Mărimea și dimensiunea ei	Raport
Masa atomică a elementului X (relativă)
Numărul de serie al elementului	Z= N(e –) = N(r +)
Fracția de masă a elementului E în substanța X, în fracții de unitate, în %)
Cantitatea de substanță X, mol
Cantitatea de substanță gazoasă, mol	V m= 22,4 l/mol (n.s.) Bine. – r= 101 325 Pa, T= 273 K
Masa molară a substanței X, g/mol, kg/mol
Masa substanței X, g, kg	m(X) = n(X) M(X)
Volumul molar de gaz, l/mol, m3/mol	V m= 22,4 l/mol la N.S.
Volumul gazului, m3	V = V m × n
Randamentul produsului
Densitatea substanței X, g/l, g/ml, kg/m3
Densitatea substanței gazoase X prin hidrogen
Densitatea substanței gazoase X în aer	M(aer) = 29 g/mol
Legea gazelor Unite
Ecuația Mendeleev-Clapeyron	PV = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Fracția volumică a unei substanțe gazoase într-un amestec de gaze, în fracțiuni de unitate sau în %
Masa molară a unui amestec de gaze
Fracția molară a unei substanțe (X) într-un amestec
Cantitatea de căldură, J, kJ	Q = n(X) Q(X)
Efectul termic al reacției	Q =–H
Căldura de formare a substanței X, J/mol, kJ/mol
Viteză reacție chimică(mol/lsec)
Legea acțiunii în masă (pentru o reacție simplă)	o A+ V B= Cu C + d D u = k Cu o(A) Cu V(B)
regula lui Van't Hoff
Solubilitatea substanței (X) (g/100 g solvent)
Fracția de masă a substanței X în amestecul A + X, în fracții de unitate, în %
Greutatea soluției, g, kg	m(rr) = m(X)+ m(H2O) m(rr) = V(rr)  (rr)
Fracția de masă a substanței dizolvate în soluție, în fracțiuni de unitate, în %
Densitatea soluției
Volumul soluției, cm 3, l, m 3
Concentrație molară, mol/l
Gradul de disociere a electroliților (X), în fracțiuni de unitate sau %
Produs ionic al apei	K(H2O) =
valoarea pH-ului	pH = –lg

Principal:

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

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

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

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

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

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

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

Adiţional:

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

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

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

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

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

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

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

Kaverina A.A. Banca optimă de sarcini pentru pregătirea elevilor. Examenul Unificat de Stat 2012. Chimie. Tutorial./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 p.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Sarcini de testare pe lângă testele pentru studenții cursurilor pregătitoare prin corespondență de 10 luni (instrucțiuni metodologice). Krasnodar, 2004. – P. 18 – 70.

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

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

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

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

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

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

Lista site-urilor web despre chimie:

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

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

http:// www. informika. ru/ text/ baza de date/ chimie/ ÎNCEPUT. html

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

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

Resurse de internet

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

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

http:// www. informika. ru/ text/ baza de date/ chimie/ ÎNCEPUT. html

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

http://www.classchem.narod.ru

Profesor de chimie. http://www.

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

- resurse educaționale pe Internet despre chimie http://schoolchemistry.by.ru/ - chimie școlară. Acest site are posibilitatea de a susține teste on-line pe diverse subiecte, precum și opțiuni demo

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

hij

Cuvinte cheie: Chimie clasa a VIII-a. Toate formulele și definițiile, simbolurile mărimilor fizice, unitățile de măsură, prefixele pentru desemnarea unităților de măsură, relațiile dintre unități, formule chimice, definiții de bază, pe scurt, tabele, diagrame.
1. Simboluri, denumiri și unități de măsură

unele mărimi fizice utilizate în chimie	Cantitatea fizică	Desemnare
Unitate de măsură	Timp	Cu
t	Presiune	p
Pa, kPa	ν	Cantitatea de substanță
alunita	Masa de substanta	m
kg, g	ω	Fracție de masă
Fără dimensiuni	Masa molara	M
kg/mol, g/mol	Volumul molar	Vn
m3/mol, l/mol	Volumul substanței	V
m 3, l		Fracție de masă
Fracție de volum	Masa atomică relativă	Fracție de masă
	A r	Fracție de masă
M r	Densitatea relativă a gazului A la gazul B D	Fracție de masă
B (A)	r	Densitatea materiei
kg/m3, g/cm3, g/ml	constanta lui Avogadro	N / A
1/mol	Temperatura absolută	T
K (Kelvin)	Timp	Temperatura în Celsius
°C (grade Celsius)	Efectul termic al unei reacții chimice	Q

kJ/mol

2. Relații între unitățile de mărimi fizice

3. Formule chimice în clasa a VIII-a

• 4. Definiții de bază în clasa a VIII-a Atom
• - cea mai mică particulă indivizibilă din punct de vedere chimic a unei substanțe. Element chimic
• - un anumit tip de atom. Moleculă - cea mai mică particulă a unei substanțe care își păstrează compoziția și proprietăți chimice
• și format din atomi. Substanțe simple
• - substante ale caror molecule constau din atomi de acelasi tip. Substanțe complexe
• - substante ale caror molecule constau din atomi de diferite tipuri. Compoziția calitativă a substanței
• arată din ce atomi de elemente constă. Compoziția cantitativă a substanței
• arată numărul de atomi ai fiecărui element din compoziția sa. Formula chimică - înregistrarea condiționată a compoziției calitative și cantitative a unei substanțe care utilizează simboluri chimice
• și indici. Unitatea de masă atomică
• (amu) - o unitate de măsură a masei atomice, egală cu masa a 1/12 dintr-un atom de carbon 12 C. Cârtiță
• kg/m3, g/cm3, g/ml (- cantitatea de substanță care conține un număr de particule egal cu numărul de atomi în 0,012 kg de carbon 12 C. N / A
• = 6*10 23 mol -1) - numărul de particule conținute într-un mol. (M Masa molară a unei substanțe
• Fracție de volum) este masa unei substanțe luate în cantitate de 1 mol. element O - raportul dintre masa unui atom al unui element dat m 0 la 1/12 din masa unui atom de carbon 12 C.
• Greutatea moleculară relativă substante M O - raportul dintre masa unei molecule dintr-o substanță dată la 1/12 din masa unui atom de carbon 12 C. Masa moleculară relativă este egală cu suma maselor atomice relative ale elementelor chimice care formează compusul, luând luând în considerare numărul de atomi ai unui element dat.
• kg, g element chimic ω(X) arată care parte a rudei greutate moleculară substanța X cade pe un element dat.

PREDAREA ATOMICO-MOLECULARĂ
1. Exista substante cu structura moleculara si nemoleculara.
2. Există goluri între molecule, ale căror dimensiuni depind de starea de agregare a substanței și de temperatură.
3. Moleculele sunt în mișcare continuă.
4. Moleculele sunt formate din atomi.
6. Atomii se caracterizează printr-o anumită masă și dimensiune.
La fenomene fizice moleculele sunt conservate, dar sunt de obicei distruse prin reacții chimice. Atomi la fenomene chimice rearanjați pentru a forma molecule de substanțe noi.

LEGEA COMPOZIȚII CONSTANTE A MATERIEI
Fiecare substanță chimic pură cu structură moleculară, indiferent de metoda de preparare, are o compoziție calitativă și cantitativă constantă.

VALENŢĂ
Valența este proprietatea unui atom al unui element chimic de a atașa sau înlocui un anumit număr de atomi ai altui element.

REACȚIE CHIMICĂ
O reacție chimică este un fenomen în urma căruia se formează alte substanțe dintr-o substanță. Reactanții sunt substanțe care intră într-o reacție chimică. Produșii de reacție sunt substanțe formate ca urmare a unei reacții.
Semne ale reacțiilor chimice:
1. Degajare de căldură (lumină).
2. Schimbarea culorii.
3. Apare mirosul.
4. Formarea sedimentului.
5. Degajare de gaz.

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

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

4. Definiții de bază în clasa a VIII-a– o particulă neutră formată dintr-un nucleu pozitiv și electroni.

- un anumit tip de atom.– un grup stabil de atomi legați prin legături chimice.

- cea mai mică particulă indivizibilă din punct de vedere chimic a unei substanțe.– un tip de atomi cu aceeași sarcină nucleară. Element denotă

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

Izotopi– atomi ai aceluiași element având numere de masă diferite.

Fracție de volum(A r) – raport greutate medie un atom al unui element cu compoziție izotopică naturală la 1/12 din masa unui atom al izotopului de carbon 12 C.

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

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

(amu) - o unitate de măsură a masei atomice, egală cu masa a 1/12 dintr-un atom de carbon 12 C.- cantitatea de substanță care conține atât de mult unități structurale(atomi, molecule, ioni), câți atomi sunt conținute în 0,012 kg de izotop de carbon 12 C. (amu) - o unitate de măsură a masei atomice, egală cu masa a 1/12 dintr-un atom de carbon 12 C.– cantitatea unei substanţe care conţine 6,02 10 23 unităţi structurale (atomi, molecule, ioni).

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

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

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

M = m/n, unde: m = M nŞi n = m/M.

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

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

V M = V/n, unde: V = V MnŞi n = V/V M .

Rezultatul este o formulă generală:

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

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

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

Reacții de schimb în sarcina masa molara echivalenți de substanțe

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

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

Legea echivalentelor– masele reactanților 1 și 2 sunt proporționale cu masele molare ale echivalenților lor. m 1 / m 2= M E1/M E2, sau m1/M E1 = m2/M E2, sau n 1 = n 2, Unde m 1Şi m 2- mase a două substanțe, M E1Şi M E2– mase molare de echivalenți, n 1Şi n 2– numărul de echivalenți ai acestor substanțe.

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

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

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

2. Structura atomică și Legea periodică

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

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

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

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

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

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

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

Numărul cuantic magneticm 1 caracterizează orientarea momentului magnetic orbital, egal cu euîn spațiu față de exterior câmp magneticși ia valori: – l,…-1, 0, 1,…l, adică totală (2l + 1) valoare. De exemplu, dacă l = 2, atunci m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

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

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

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

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

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

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

Forma grafică a regulii lui Klechkovsky.

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

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

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

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

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

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

a) pe niveluri)2)8)5;

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

c) prin orbital

Exemple de formule electronice ale unor atomi și ioni:

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

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

3. Legatura chimica

3.1. Metoda legăturii de valență

Conform metodei legăturii de valență, o legătură între atomii A și B se formează prin împărțirea unei perechi de electroni.

Legătura covalentă. Legătura donator-acceptator.

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

Valenta atomilor

De exemplu, pentru carbon și sulf:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

3.2. Teoria orbitalului molecular

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

Condiții de interacțiune a SA

1. AO interacționează dacă au energii similare.

2. AO interacționează dacă se suprapun.

3. AO interacționează dacă au simetria adecvată.

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

Dacă un MO dat are o axă de simetrie,

Dacă un MO dat are un plan de simetrie,

Dacă MO are două planuri perpendiculare simetrie.

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

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

Interacțiunea atomilor 1s-AO din prima perioadă (H și He) duce la formarea legăturii?-MO și antilegarea?*-MO:

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

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

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

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

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

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

3.3. Unele tipuri de conexiuni

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

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

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

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

4. Modele ale proceselor chimice

4.1. Termochimie

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

Reacțiile care apar la absorbția energiei sunt: endotermic.

Reacțiile care implică eliberarea de energie sunt: exotermic.

Tipuri de energie: căldură, lumină, electrice, chimice, energie nucleară etc.

Tipuri de energie: cinetic și potențial.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

4.2. Cinetica chimică

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

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

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

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

Pentru reacție

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

v 1 = k 1 ? [A] m ? [B]n și

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

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

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

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

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

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

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

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

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

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

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

k = A? e - E/(RT)

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

4.3. Echilibru chimic

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

Un exemplu de reacție reversibilă este reacția

N2 + 3H2-2NH3.

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

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

K = O – reacția directă nu are loc;

K =? – reacția directă merge până la capăt;

K > 1 – echilibrul deplasat spre dreapta;

LA< 1 – echilibrul este deplasat spre stânga.

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

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

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

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

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

5. Reacții redox

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

Oxidare– procesul de donare de electroni.

Recuperare– procesul de adăugare a electronilor.

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

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

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

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

Reductanții, renunțând la electroni, trec în formă oxidată:

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

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

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

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

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

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

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

?G = – nF?E 0 sau? E = (RT/nF) ln K.

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

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

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

Surse de curent chimic

Celulele galvanice– dispozitive care transformă energia unei reacții chimice în energie electrica.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Reacția totală poate fi scrisă astfel:

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

6. Soluții

6.1. Concentrarea solutiilor

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

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

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

6.2. Disocierea electrolitică

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

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

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

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

Electroliți slabi(pentru ei?<< 1) – Н 2 O, NH 4 OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, CH 3 COOH и другие.

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

CaCO3v + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2^

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

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

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

6.3. Disociarea electroliților slabi

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

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

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

Acizii polibazici se disociază treptat:

H3P04-H+ + H2P04?

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

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

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

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

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

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

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

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

6.4. Disocierea electroliților puternici

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

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

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

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

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

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

eu = 0,52?s z 2 .

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

Coeficienții de activitate ionică pot fi determinați folosind următorul tabel:

6.5 Produs ionic al apei. valoarea pH-ului

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

H20-H++ OH?.

Pe baza legii acțiunii masei, pentru acest echilibru:

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

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

Produs ionic apă– produsul concentraţiilor [H + ] şi – este o valoare constantă la temperatură constantă şi egală cu 10 -14 la 22°C.

Produsul ionic al apei crește odată cu creșterea temperaturii.

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

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

Valoarea pH-ului caracterizează reacția mediului.

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

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

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

6.6. Soluții tampon

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

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

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

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

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

6.7. Hidroliza sărurilor

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

Exemple de ecuații de reacție de hidroliză.

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

Na2C03 + H20 - NaHC03 + NaOH

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

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

În a doua etapă, hidroliza practic nu are loc.

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

AlCI3 + H20 - (AlOH)CI2 + HCI

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

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

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

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

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

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

CH3COONH4 + H2O - CH3COOH + NH4OH

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

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

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

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

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

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

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

= capрOH = – log, рН = 14 – рOH.

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

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

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

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

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

[H + ] = cap pH = – log.

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

6.8. Teoria protolitică a acizilor și bazelor

Protoliza– procesul de transfer de protoni.

Protoliți– acizi și baze care donează și acceptă protoni.

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

H2CO3 + H2O - H3O+ + HCO3?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H20-2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

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

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

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

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

HCO3? – acid.

HCO3? + H2O - H2CO3 + OH?

HCO3? – fundație.

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

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

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

HA + H2O - H3O + + A?,

O? + H2O - HA + OH?,

7. Constanta de solubilitate. Solubilitate

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

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

Legea acțiunii masei aplicată echilibrului dintre precipitat și soluție dă:

Deoarece = const,

LA = Ks(AgCl) = .

În general avem:

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

K s ( O m B n)= [A +n ] m[ÎN -m ] n .

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

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

Solubilitatea compușilor este legată de produsul lor de solubilitate.

Condiție de precipitare și dizolvare a sedimentului

În cazul AgCl: AgCl - Ag ++ Cl?

K s= :

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

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

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

8. Compuși de coordonare

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

Pentru K 3:

ionii din sfera exterioară – 3K +,

ion sferă interioară – 3-,

agent de complexare – Fe 3+,

liganzi – 6CN?, dintația lor – 1,

numărul de coordonare – 6.

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

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

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

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

CI—clorură de diammine argint(I);

SO 4 – sulfat de cupru(II) tetramină;

K 3 – hexacianoferat de potasiu(III).

Chimic conexiune.

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

Ion complex diamagnetic Fe(CN) 6 4-.

Ioni de cianura – donor

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

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

Ion complex paramagnetic FeF 6 3-.

Ionul de fluor este un donator.

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

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

Disocierea compușilor de coordonare.

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

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

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

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

Culegere de formule de bază curs şcolar chimie

Culegere de formule de bază pentru un curs școlar de chimie

G. P. Loginova

Elena Savinkina

E. V. Savinkina G. P. Loginova

Culegere de formule de bază în chimie

Ghidul de buzunar al elevului

Chimie generală

Cele mai importante concepte și legi chimice

- cea mai mică particulă indivizibilă din punct de vedere chimic a unei substanțe.- Asta anumit tip atomi cu aceeași sarcină nucleară.

Fracție de volum(A r) arată de câte ori este mai mare masa unui atom al unui element chimic dat decât masa unui atom de carbon-12 (12 C).

substanta chimica– o colecție de orice particule chimice.

Particule chimice

Unitatea de formulă– o particulă condiționată, a cărei compoziție corespunde datei formula chimica, De exemplu:

Ar – substanță argon (constă din atomi de Ar),

H 2 O – substanța apă (constă din molecule de H 2 O),

KNO 3 – substanță azotat de potasiu (constă din cationi K + și anioni NO 3 ¯).

Relaţiile dintre mărimi fizice

Masa atomică element (relativ). B, A r (B):

Unde *T(atom B) – masa unui atom al elementului B;

*t și– unitatea de masă atomică;

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

Pa, kPa B, n(B), mol:

Unde N(B)– numărul de particule B;

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

= 6*10 23 mol -1) - numărul de particule conținute într-un mol. V, M(V), g/mol:

Unde televizor)- masa B.

Volumul molar al gazuluiÎN, V M l/mol:

Unde V M = 22,4 l/mol (consecință din legea lui Avogadro), în condiții normale (n.s. - presiunea atmosferică p = 101.325 Pa (1 atm); temperatura termodinamica T = 273,15 K sau temperatura Celsius t = 0 °C).

B pentru hidrogen, D(gaz B prin H2):

* Densitatea substanței gazoaseÎN pe calea aerului, D(gaz B peste aer): Fracția de masă a elementului E în materie V, w(E):

Unde x este numărul de atomi de E din formula substanței B

Structura atomului și Legea periodică D.I. Mendeleev

Numărul de masă (A) - număr total protoni și neutroni din nucleul atomic:

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

Sarcina nucleara atomica (Z)egală cu numărul protoni din nucleu și numărul de electroni din atom:

Z = N(p+) = N(e¯).

Izotopi– atomi ai aceluiași element, care diferă prin numărul de neutroni din nucleu, de exemplu: potasiu-39: 39 K (19 p + , 20n 0, 19e¯); potasiu-40: 40 K (19 p+, 21n 0, 19e¯).

*Niveluri și subniveluri de energie

*Orbital atomic(AO) caracterizează regiunea spațiului în care probabilitatea ca un electron cu o anumită energie să fie localizat este cea mai mare.

*Forme ale orbitalilor s și p

Legea periodică și sistemul periodic D.I. Mendeleev

Proprietățile elementelor și compușilor acestora se repetă periodic cu creșterea numărului atomic, care este egal cu sarcina nucleului atomului elementului.

Numărul perioadei corespunde numărul de niveluri de energie pline cu electroni,și reprezintă ultimul nivel de energie care trebuie umplut(UE).

Grupa numarul A spectacole Şi Ave.

Grupa numarul B spectacole numărul de electroni de valență nsŞi (n – 1)d.

Secțiunea elementelor S– subnivelul de energie (ESL) este umplut cu electroni ns-EPU– grupele IA- și IIA, H și He.

Secțiunea elementelor P– umplut cu electroni np-EPU– IIIA-VIIIA-grupe.

Secțiunea elementelor D– umplut cu electroni (p- 1) d-EPU – IB-VIIIB2-grupuri.

secțiunea de elemente f– umplut cu electroni (pag-2) f-EPU – lantanide și actinide.

Modificări în compoziția și proprietățile compușilor cu hidrogen ai elementelor din perioada a 3-a Tabel periodic

Nevolatil, se descompune cu apa: NaH, MgH 2, AlH 3.

Volatil: SiH4, PH3, H2S, HCI.

Modificări în compoziția și proprietățile oxizilor și hidroxizilor superiori ai elementelor din perioada a 3-a a tabelului periodic

De bază: Na2O – NaOH, MgO – Mg(OH)2.

Amfoter: Al 2 O 3 – Al(OH) 3.

Acid: 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.

Legatura chimica

Electronegativitatea(χ) este o mărime care caracterizează capacitatea unui atom dintr-o moleculă de a dobândi o sarcină negativă.

Mecanisme de formare a legăturilor covalente

Mecanism de schimb- suprapunerea a doi orbitali ai atomilor vecini, fiecare dintre care avea cate un electron.

Mecanismul donor-acceptor– suprapunerea unui orbital liber al unui atom cu un orbital al altui atom care conține o pereche de electroni.

Suprapunerea orbitalilor în timpul formării legăturilor

*Tipul de hibridizare - formă geometrică particule – unghiul dintre legături

Hibridizarea orbitalilor atomului central– alinierea energiei și formei lor.

sp– liniar – 180°

sp 2– triunghiular – 120°

sp 3– tetraedric – 109,5°

sp 3 d– trigonal-bipiramidal – 90°; 120°

sp 3 d 2– octaedric – 90°

Amestecuri și soluții

Soluţie- un sistem omogen format din două sau mai multe substanțe, al cărui conținut poate fi variat în anumite limite.

Soluţie: solvent (de ex. apă) + dizolvat.

Soluții adevărate conțin particule mai mici de 1 nanometru.

Soluții coloidale conțin particule cu dimensiuni cuprinse între 1 și 100 nanometri.

Amestecuri mecanice(suspensiile) conțin particule mai mari de 100 de nanometri.

Suspensie=> solid + lichid

Emulsie=> lichid + lichid

Spumă, ceață=> gaz + lichid

Se separă amestecurile eterogene decantare si filtrare.

Se separă amestecurile omogene evaporare, distilare, cromatografie.

Soluție saturată este sau poate fi în echilibru cu solutul (dacă solutul este solid, atunci excesul său se află în precipitat).

Solubilitate– continutul de substanta dizolvata intr-o solutie saturata la o temperatura data.

Soluție nesaturată Mai puțin,

Soluție suprasaturată conţine dizolvat Mai mult, decât solubilitatea sa la o temperatură dată.

Relații dintre mărimile fizico-chimice în soluție

Fracția de masă a soluțieiÎN, w(B); fracțiune de unitate sau %:

Unde televizor)- masa B,

t(r)– masa soluției.

Greutatea soluției, m(p), g:

m(p) = m(B) + m(H2O) = V(p) ρ(p),

unde F(p) este volumul soluției;

ρ(p) – densitatea soluției.

Volumul soluției, V(p), l:

Concentrația molară, s(V), mol/l:

Unde n(B) este cantitatea de substanță B;

M(B) – masa molară a substanței B.

Modificarea compoziției soluției

Diluarea soluției cu apă:

> televizor)= t(B);

> masa soluției crește cu masa apei adăugate: m"(p) = m(p) + m(H20).

Evaporarea apei dintr-o soluție:

> masa substanței dizolvate nu se modifică: t"(B) = t(B).

> masa soluției scade cu masa apei evaporate: m"(p) = m(p) – m(H2O).

Îmbinând două soluții: Masele soluțiilor, precum și masele substanței dizolvate, se adună:

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

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

Picătură de cristal: masa solutului și masa soluției sunt reduse cu masa cristalelor precipitate:

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

Masa de apă nu se modifică.

Efectul termic al unei reacții chimice

*Entalpia de formare a unei substanțe ΔH°(B), kJ/mol, este entalpia reacției de formare a 1 mol dintr-o substanță din substanțe simple în stările lor standard, adică la presiune constantă (1 atm pentru fiecare gaz din sistem sau la un presiune de 1 atm în absența participanților la reacția gazoasă) și temperatură constantă (de obicei 298 K , sau 25 °C).

* Efectul termic al unei reacții chimice (legea lui Hess)

Q = ΣQ(produse) - ΣQ(reactivi).

ΔН° = ΣΔН°(produse) – Σ ΔН°(reactivi).

Pentru reacție aA + bB +… = dD + eE +…

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

Unde a, b, d, e– cantități stoechiometrice de substanțe corespunzătoare coeficienților din ecuația de reacție.

Viteza de reacție chimică

Dacă în timpul τ în volum V cantitatea de reactant sau produs modificată de Δ n, viteza de reactie:

Pentru o reacție monomoleculară A →…:

v = k c(A).

Pentru reacția bimoleculară A + B → ...:

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

Pentru reacția trimoleculară A + B + C → ...:

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

Modificarea vitezei unei reacții chimice

Viteza de reacție crește:

1) chimic activ reactivi;

2) promovare concentrații de reactiv;

3) crește

4) promovare temperatură;

5) catalizatori. Viteza de reacție reduce:

1) chimic inactiv reactivi;

2) retrogradare concentrații de reactiv;

3) scădere suprafețe de reactivi solizi și lichizi;

4) retrogradare temperatură;

5) inhibitori.

*Coeficient de viteză de temperatură(γ) este egal cu un număr care arată de câte ori crește viteza de reacție atunci când temperatura crește cu zece grade:

Echilibru chimic

*Legea acțiunii în masă pentru echilibru chimic: în echilibru raportul de produs concentratii molare produse în grade egale

Coeficienții lor stoichiometrici, la produsul concentrațiilor molare ale reactanților în puteri egale cu coeficienții lor stoichiometrici, la o temperatură constantă este o valoare constantă. (constanta de echilibru a concentratiei).

Într-o stare de echilibru chimic pentru o reacție reversibilă:

aA + bB + … ↔ dD + fF + …

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

* Schimbarea echilibrului chimic spre formarea de produse

1) Creșterea concentrației de reactivi;

2) reducerea concentrației produselor;

3) creșterea temperaturii (pentru o reacție endotermă);

4) scăderea temperaturii (pentru o reacție exotermă);

5) creșterea presiunii (pentru o reacție care are loc cu o scădere a volumului);

6) scăderea presiunii (pentru o reacție care are loc cu creșterea volumului).

Reacții de schimb în soluție

Disocierea electrolitică– procesul de formare a ionilor (cationi si anioni) cand anumite substante sunt dizolvate in apa.

acizi sunt formate cationi de hidrogenŞi anioni acizi, De exemplu:

HNO3 = H + + NO3¯

La disociere electrolitică motive sunt formate cationi metaliciși ioni de hidroxid, de exemplu:

NaOH = Na + + OH¯

În timpul disocierii electrolitice săruri(medii, duble, mixte) se formează cationi metaliciși anioni acizi, de exemplu:

NaNO 3 = Na + + NO 3 ¯

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

În timpul disocierii electrolitice săruri acide sunt formate cationi metaliciși hidroanioni acizi, de exemplu:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Unii acizi tari

HBr, HCl, HClO4, H2Cr2O7, HI, HMnO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, H2CrO4

Câteva motive puternice

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

Gradul de disociere α– raportul dintre numărul de particule disociate și numărul de particule inițiale.

La volum constant:

Clasificarea substanţelor după gradul de disociere

regula lui Berthollet

Reacțiile de schimb în soluție au loc ireversibil dacă rezultatul este formarea unui precipitat, gaz sau electrolit slab.

Exemple de ecuații ale reacțiilor moleculare și ionice

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

"Complet" ecuația ionică: Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Сl¯

Ecuația ionică „scurtă”: Cu 2+ + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓

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

Ecuația ionică „completă”: FeS + 2H + + 2Сl¯ = Fe 2+ + 2Сl¯ + H 2 S

Ecuația ionică „scurtă”: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S

3. Ecuația moleculară: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3

Ecuația ionică „completă”: 3H + + 3NO 3 ¯ + 3K + + PO 4 3- = H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯

Ecuația ionică „scurtă”: 3H + + PO 4 3- = H 3 PO 4

*Indice de hidrogen

(pH) pH = – log = 14 + log

*Interval PH pentru soluții apoase diluate

pH 7 (mediu neutru)

Exemple de reacții de schimb

Reacția de neutralizare- o reacție de schimb care are loc atunci când un acid și o bază interacționează.

1. Alcali + acid puternic: Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

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

H + + OH¯ = H2O

2. Bază ușor solubilă + acid puternic: 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 + = Cu2+ + 2H2O

*Hidroliză– o reacție de schimb între o substanță și apă fără modificarea stărilor de oxidare ale atomilor.

1. Hidroliza ireversibilă a compuşilor binari:

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

2. Hidroliza reversibilă a sărurilor:

A) Se formează sare un cation de bază puternic și un anion acid puternic:

NaCl = Na + + Сl¯

Na + + H20 ≠ ;

CI¯ + H2O ≠

Nu există hidroliză; mediu neutru, pH = 7.

B) Se formează sare un cation de bază puternic și un anion acid slab:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Na + + H20 ≠

S2- + H2O ↔ HS¯ + OH¯

Hidroliza prin anion; mediu alcalin, pH >7.

B) Se formează sare un cation al unei baze slabe sau ușor solubile și un anion al unui acid puternic:

Sfârșitul fragmentului introductiv.

Text furnizat de liters LLC.

Puteți plăti în siguranță pentru carte folosind un card bancar Visa, MasterCard, Maestro sau din contul dvs telefon mobil, dintr-un terminal de plată, într-un salon MTS sau Svyaznoy, prin PayPal, WebMoney, Yandex.Money, QIWI Wallet, carduri bonus sau orice altă metodă convenabilă pentru dvs.