

Massitegevuse seadus: reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutise ja lähteainete kontsentratsioonide korrutise suhe (kõik kontsentratsioonid on näidatud astmetes, mis on võrdsed nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega) on konstant nn. tasakaalukonstant.

Tasakaalukonstant on edasiliikumise reaktsiooni edenemise mõõt.

K = O – otsest reaktsiooni ei toimu;

K =? – otsene reaktsioon läheb lõpuni;

K > 1 – tasakaal nihutatud paremale;

TO< 1 – tasakaal nihutatakse vasakule.

Reaktsiooni tasakaalu konstant TO on seotud standardse Gibbsi energia?G muutuse suurusega sama reaktsiooni korral:

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

Kui K > 1, siis lg Vee ioonne saadus> 0 ja?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Kui TO< 1, siis lg Vee ioonne saadus < 0 и?G >0, st kui tasakaal on nihutatud vasakule, siis reaktsioon ei lähe spontaanselt paremale.

Tasakaalu nihke seadus: Kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, tekib süsteemis protsess, mis neutraliseerib välismõju.

5. Redoksreaktsioonid

Redoksreaktsioonid- reaktsioonid, mis tekivad elementide oksüdatsiooniastme muutumisel.

Oksüdatsioon– elektronide annetamise protsess.

Taastumine– elektronide lisamise protsess.

Oksüdeerija– aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone.

Redutseeriv aine– aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.

Oksüdeerivad ained, mis võtavad vastu elektrone, lähevad redutseeritud kujul:

F 2 [umbes ] + 2e > 2F? [taastatud].

Redutseerivad ained, loobudes elektronidest, lähevad oksüdeeritud vormi:

Na 0 [taastumine ] – 1e > Na + [ligikaudu].

Tasakaalu oksüdeeritud ja redutseeritud vormide vahel iseloomustab Nernsti võrrandid redokspotentsiaali jaoks:

Kus E 0– redokspotentsiaali standardväärtus; (X) =– ülekantud elektronide arv; [taastatud ] ja [umbes ] on ühendi molaarsed kontsentratsioonid vastavalt redutseeritud ja oksüdeeritud kujul.

Elektroodide standardpotentsiaalide väärtused E 0 on toodud tabelites ja iseloomustavad ühendite oksüdatiivseid ja redutseerivaid omadusi: seda positiivsem on väärtus E 0, mida tugevamad on oksüdeerivad omadused ja seda negatiivsem on väärtus E 0, seda tugevamad on taastavad omadused.

Näiteks F 2 + 2e - 2F jaoks? E 0 = 2,87 volti ja Na + + 1e puhul - Na 0 E 0 =-2,71 volti (redutseerimisreaktsioonide jaoks registreeritakse alati protsess).

Redoksreaktsioon on kahe poolreaktsiooni, oksüdatsiooni ja redutseerimise, kombinatsioon ning seda iseloomustab elektromotoorjõud (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 okei – ?E 0 taastamine, Kus E 0 okei Ja? E 0 taastamine– antud reaktsiooni standardsed oksüdeeriva ja redutseeriva aine potentsiaalid.

E.m.f. reaktsioonid? E 0 on seotud Gibbsi vaba energia?G ja reaktsiooni tasakaalukonstandi muutusega SAADA:

?G = – nF?E 0 või? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reaktsioonid mittestandardsetes kontsentratsioonides? E võrdne: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig Vee ioonne saadus või? E =?E 0 –(0,059/(X) =)lg Vee ioonne saadus.

Kui tasakaalu?G = 0 ja?E = 0, kust see tuleb? E =(0,059/n)lg Vee ioonne saadus Ja K = 10 n?E/0,059.

Et reaktsioon kulgeks spontaanselt, peavad olema täidetud järgmised seosed: ?G< 0 или K >> 1, millele tingimus vastab? E 0> 0. Seetõttu on antud redoksreaktsiooni võimalikkuse kindlakstegemiseks vaja arvutada väärtus? E 0. Kui? E 0 > 0, reaktsioon on pooleli. Kui? E 0< 0, ei reageeri.

Keemilised vooluallikad

Galvaanilised rakud– seadmed, mis muudavad keemilise reaktsiooni energia energiaks elektrienergia.

Danieli galvaaniline element koosneb tsink- ja vaskelektroodidest, mis on sukeldatud vastavalt ZnSO 4 ja CuSO 4 lahustesse. Elektrolüütide lahused suhtlevad läbi poorse vaheseina. Sel juhul toimub tsinkelektroodil oksüdatsioon: Zn > Zn 2+ + 2e ja redutseerimine vaskelektroodil: Cu 2+ + 2e > Cu. Üldiselt toimub reaktsioon: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anood– elektrood, millel toimub oksüdatsioon. Katood– elektrood, millel redutseerimine toimub. Galvaanilistes elementides on anood negatiivselt laetud ja katood positiivselt laetud. Elementide diagrammidel on metall ja mört eraldatud vertikaalse joonega ning kaks mörti on eraldatud topelt vertikaalse joonega.

Niisiis, reaktsioonile Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu kirjutatakse galvaanilise elemendi skeem: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Reaktsiooni elektromotoorjõud (emf) on? E 0 = E 0 ok – E 0 taasta= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Kadude tõttu on elemendi tekitatav pinge veidi väiksem kui? E 0. Kui lahuste kontsentratsioonid erinevad standardsetest, võrdub 1 mol/l, siis E 0 okei Ja E 0 taastamine arvutatakse Nernsti võrrandi abil ja seejärel arvutatakse emf. vastav galvaaniline element.

Kuiv element koosneb tsinkkehast, NH 4 Cl pastast tärklise või jahuga, MnO 2 segust grafiidiga ja grafiitelektroodist. Selle töötamise ajal toimub järgmine reaktsioon: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elementide diagramm: (-)Zn | NH4Cl | Mn02, C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

Patareid. Pliiaku koosneb kahest pliiplaadist, mis on sukeldatud 30% väävelhappe lahusesse ja kaetud lahustumatu PbSO 4 kihiga. Aku laadimisel toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:

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

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

Kui aku tühjeneb, toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:

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

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

Kogu reaktsiooni saab kirjutada järgmiselt:

Töötamiseks vajab aku regulaarset laadimist ja väävelhappe kontsentratsiooni jälgimist, mis võib aku töötamise ajal veidi langeda.

6. Lahendused

6.1. Lahuste kontsentratsioon

Aine massiosa lahuses w võrdne lahustunud aine massi ja lahuse massi suhtega: w = m vesi / m lahus või w = m in-va /(V ?), sest m lahendus = V p-pa ? ?r-ra.

Molaarne kontsentratsioon B= võrdne lahustunud aine moolide arvu ja lahuse ruumala suhtega: c = n(mol)/ V(l) või c = m/(M? V( l )).

Ekvivalentide molaarne kontsentratsioon (tavaline või ekvivalentne kontsentratsioon) koos e on võrdne lahustunud aine ekvivalentide arvu ja lahuse ruumala suhtega: kus e = n(molekv.)/ V(l) või kus e = m/(M e? V(l)).

6.2. Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Elektrolüütiline dissotsiatsioon– elektrolüüdi lagunemine katioonideks ja anioonideks polaarsete lahustimolekulide mõjul.

Dissotsiatsiooni aste?– dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni (koos dissotsiatsiooniga) suhe lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni (koos mahuga): ? = dissiga / ob-ga.

Elektrolüüdid võib jagada tugev(? ~ 1) ja nõrk.

Tugevad elektrolüüdid(nende jaoks? ~ 1) - vees lahustuvad soolad ja alused, samuti mõned happed: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 jt.

Nõrgad elektrolüüdid(neile?<< 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.

Ioonreaktsiooni võrrandid. IN Ioonreaktsiooni võrrandites kirjutatakse tugevad elektrolüüdid ioonidena ning nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad ained ja gaasid molekulide kujul. Näiteks:

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

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? = Ca 2+ + 2Cl? + H20 + CO2^

CaCO3 v + 2H+ = Ca2+ + H20 + CO2^

Ioonidevahelised reaktsioonid liikuda vähem ioone tootva aine moodustamise suunas, st nõrgema elektrolüüdi või vähem lahustuva aine suunas.

6.3. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon

Rakendame massimõju seadust ioonide ja molekulide vahelisele tasakaalule näiteks nõrgas elektrolüüdi lahuses äädikhape:

CH 3 COOH – CH 3 COO? +H+

Dissotsiatsioonireaktsioonide tasakaalukonstante nimetatakse dissotsiatsioonikonstandid. Dissotsiatsioonikonstandid iseloomustavad nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni: mida madalam on konstant, seda vähem nõrk elektrolüüt dissotsieerub, seda nõrgem see on.

Polüaluselised happed dissotsieeruvad järk-järgult:

H3PO4-H+ + H2PO4?

Täieliku dissotsiatsioonireaktsiooni tasakaalukonstant on võrdne dissotsiatsiooni üksikute etappide konstantide korrutisega:

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

Ostwaldi lahjendusseadus: nõrga elektrolüüdi (a) dissotsiatsiooni aste suureneb selle kontsentratsiooni vähenemisel, st lahjendamisel:

Ühise iooni mõju nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonile:ühise iooni lisamine vähendab nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooni. Niisiis, kui lisada CH 3 COOH nõrga elektrolüüdi lahusele

CH 3 COOH – CH 3 COO? +H+?<< 1

tugev elektrolüüt, mis sisaldab CH 3 COOH ühist iooni, st atsetaadi iooni, näiteks CH 3 COONa

CH 3 COOna – CH 3 COO? + Na + ? = 1

atsetaadioonide kontsentratsioon suureneb ja CH 3 COOH dissotsiatsiooni tasakaal nihkub vasakule, st happe dissotsiatsioon väheneb.

6.4. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon

Ioonide aktiivsus A – iooni kontsentratsioon, mis väljendub selle omadustes.

Aktiivsuse tegurf– ioonide aktiivsuse suhe A keskenduda: f= a/c või A = fc.

Kui f = 1, siis on ioonid vabad ega interakteeru üksteisega. Seda esineb väga lahjendatud lahustes, nõrkade elektrolüütide lahustes jne.

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

Aktiivsustegur sõltub I lahuse ioontugevusest: mida suurem on ioontugevus, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient.

Lahuse ioontugevus I oleneb tasudest z ja ioonide kontsentratsioonid:

ma = 0,52?s z 2 .

Aktiivsustegur sõltub iooni laengust: mida suurem on iooni laeng, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient. Matemaatiliselt aktiivsuskoefitsiendi sõltuvus f ioontugevuse kohta I ja iooni laeng z kirjutatud Debye-Hückeli valemiga:

Ioonide aktiivsuse koefitsiente saab määrata järgmise tabeli abil:

6.5 Vee ioonne saadus. pH väärtus

Vesi, nõrk elektrolüüt, dissotsieerub, moodustades H+ ja OH? Need ioonid on hüdreeritud, st ühendatud mitme veemolekuliga, kuid lihtsuse huvides on need kirjutatud mittehüdraaditud kujul

H2O - H+ + OH?.

Massimõju seaduse alusel selle tasakaalu korral:

Veemolekulide kontsentratsiooni [H 2 O] ehk moolide arvu 1 liitris vees võib pidada konstantseks ja võrdseks [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Siit:

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

Iooniline toode vesi– kontsentratsioonide [H + ] ja – korrutis on konstantne väärtus konstantsel temperatuuril ja võrdne 10 -14 22°C juures.

Vee ioonsaadus suureneb temperatuuri tõustes.

pH väärtus– vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne logaritm: pH = – log. Sarnaselt: pOH = – log.

Võttes vee ioonsaaduse logaritmi, saadakse: pH + pHOH = 14.

PH väärtus iseloomustab söötme reaktsiooni.

Kui pH = 7, siis [H + ] = on neutraalne keskkond.

Kui pH< 7, то [Н + ] >- happeline keskkond.

Kui pH > 7, siis [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Puhverlahused

Puhverlahused on lahused, milles on teatud vesinikioonide kontsentratsioon. Nende lahuste pH ei muutu lahjendamisel ja muutub vähesel määral hapete ja leeliste lisamisel.

I. Nõrga happe HA lahus, kontsentratsioon – happest ja selle sool tugeva alusega BA, kontsentratsioon – soolast. Näiteks atsetaatpuhver on äädikhappe ja naatriumatsetaadi lahus: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK happeline + log(sool/s hapu).

II. Nõrga aluse BOH lahus, kontsentratsioon - aluselisest ja selle sool tugeva happega BA, kontsentratsioon - soolast. Näiteks ammoniaagipuhver on ammooniumhüdroksiidi ja ammooniumkloriidi NH 4 OH + NH 4 Cl lahus.

pH = 14 – рК aluseline – log(soolaga/aluselisega).

6.7. Soolade hüdrolüüs

Soolade hüdrolüüs– soolaioonide koostoime veega, moodustades nõrga elektrolüüdi.

Hüdrolüüsireaktsiooni võrrandite näited.

I. Soola moodustavad tugev alus ja nõrk hape:

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

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

CO32- + H2O-HC03? + OH?, pH > 7, aluseline keskkond.

Teises etapis hüdrolüüsi praktiliselt ei toimu.

II. Soola moodustavad nõrk alus ja tugev hape:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

Al 3+ + 3Cl? + H2O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?

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

Teises etapis toimub hüdrolüüs vähem ja kolmandas etapis hüdrolüüs praktiliselt puudub.

III. Soola moodustavad tugev alus ja tugev hape:

K++NO3? + H2O? hüdrolüüs puudub, pH? 7.

IV. Soola moodustavad nõrk alus ja nõrk hape:

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.

Mõnel juhul, kui soola moodustavad väga nõrgad alused ja happed, toimub täielik hüdrolüüs. Selliste soolade lahustuvuse tabelis on sümbol "laguneb vee toimel":

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 v + 3H2S^

Vahetusreaktsioonides tuleks arvesse võtta täieliku hüdrolüüsi võimalust:

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

Hüdrolüüsi asteh – hüdrolüüsitud molekulide kontsentratsiooni ja lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni suhe.

Tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolade puhul:

= ptkрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Väljendist järeldub, et hüdrolüüsi aste h(st hüdrolüüs) suureneb:

a) temperatuuri tõustes, kui K(H 2 O) suureneb;

b) soola moodustava happe dissotsiatsiooni vähenemisega: mida nõrgem on hape, seda suurem on hüdrolüüs;

c) lahjendamisega: mida väiksem on c, seda suurem on hüdrolüüs.

Nõrga aluse ja tugeva happe moodustatud soolade jaoks

[H+] = ptk pH = – log.

Nõrga aluse ja nõrga happe moodustatud sooladele

6.8. Hapete ja aluste protolüütiline teooria

Protolüüs- prootonite ülekandeprotsess.

Protoliidid– happed ja alused, mis loovutavad ja võtavad vastu prootoneid.

Hape– prootonit loovutama võimeline molekul või ioon. Igal happel on vastav konjugeeritud alus. Hapete tugevust iseloomustab happekonstant K k.

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

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O-2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Alus– molekul või ioon, mis suudab vastu võtta prootoneid. Igal alusel on vastav konjugeeritud hape. Aluste tugevust iseloomustab baaskonstant K 0 .

NH3? H2O (H2O) - NH4 + + OH?

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolüüdid– protoliidid, mis on võimelised prootonit vabastama ja omandama.

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

HCO3? - hape.

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

HCO3? - vundament.

Vee jaoks: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstandid K k Ja K 0 konjugeeritud happed ja alused on seotud.

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

A? + H2O - HA + OH?,

7. Lahustuvuskonstant. Lahustuvus

Süsteemis, mis koosneb lahusest ja sademest, toimub kaks protsessi - sademe lahustumine ja sadenemine. Nende kahe protsessi kiiruste võrdsus on tasakaalu tingimus.

Küllastunud lahus– lahus, mis on sademega tasakaalus.

Sademe ja lahuse vahelise tasakaalu suhtes rakendatud massimõju seadus annab:

Kuna = const,

TO = Ks(AgCl) = .

Üldiselt on meil:

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

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

LahustuvuskonstantK s(või lahustuvusprodukt PR) - ioonide kontsentratsioonide korrutis kergelt lahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses - on konstantne väärtus ja sõltub ainult temperatuurist.

Vähelahustuva aine lahustuvus s saab väljendada moolides liitri kohta. Olenevalt suurusest s ained võib jagada halvasti lahustuvateks – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l ja hästi lahustuv s>10 -2 mol/l.

Ühendite lahustuvus on seotud nende lahustuvusproduktiga.

Tingimused sademete tekkeks ja setete lahustumiseks

AgCl puhul: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) sademe ja lahuse vahelise tasakaalu tingimus: = Ks.

b) ladestumise tingimus: > Ks; sadestamise ajal vähenevad ioonide kontsentratsioonid kuni tasakaalu saavutamiseni;

c) sademe lahustumise või küllastunud lahuse olemasolu tingimus:< Ks; Sademe lahustumisel suureneb ioonide kontsentratsioon kuni tasakaalu saavutamiseni.

8. Koordinatsiooniühendid

Koordinatsiooni (kompleks) ühendid on ühendid, millel on doonor-aktseptor side.

K 3 jaoks:

välissfääri ioonid - 3K +,

sisesfääri ioon – 3-,

kompleksimoodustaja - Fe 3+,

ligandid – 6CN?, nende dentaat – 1,

kooskõlastusnumber – 6.

Näited kompleksimoodustajatest: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ jne.

Ligandide näited: polaarsed molekulid H 2 O, NH 3, CO ja anioonid CN2, Cl2, OH? ja jne.

Koordinatsiooninumbrid: tavaliselt 4 või 6, harvem 2, 3 jne.

Nomenklatuur. Kõigepealt nimetatakse aniooni (nimelises käändes), seejärel katiooniks (in genitiivjuhtum). Mõnede ligandide nimetused: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – tsüano, Cl? – kloro, OH? - hüdrokso. Koordinatsiooninumbrite nimetused: 2 – di, 3 – kolm, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – heksa. Kompleksi moodustava aine oksüdatsiooniaste on näidatud:

Cl-diamiinihõbe(I)kloriid;

SO 4 – tetramiin vask(II)sulfaat;

K 3 – kaaliumheksatsüanoferraat(III).

Keemilineühendus.

Valentssidemete teooria eeldab keskaatomi orbitaalide hübridiseerumist. Saadud hübriidorbitaalide asukoht määrab komplekside geomeetria.

Diamagnetiline kompleksioon Fe(CN) 6 4-.

Tsüaniidi ioon – doonor

Raua ioonil Fe 2+ – aktseptoril – on valem 3d 6 4s 0 4p 0. Võttes arvesse kompleksi diamagnetilist olemust (kõik elektronid on paaris) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil d 2 sp 3- hübridiseerimine:

Kompleks on diamagnetiline, madala spinniga, intraorbitaalne, stabiilne (väliseid elektrone ei kasutata), oktaeedriline ( d 2 sp 3-hübridiseerimine).

Paramagnetiline kompleksioon FeF 6 3-.

Fluoriioon on doonor.

Raua ioonil Fe 3+ – aktseptoril – on valem 3d 5 4s 0 4p 0 . Võttes arvesse kompleksi paramagnetilisust (elektronid on sidestatud) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil sp 3 p 2- hübridiseerimine:

Kompleks on paramagnetiline, suure spinniga, välisorbitaalne, ebastabiilne (kasutatakse välimisi 4d orbitaale), oktaeedriline ( sp 3 p 2-hübridiseerimine).

Koordinatsiooniühendite dissotsiatsioon.

Lahuses olevad koordinatsiooniühendid dissotsieeruvad täielikult sisemise ja välimise sfääri ioonideks.

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

Sisemise sfääri ioonid, st kompleksioonid, dissotsieeruvad metalliioonideks ja ligandideks, nagu nõrgad elektrolüüdid, etapiviisiliselt.

Kus Vee ioonne saadus 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 nimetatakse ebastabiilsuse konstantideks ja iseloomustada komplekside dissotsiatsiooni: mida madalam on ebastabiilsuse konstant, mida vähem kompleks dissotsieerub, seda stabiilsem see on.

Põhivalemite kogu koolikursus keemia

Kooli keemiakursuse põhivalemite kogu

G. P. Loginova

Jelena Savinkina

E. V. Savinkina G. P. Loginova

Keemia põhivalemite kogu

Õpilase taskujuhend

üldine keemia

Olulisemad keemilised mõisted ja seadused

Keemiline element- See teatud tüüpi sama tuumalaenguga aatomid.

Suhteline aatommass(A r) näitab, mitu korda on antud keemilise elemendi aatomi mass suurem süsinik-12 aatomi massist (12 C).

Keemiline aine– keemiliste osakeste kogum.

Keemilised osakesed

Valemi ühik– tingimuslik osake, mille koostis vastab etteantule keemiline valem, Näiteks:

Ar – argooni aine (koosneb Ar aatomitest),

H 2 O – aine vesi (koosneb H 2 O molekulidest),

KNO 3 – kaaliumnitraadi aine (koosneb K + katioonidest ja NO 3 ¯ anioonidest).

Suhted vahel füüsikalised kogused

Aatommass(suhteline) element B, A r (B):

Kus *T(aatom B) – elemendi B aatomi mass;

*t ja– aatommassi ühik;

*t ja = 1/12 T(12 C aatom) = 1,6610 24 g.

Aine kogus B, n(B), mol:

Kus N(B)– osakeste arv B;

N A– Avogadro konstant (NA = 6,0210 23 mol -1).

Aine molaarmass V, M(V), g/mol:

Kus TV)- mass B.

Gaasi molaarmaht IN, V M l/mol:

Kus V M = 22,4 l/mol (Avogadro seaduse tagajärg), normaaltingimustes (n.s. - atmosfäärirõhk p = 101 325 Pa (1 atm); termodünaamiline temperatuur T = 273,15 K või Celsiuse temperatuur t = 0 °C).

B vesiniku jaoks D(gaas B poolt H2):

*Gaasilise aine tihedus IN õhuga, D(gaas B üle õhu): Elemendi massiosa E mateerias V, w(E):

Kus x on E-aatomite arv aine B valemis

Aatomi struktuur ja perioodiline seadus D.I. Mendelejev

massiarv (A) – koguarv prootonid ja neutronid aatomituumas:

A = N(p0) + N(p+).

Aatomi tuumalaeng (Z)võrdne arvuga Prootonid tuumas ja elektronide arv aatomis:

Z = N(p+) = N(e¯).

Isotoobid– sama elemendi aatomid, mis erinevad neutronite arvu poolest tuumas, näiteks: kaalium-39: 39 K (19 p + , 20n 0, 19e¯); kaalium-40: 40 K (19 p+, 21n 0, 19e¯).

*Energiatasemed ja alamtasandid

*Aatomiorbitaal(AO) iseloomustab ruumi piirkonda, milles teatud energiaga elektroni paiknemise tõenäosus on suurim.

*S- ja p-orbitaalide kujundid

Perioodiline seadus ja perioodilisussüsteem D.I. Mendelejev

Elementide ja nende ühendite omadused korduvad perioodiliselt kasvava aatomarvuga, mis on võrdne elemendi aatomi tuuma laenguga.

Perioodi number vastab elektronidega täidetud energiatasemete arv, ja tähistab viimane energiatase, mis tuleb täita(EL).

Rühma number A näitab Ja jne.

Rühma number B näitab valentselektronide arv ns Ja (n – 1)d.

S-elementide sektsioon– energia alamtase (ESL) on täidetud elektronidega ns-EPU– IA- ja IIA-rühmad, H ja He.

P-elementide sektsioon- täidetud elektronidega np-EPU– IIIA-VIIIA-rühmad.

D-elementide sektsioon- täidetud elektronidega (P- 1) d-EPU – IB-VIIIB2-rühmad.

f-elementide sektsioon- täidetud elektronidega (P-2) f-EPU – lantaniidid ja aktiniidid.

Muutused 3. perioodi elementide vesinikühendite koostises ja omadustes Perioodilisustabel

Mittelenduv, laguneb veega: NaH, MgH 2, AlH 3.

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

Perioodilise tabeli 3. perioodi elementide kõrgemate oksiidide ja hüdroksiidide koostise ja omaduste muutused

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

Amfoteerne: Al 2 O 3 – Al(OH) 3.

Happeline: 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.

Keemiline side

Elektronegatiivsus(χ) on suurus, mis iseloomustab molekulis oleva aatomi võimet omandada negatiivne laeng.

Kovalentse sideme moodustumise mehhanismid

Vahetusmehhanism- naaberaatomite kahe orbitaali kattumine, millest igaühel oli üks elektron.

Doonor-aktseptor mehhanism– ühe aatomi vaba orbitaali kattumine teise elektronpaari sisaldava aatomi orbitaaliga.

Orbitaalide kattumine sideme moodustumisel

* Hübridisatsiooni tüüp - geomeetriline kuju osakesed – nurk sidemete vahel

Keskaatomi orbitaalide hübridiseerumine– nende energia ja vormi ühtlustamine.

sp– lineaarne – 180°

sp 2– kolmnurkne – 120°

sp 3– tetraeedriline – 109,5°

sp 3 d– trigonaal-bipüramidaalne – 90°; 120°

sp 3 p 2– oktaeedriline – 90°

Segud ja lahused

Lahendus- kahest või enamast ainest koosnev homogeenne süsteem, mille sisaldus võib teatud piirides muutuda.

Lahendus: lahusti (nt vesi) + lahustunud aine.

Tõelised lahendused sisaldavad osakesi, mille suurus on väiksem kui 1 nanomeeter.

Kolloidsed lahused sisaldavad osakesi suurusega 1 kuni 100 nanomeetrit.

Mehaanilised segud(suspensioonid) sisaldavad osakesi, mis on suuremad kui 100 nanomeetrit.

Vedrustus=> tahke + vedelik

Emulsioon=> vedelik + vedelik

Vaht, udu=> gaas + vedelik

Heterogeensed segud eraldatakse settimine ja filtreerimine.

Homogeensed segud eraldatakse aurustamine, destilleerimine, kromatograafia.

Küllastunud lahus on või võib olla tasakaalus lahustunud ainega (kui lahustunud aine on tahke, siis on selle liig sademes).

Lahustuvus– lahustunud aine sisaldus küllastunud lahuses antud temperatuuril.

Küllastumata lahus vähem,

Üleküllastunud lahus sisaldab lahustunud ainet rohkem, kui selle lahustuvus antud temperatuuril.

Füüsikalis-keemiliste suuruste vahelised seosed lahuses

Lahustunud aine massiosa IN, w(B);ühiku murdosa või %:

Kus TV)– mass B,

t(r)- lahuse mass.

lahuse kaal, m(p), g:

m(p) = m(B) + m(H2O) = V(p) ρ(p),

kus F(p) on lahuse maht;

ρ(p) – lahuse tihedus.

Lahuse ruumala, V(p), l:

molaarne kontsentratsioon, s(V), mol/l:

kus n(B) on aine B kogus;

M(B) – aine B molaarmass.

Lahuse koostise muutmine

Lahuse lahjendamine veega:

> TV)= t(B);

> lahuse mass suureneb lisatud vee massi võrra: m"(p) = m(p) + m(H20).

Vee aurustamine lahusest:

> lahustunud aine mass ei muutu: t"(B) = t(B).

> lahuse mass väheneb aurustunud vee massi võrra: m"(p) = m(p) – m(H2O).

Kahe lahenduse ühendamine: Lahuste massid ja lahustunud aine massid liidetakse:

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

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

Kristalli tilk: lahustunud aine massi ja lahuse massi vähendatakse sadestunud kristallide massi võrra:

m"(B) = m(B) – m(sete); m"(p) = m(p) – m(sete).

Vee mass ei muutu.

Keemilise reaktsiooni termiline mõju

*Aine moodustumise entalpia ΔH°(B), kJ/mol, on 1 mooli aine moodustumise reaktsiooni entalpia lihtainetest nende standardolekus, st konstantsel rõhul (1 atm iga süsteemi gaasi kohta või kogu gaasi kohta rõhk 1 atm gaasilise reaktsiooni osalejate puudumisel) ja konstantne temperatuur (tavaliselt 298 K , või 25 °C).

*Keemilise reaktsiooni termiline mõju (Hessi seadus)

Q = ΣQ(tooted) - ΣQ(reaktiivid).

ΔН° = ΣΔН°(tooted) – Σ ΔН°(reaktiivid).

Reaktsiooni jaoks aA + bB +… = dD + eE +…

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

Kus a, b, d, e– ainete stöhhiomeetrilised kogused, mis vastavad reaktsioonivõrrandi koefitsientidele.

Keemilise reaktsiooni kiirus

Kui aja jooksul τ mahus VΔ võrra muudetud reagendi või produkti kogus n, Reaktsiooni kiirus:

Monomolekulaarse reaktsiooni jaoks A →…:

v = k c(A).

Bimolekulaarse reaktsiooni jaoks A + B → ...:

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

Trimolekulaarse reaktsiooni jaoks A + B + C → ...:

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

Keemilise reaktsiooni kiiruse muutmine

Kiirusreaktsioon suurendama:

1) keemiliselt aktiivne reaktiivid;

2) edendamine reaktiivi kontsentratsioonid;

3) suurendama

4) edendamine temperatuur;

5) katalüsaatorid. Kiirusreaktsioon vähendada:

1) keemiliselt mitteaktiivne reaktiivid;

2) alandamine reaktiivi kontsentratsioonid;

3) vähenema tahkete ja vedelate reaktiivide pinnad;

4) alandamine temperatuur;

5) inhibiitorid.

*Temperatuuri kiirustegur(γ) on võrdne arvuga, mis näitab, mitu korda suureneb reaktsioonikiirus, kui temperatuur tõuseb kümne kraadi võrra:

Keemiline tasakaal

* Massitegevuse seadus keemiline tasakaal: tasakaalus tootesuhe molaarsed kontsentratsioonid tooted kraadides võrdsed

Nende stöhhiomeetrilised koefitsiendid, mis saadakse reagentide molaarsete kontsentratsioonide korrutises võimsustes, mis on võrdsed nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega, konstantsel temperatuuril on konstantne väärtus (kontsentratsiooni tasakaalukonstant).

Pöörduva reaktsiooni keemilise tasakaalu seisundis:

aA + bB + … ↔ dD + fF + …

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

*Keemilise tasakaalu nihkumine toodete moodustumise suunas

1) Reaktiivide kontsentratsiooni suurendamine;

2) toodete kontsentratsiooni vähendamine;

3) temperatuuri tõus (endotermilise reaktsiooni korral);

4) temperatuuri langus (eksotermilise reaktsiooni korral);

5) rõhu tõus (mahu vähenemisega toimuva reaktsiooni korral);

6) rõhu langus (mahu suurenemisega toimuva reaktsiooni korral).

Vahetage reaktsioonid lahuses

Elektrolüütiline dissotsiatsioon– ioonide (katioonide ja anioonide) moodustumise protsess, kui teatud ained lahustuvad vees.

happed moodustuvad vesinikkatioonid Ja happe anioonid, Näiteks:

HNO3 = H+ + NO3¯

Kell elektrolüütiline dissotsiatsioon põhjustel moodustuvad metalli katioonid ja hüdroksiidioonid, näiteks:

NaOH = Na + + OH¯

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ajal soolad(keskmine, kahekordne, segatud) moodustuvad metalli katioonid ja happeanioonid, näiteks:

NaNO3 = Na+ + NO3¯

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

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni ajal happe soolad moodustuvad metalli katioonid ja happe hüdroanioonid, näiteks:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Mõned tugevad happed

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

Mõned tugevad põhjused

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

Dissotsiatsiooniaste α– dissotsieerunud osakeste arvu ja algosakeste arvu suhe.

Püsival helitugevusel:

Ainete klassifikatsioon dissotsiatsiooniastme järgi

Berthollet' reegel

Vahetusreaktsioonid lahuses kulgevad pöördumatult, kui tulemuseks on sade, gaas või nõrk elektrolüüt.

Näited molekulaar- ja ioonreaktsiooni võrranditest

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

"Täielik" iooniline võrrand: Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Сl¯

"Lühike" ioonvõrrand: Cu 2+ + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓

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

"Täielik" ioonvõrrand: FeS + 2H + + 2Сl¯ = Fe 2+ + 2Сl¯ + H 2 S

"Lühike" ioonvõrrand: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S

3. Molekulaarvõrrand: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3

"Täielik" ioonvõrrand: 3H + + 3NO 3 ¯ + 3K + + PO 4 3- = H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯

"Lühike" ioonvõrrand: 3H + + PO 4 3- = H 3 PO 4

* Vesiniku väärtus

(pH) pH = – log = 14 + log

*lahjendatud vesilahuste pH vahemik

pH 7 (neutraalne keskkond)

Näited vahetusreaktsioonidest

Neutraliseerimisreaktsioon- vahetusreaktsioon, mis tekib happe ja aluse vastasmõjul.

1. Leelis + tugev hape: Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

Ba 2+ + 2ON¯ + 2H + + 2Сl¯ = Ba 2+ + 2Сl¯ + 2Н 2 O

H + + OH¯ = H2O

2. Kergelt lahustuv alus + tugev hape: Cu(OH) 2(t) + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl¯ = Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O

* Hüdrolüüs– vahetusreaktsioon aine ja vee vahel aatomite oksüdatsiooniastmeid muutmata.

1. Kahekomponentsete ühendite pöördumatu hüdrolüüs:

Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3

2. Soolade pöörduv hüdrolüüs:

A) Tekib sool tugeva aluse katioon ja tugev happeanioon:

NaCl = Na + + Сl¯

Na + + H2O ≠ ;

Cl¯ + H2O ≠

Hüdrolüüsi ei toimu; neutraalne keskkond, pH = 7.

B) Tekib sool tugev aluse katioon ja nõrk happeanioon:

Na 2S = 2Na + + S 2-

Na + + H2O ≠

S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯

Hüdrolüüs aniooniga; aluseline keskkond, pH >7.

B) Tekib sool nõrga või vähelahustuva aluse katioon ja tugeva happe anioon:

Sissejuhatava fragmendi lõpp.

Teksti pakub liters LLC.

Raamatu eest saate turvaliselt tasuda Visa, MasterCardi, Maestro pangakaardiga või oma kontolt mobiiltelefon, makseterminalist, MTS-i või Svyaznoy salongis, PayPali, WebMoney, Yandex.Money, QIWI rahakoti, boonuskaartide või mõne muu teile sobiva meetodi kaudu.