Põhilised keemilised valemid. Põhivalemid ülesannete lahendamiseks. Keemilise reaktsiooni kiirus

Märksõnad: Keemia 8. klass. Kõik valemid ja definitsioonid, 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	mõõtühik
Aeg	t	koos
Surve	lk	Pa, kPa
Aine kogus	ν	sünnimärk
Aine mass	m	kg, g
Massiosa	ω	Mõõtmeteta
Molaarmass	M	kg/mol, g/mol
Molaarne maht	V n	m 3 / mol, l / mol
Aine maht	V	m 3, l
Mahuosa		Mõõtmeteta
Suhteline aatommass	A r	Mõõtmeteta
	Härra	Mõõtmeteta
Gaasi A suhteline tihedus gaasi B suhtes	D B (A)	Mõõtmeteta
Aine tihedus	R	kg / m 3, g / cm 3, g / ml
Avogadro konstant	N A	1/mol
Absoluutne temperatuur	T	K (Kelvin)
Celsiuse temperatuur	t	°С (Celsiuse kraadid)
Keemilise reaktsiooni termiline mõju	K	kJ/mol

2. Seosed füüsikaliste suuruste ühikute vahel

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 ning 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 aatomitest see koosneb.
• Aine kvantitatiivne koostis näitab iga elemendi aatomite arvu selle koostises.
• Keemiline valem- aine kvalitatiivse ja kvantitatiivse koostise tingimuslik registreerimine keemiliste sümbolite ja indeksite abil.
• Aatommassi ühik(amu) - aatomi massi 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 \u003d 6 * 10 23 mol -1) - ühes moolis sisalduvate osakeste arv.
• Aine molaarmass (M ) on 1 mol koguses võetud aine mass.
• Suhteline aatommass element AGA r - antud elemendi aatomi massi suhe m 0 ja 1/12 süsinikuaatomi massist 12 C.
• Suhteline molekulmass ained M r - antud aine molekuli massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe 12 C. Suhteline molekulmass on võrdne ühendit moodustavate keemiliste elementide suhteliste aatommasside summaga, võttes arvesse selle elemendi aatomite arvu.
• Massiosa keemiline element ω(X) näitab, millise osa aine X suhtelisest molekulmassist moodustab see element.

Aatomi-Molekulaaruuringud
1. On molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga aineid.
2. Molekulide vahel on tühimikud, mille mõõtmed sõltuvad aine agregatsiooniseisundist ja temperatuurist.
3. Molekulid on pidevas liikumises.
4. Molekulid koosnevad aatomitest.
6. Aatomeid iseloomustab teatud mass ja suurus.
Füüsikalistes nähtustes molekulid säilivad, keemilistes nähtustes reeglina hävivad. Aatomid keemilistes nähtustes asetsevad ümber, moodustades uute ainete molekule.

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

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

KEEMILINE REAKTSIOON
Keemiline reaktsioon on protsess, mille käigus ühest ainest moodustub teine ​​aine. Reaktiivid on ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis. Reaktsiooniproduktid on ained, mis tekivad reaktsiooni tulemusena.
Keemiliste reaktsioonide märgid:
1. Soojuse (valguse) eraldumine.
2. Värvimuutus.
3. Lõhna välimus.
4. Sademed.
5. Gaasi vabastamine.

Kontrollige teavet. On vaja kontrollida faktide täpsust ja selles artiklis esitatud teabe usaldusväärsust. Vestluslehel on arutelu teemal: Kahtlused terminoloogias. Keemiline valem ... Wikipedia

Keemiline valem peegeldab teavet ainete koostise ja struktuuri kohta keemiliste märkide, numbrite ja eraldussulgude abil. Praegu eristatakse järgmist tüüpi keemilisi valemeid: Lihtsaim valem. Saab kogenud ... ... Wikipediast

Keemiline valem peegeldab teavet ainete koostise ja struktuuri kohta keemiliste märkide, numbrite ja eraldussulgude abil. Praegu eristatakse järgmist tüüpi keemilisi valemeid: Lihtsaim valem. Saab kogenud ... ... Wikipediast

Keemiline valem peegeldab teavet ainete koostise ja struktuuri kohta keemiliste märkide, numbrite ja eraldussulgude abil. Praegu eristatakse järgmist tüüpi keemilisi valemeid: Lihtsaim valem. Saab kogenud ... ... Wikipediast

Keemiline valem peegeldab teavet ainete koostise ja struktuuri kohta keemiliste märkide, numbrite ja eraldussulgude abil. Praegu eristatakse järgmist tüüpi keemilisi valemeid: Lihtsaim valem. Saab kogenud ... ... Wikipediast

Põhiartikkel: Anorgaanilised ühendid Anorgaaniliste ühendite loend elementide kaupa anorgaaniliste ühendite teabeloend, mis on esitatud iga aine kohta tähestikulises järjekorras (valemi järgi), elementide vesinikhapped (koos nende ... ... Wikipedia

See artikkel või jaotis vajab ülevaatamist. Palun täiustage artiklit vastavalt artiklite kirjutamise reeglitele ... Vikipeedia

Keemiline võrrand (keemilise reaktsiooni võrrand) on keemilise reaktsiooni tingimuslik kirje, kasutades keemilisi valemeid, arvulisi koefitsiente ja matemaatilisi sümboleid. Keemilise reaktsiooni võrrand annab kvalitatiivse ja kvantitatiivse ... ... Wikipedia

Keemiatarkvara on arvutiprogrammid, mida kasutatakse keemia valdkonnas. Sisu 1 Keemilised toimetajad 2 Platvormid 3 Kirjandus ... Wikipedia

Raamatud

• Jaapani-inglise-vene tööstusseadmete paigaldamise sõnastik. Umbes 8000 terminit, Popova I.S. Sõnastik on mõeldud laiale kasutajaskonnale ja eelkõige tõlkijatele ja tehnilistele spetsialistidele, kes tegelevad Jaapanist või Jaapanist pärit tööstusseadmete tarnimise ja rakendamisega ...
• Biokeemiliste terminite lühisõnastik, Kunizhev S.M.. Sõnastik on mõeldud ülikoolide keemia- ja bioloogiaerialade üliõpilastele, kes õpivad üldbiokeemia, ökoloogia ja biotehnoloogia aluste kursust ning seda saab kasutada ka ...

Kaasaegsed keemiliste elementide sümbolid tõi teadusesse 1813. aastal J. Berzelius. Tema ettepanekul tähistatakse elemente nende ladinakeelsete nimede algustähtedega. Näiteks hapnik (Oxygenium) on tähistatud tähega O, väävel (Sulfur) - tähega S, vesinik (Hydrogenium) - tähega H. Juhtudel, kui elementide nimed algavad sama tähega, on üks esimesele tähele lisatakse järgmine. Niisiis on süsinikul (Carboneum) sümbol C, kaltsium (kaltsium) - Ca, vask (Cuprum) - Cu.

Keemilised sümbolid ei ole ainult elementide lühendatud nimetused: nad väljendavad ka nende teatud koguseid (või masse), s.t. iga sümbol tähistab kas elemendi üht aatomit või selle aatomite üht mooli või elemendi massi, mis on võrdne selle elemendi molaarmassiga (või sellega võrdeline). Näiteks C tähendab kas ühte süsinikuaatomit või ühte mooli süsinikuaatomeid või 12 massiühikut (tavaliselt 12 g) süsinikku.

Kemikaalide valemid

Ainete valemid näitavad ka mitte ainult aine koostist, vaid ka selle kogust ja massi. Iga valem tähistab kas üht aine molekuli või ühte ainemooli või aine massi, mis on võrdne selle molaarmassiga (või sellega võrdeline). Näiteks tähistab H2O kas üht veemolekuli või üht mooli vett või 18 massiühikut (tavaliselt (18 g) vett).

Lihtaineid tähistatakse ka valemitega, mis näitavad, mitmest aatomist koosneb lihtaine molekul: näiteks vesiniku valem on H 2. Kui lihtaine molekuli aatomkoostis ei ole täpselt teada või aine koosneb erinevat arvu aatomeid sisaldavatest molekulidest, samuti kui sellel ei ole molekulaarne, vaid aatom- või metallistruktuur, tähistatakse lihtainet järgmiselt. elemendi sümbol. Näiteks lihtsat ainet fosforit tähistatakse valemiga P, kuna sõltuvalt tingimustest võib fosfor koosneda erineva aatomite arvuga molekulidest või olla polümeerse struktuuriga.

Valemid keemias ülesannete lahendamiseks

Aine valem määratakse analüüsi tulemuste põhjal. Näiteks glükoos sisaldab analüüsiandmete kohaselt 40% (massi järgi) süsinikku, 6,72% (massi järgi) vesinikku ja 53,28% (massi järgi) hapnikku. Seetõttu on süsiniku, vesiniku ja hapniku massid omavahel seotud 40:6,72:53,28. Nimetagem nõutav glükoosivalem kui C x H y O z , kus x, y ja z on süsiniku, vesiniku ja hapniku aatomite arv molekulis. Nende elementide aatommassid on vastavalt 12,01; 1.01 ja 16.00 amu Seetõttu sisaldab glükoosimolekul 12,01x a.m.u. süsinik, 1,01u a.m.u. vesinik ja 16.00za.u.m. hapnikku. Nende masside suhe on 12,01x: 1,01y: 16,00z. Kuid glükoosianalüüsi andmete põhjal oleme selle suhte juba leidnud. Seega:

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

Vastavalt proportsiooni omadustele:

x:y:z = 40/12.01:6.72/1.01:53.28/16.00

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

Seetõttu on glükoosimolekulis kaks vesinikuaatomit ja üks hapnikuaatom süsinikuaatomi kohta. See tingimus on täidetud valemitega CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 jne. Neist esimest, CH 2 O-, nimetatakse lihtsaimaks või empiiriliseks valemiks; see vastab molekulmassile 30,02. Tõelise ehk molekulaarvalemi väljaselgitamiseks on vaja teada antud aine molekulmassi. Kuumutamisel hävib glükoos gaasiks muutumata. Kuid selle molekulmassi saab määrata ka muude meetoditega: see on võrdne 180-ga. Selle molekulmassi võrdlemisel kõige lihtsamale valemile vastava molekulmassiga on selge, et valem C 6 H 12 O 6 vastab glükoosile.

Seega on keemiline valem kujutis aine koostisest, kasutades keemiliste elementide sümboleid, arvindekseid ja mõningaid muid märke. Valemeid on järgmist tüüpi:

— algloomad , mis saadakse empiiriliselt, määrates keemiliste elementide suhte molekulis ja kasutades nende suhteliste aatommasside väärtusi (vt ülaltoodud näidet);

— molekulaarne , mille saab saada aine lihtsaimat valemit ja selle molekulmassi teades (vt ülaltoodud näidet);

— ratsionaalne , mis kuvab keemiliste elementide klassidele iseloomulikke aatomirühmi (R-OH - alkoholid, R - COOH - karboksüülhapped, R - NH 2 - primaarsed amiinid jne);

— struktuurne (graafiline) , mis näitab aatomite vastastikust paigutust molekulis (see võib olla kahemõõtmeline (tasapinnas) või kolmemõõtmeline (ruumis));

— elektrooniline, mis kuvab elektronide jaotust orbiitidel (kirjutatud ainult keemiliste elementide, mitte molekulide kohta).

Vaatame lähemalt etanoolimolekuli näidet:

1. etanooli lihtsaim valem on C 2 H 6 O;
2. etanooli molekulvalem on C 2 H 6 O;
3. etanooli ratsionaalne valem on C 2 H 5 OH;

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	13,8 g kaaluva hapnikku sisaldava orgaanilise aine täielikul põlemisel saadi 26,4 g süsihappegaasi ja 16,2 g vett. Leidke aine molekulvalem, kui selle suhteline vesinikuauru tihedus on 23.
Otsus	Koostame orgaanilise ühendi põlemisreaktsiooni skeemi, mis tähistab süsiniku, vesiniku ja hapniku aatomite arvu vastavalt "x", "y" ja "z": C x H y O z + O z → CO 2 + H 2 O. Määrame selle aine moodustavate elementide massid. Suhteliste aatommasside väärtused on võetud D.I. perioodilisest tabelist. Mendelejev, ümardatud täisarvudeni: Ar(C) = 12 a.m.u., Ar(H) = 1 a.m.u., Ar(O) = 16 a.m.u. m(C) = n(C) x M(C) = n(CO2) x M(C) = x M(C); m(H) = n(H) x M(H) = 2 x n(H20) x M(H) = x M(H); Arvutage süsihappegaasi ja vee molaarmassid. Nagu teada, on molekuli molaarmass võrdne molekuli moodustavate aatomite suhteliste aatommasside summaga (M = Mr): M(CO 2) \u003d Ar (C) + 2 × Ar (O) = 12+ 2 × 16 = 12 + 32 = 44 g / mol; M(H2O) = 2 × Ar (H) + Ar (O) = 2 × 1 + 16 = 2 + 16 = 18 g / mol. m(C) = x 12 = 7,2 g; m(H) = 2 × 16,2 / 18 × 1 \u003d 1,8 g. m (O) \u003d m (C x H y O z) - m (C) - m (H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 \u003d 4,8 g. Määratleme ühendi keemilise valemi: x:y:z = m(C)/Ar(C): m(H)/Ar(H): m(O)/Ar(O); x:y:z = 7,2/12:1,8/1:4,8/16; x:y:z = 0,6: 1,8: 0,3 = 2: 6: 1. See tähendab, et ühendi lihtsaim valem on C 2 H 6 O ja molaarmass on 46 g / mol. Orgaanilise aine molaarmassi väärtuse saab määrata selle vesiniku tiheduse abil: M aine = M(H2) × D(H2) ; M aine = 2 × 23 \u003d 46 g / mol. M aine / M(C2H6O) = 46/46 = 1. Seega näeb orgaanilise ühendi valem välja nagu C 2 H 6 O.
Vastus	C2H6O

NÄIDE 2

Harjutus	Fosfori massiosa ühes selle oksiididest on 56,4%. Oksiidi auru tihedus õhus on 7,59. Määrake oksiidi molekulvalem.
Otsus	Elemendi X massiosa HX-kompositsiooni molekulis arvutatakse järgmise valemiga: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Arvutage hapniku massiosa ühendis: ω (O) \u003d 100% - ω (P) \u003d 100% - 56,4% \u003d 43,6%. Tähistagem ühendit moodustavate elementide moolide arvu "x" (fosfor), "y" (hapnik). Seejärel näeb molaarsuhe välja selline (D.I. Mendelejevi perioodilisest tabelist võetud suhteliste aatommasside väärtused ümardatakse täisarvudeks): x:y = ω(P)/Ar(P): ω(O)/Ar(O); x:y = 56,4/31: 43,6/16; x:y = 1,82: 2,725 = 1: 1,5 = 2:3. See tähendab, et fosfori ja hapniku kombineerimise lihtsaim valem on kujul P 2 O 3 ja molaarmass on 94 g / mol. Orgaanilise aine molaarmassi väärtuse saab määrata selle tiheduse abil õhus: M aine = M õhk × D õhk; M aine = 29 × 7,59 \u003d 220 g / mol. Orgaanilise ühendi tõelise valemi leidmiseks leiame saadud molaarmasside suhte: M aine / M (P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. See tähendab, et fosfori- ja hapnikuaatomite indeksid peaksid olema 2 korda suuremad, s.o. aine valem näeb välja nagu P 4 O 6.
Vastus	P 4 O 6

Väärtus ja selle mõõde	Suhe
Elemendi X aatommass (suhteline)
Elemendi number	Z= N(e –) = N(R +)
Elemendi E massiosa aines X, ühiku osades, protsentides
Aine X kogus, mol
Gaasaine kogus, mol	V m= 22,4 l/mol (n.o.) hästi. - R= 101 325 Pa, T= 273 K
Aine X molaarmass, g/mol, kg/mol
Aine mass X, g, kg	m(X)= n(X) M(X)
Gaasi molaarmaht, l / mol, m 3 / mol	V m= 22,4 l / mol n.o.
Gaasi maht, m ​​3	V = V m × n
Toote saagis
Aine tihedus X, 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 osades või protsentides
Gaaside segu molaarmass
Aine (X) mooliosa segus
Soojushulk, J, kJ	K = n(X) K(X)
Reaktsiooni termiline mõju	K =–H
Aine X moodustumise soojus, J/mol, kJ/mol
Keemilise reaktsiooni kiirus (mol/lsek)
Massitegevuse seadus (lihtsa reaktsiooni jaoks)	a A+ sisse B= koos C + d D u = k koos a(A) koos sisse(B)
Van't Hoffi reegel
Aine lahustuvus (X) (g/100 g lahustit)
Aine X massiosa segus A + X, ühiku osades, %
Lahuse mass, g, kg	m(rr) = m(X) + m(H2O) m(rr) = V(rr)  (rr)
Lahustunud aine massiosa lahuses, ühiku fraktsioonides, %
Lahuse tihedus
Lahuse maht, cm 3, l, m 3
Molaarne kontsentratsioon, mol/l
Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste (X) ühiku murdosades või %
Vee ioonne saadus	K(H20) =
Vesiniku indikaator	pH = –lg

Peamine:

Kuznetsova N.E. ja jne. Keemia. 8 rakku-10 rakku .. - M .: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Keemia.11.klass 2-osaline 2005-2007.

Egorov A.S. Keemia. Uus õpik ülikoolideks valmistumiseks. Rostov n/a: Phoenix, 2004.– 640 lk.

Egorov A.S. Keemia: kaasaegne kursus eksamiks valmistumiseks. Rostov n / a: Phoenix, 2011. (2012) - 699 lk.

Egorov A.S. Isekasutusjuhend keemiaprobleemide lahendamiseks. - Rostov Doni ääres: Phoenix, 2000. - 352 lk.

Keemia / manuaal-juhendaja ülikooli kandideerijatele. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 lk.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G. Ülesanded keemia erialal üliõpilastele. M.: Kõrgkool. 2007.–302lk.

Lisaks:

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

Vrublevsky A.I.. 1000 keemiaülesannet koos teisendusahelate ja kontrolltestidega kooliõpilastele ja ülikooli sisseastujatele.– Mn.: Unipress LLC, 2003.– 400 lk.

Egorov A.S.. Igat tüüpi arvutusülesanded keemias ühtseks riigieksamiks valmistumiseks. – Rostov n/D: Phoenix, 2003.–320lk.

Egorov A.S., Aminova G.Kh. Tüüpilised ülesanded ja harjutused keemiaeksamiks valmistumiseks. - Rostov n / D: Phoenix, 2005. - 448 lk.

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

KASUTAMINE-2011. Keemia. Treeningkomplekt, toim. A.A. Kaverina. - M .: Rahvaharidus, 2011.

Ainsad reaalsed võimalused ühtseks riigieksamiks valmistumiseks ülesanneteks. KASUTADA.2007. Keemia/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikov. M.: Föderaalne Testimiskeskus, 2007.–151lk.

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

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovieva M.V.. Kontrollülesanded lisaks kontrolltöödele 10-kuuliste kirjavahetuse ettevalmistuskursuste üliõpilastele (juhendid). Krasnodar, 2004. - S. 18 - 70.

Litvinova T.N.. Keemia. KASUTAMINE-2011. Treeningkatsed. Rostov n/a: Phoenix, 2011.– 349 lk.

Litvinova T.N.. Keemia. Testid eksamiks. 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., Solovieva M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Keemia ülikoolidesse kandideerijate ülesannetes. - M .: LLC "Kirjastus Onyx": LLC "Kirjastus "Maailm ja haridus", 2009.- 832 lk.

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

Keemia. KASUTAMINE-2008. Sisseastumiskatsed, õppevahend / toim. V.N. Doronkin. - Rostov n / a: Leegion, 2008. - 271 lk.

Keemiat käsitlevate saitide loend:

1. Alkeemik. http:// www. alkeemik. et

2. Keemia kõigile. Elektrooniline teatmeteos keemia täielikuks kursuseks.

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

3. Koolikeemia - teatmeteos. http:// www. kooli keemia. kõrval. et

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

Interneti-ressursid

Alkeemik. http:// www. alkeemik. et

Keemia kõigile. Elektrooniline teatmeteos keemia täielikuks kursuseks.

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

Koolikeemia – teatmeteos. http:// www. kooli keemia. kõrval. et

http://www.classchem.narod.ru

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

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- Interneti õppematerjalid keemias

http://schoolchemistry.by.ru/- kooli keemia. Sellel saidil on võimalus sooritada erinevatel teemadel on-line testid, aga ka ühtse riigieksami demoversioone.

Keemia ja elu – XX1. sajand: populaarteaduslik ajakiri. http:// www. hij. et

Keemia- ainete koostise, struktuuri, omaduste ja muundumiste teadus.

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

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

Molekul- stabiilne keemiliste sidemetega seotud aatomite rühm.

Keemiline element Aatomitüüp, millel on sama tuumalaeng. Elemendi määramine

kus X on elemendi sümbol, Z- elemendi seerianumber D.I. perioodilises elementide süsteemis. Mendelejev, A- massiarv. Seerianumber Z võrdub aatomituuma laenguga, prootonite arvuga aatomituumas ja elektronide arvuga aatomis. Massiarv A on 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) on loodusliku isotoobi koostisega elemendi aatomi keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massi suhe.

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

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

sünnimärk- aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuuriüksusi (aatomeid, molekule, ioone), kui on aatomeid 0,012 kg süsiniku isotoobis 12 C. sünnimärk- 6,02 10 23 struktuuriüksust (aatomeid, molekule, ioone) sisaldava aine kogus.

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

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

MolaarmassM(g / mol) - aine massi suhe m d) aine kogusele n(mol):

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

Gaasi molaarmahtV M(l/mol) – gaasimahu suhe V l) selle gaasi ainekogusele n(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 tingimuslik 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) .

Laenguvahetusreaktsioonides aineekvivalentide molaarmass

molaarmassiga M võrdne: M e = М/(n ? m).

Redoksreaktsioonides on molaarmassiga aine molaarmassi ekvivalendid M võrdne: M e = M/n(e), kus n(e) on ülekantud elektronide arv.

Ekvivalentide seadus– reagentide 1 ja 2 massid on võrdelised nende ekvivalentide molaarmassidega. m1/m2= M E1 / M E2, või m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2, või n 1 \u003d n 2, kus m 1 ja m2 on kahe aine massid, M E1 ja MUL 2 on ekvivalentide molaarmassid, n 1 ja n 2- nende ainete ekvivalentide arv.

Lahenduste jaoks saab ekvivalentide seaduse kirjutada järgmisel kujul:

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

Kombineeritud gaasiseadus: pV = nRT, kus lk- rõhk (Pa, kPa), V- maht (m 3, l), n- gaasilise aine kogus (mol), T- temperatuur (K), T(K) = t(°C) + 273, R- pidev, R= 8,314 J / (K? mol), samas kui J = Pa m 3 \u003d kPa l.

2. Aatomi ehitus ja perioodilisusseadus

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 osakeste omadused: ? = h/(mV), kus h on Plancki konstant, ? on 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) ?x > h/2n või ?V x ?x > h/(2?m), kus m on osakese mass, x on selle koordinaat Vx- kiirus suunas x, ?– määramatus, määramisviga. Määramatuse printsiip tähendab, et selle asukohta (koordinaati) ei ole võimalik üheaegselt täpsustada x) ja kiirust (Vx) osakesed.

Väikese massiga osakesed (aatomid, tuumad, elektronid, molekulid) ei ole Newtoni mehaanika mõistes osakesed ja neid ei saa klassikalise füüsikaga uurida. Neid uurib kvantfüüsika.

Peamine kvantarvn 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 asuvad sama arvuga elektronid n. Erineva tasandi elektronid on ruumiliselt ja energeetiliselt üksteisest eraldatud, kuna arv n määrab elektronide energia E(rohkem n, rohkem E) ja vahemaa R elektronide ja tuuma vahel (seda enam n, rohkem R).

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

alamtasand- ruum, kus elektronid asuvad kindlaga n ja l. Selle taseme alamtasemed määratakse sõltuvalt arvust l:s- kui l = 0, lk- kui l = 1, d- kui l = 2, f- kui l = 3. Antud aatomi alamtasemed määratakse sõltuvalt numbritest n ja l, nt: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) jne. Antud tasandi 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-orbitaalil on hantli kuju jne.

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

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

Magnetiline pöörlemisnumberPrl iseloomustab elektroni sisemise 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: Kahel elektronil ühes aatomis ei saa olla nelja identset kvantarvu. Need peavad erinema vähemalt ühe kvantarvu võrra.

Pauli reeglist tuleneb, et orbitaal ei tohi sisaldada rohkem kui kaks elektroni, alamtasand ei tohi sisaldada rohkem kui 2 (2l + 1) elektroni, nivoo võib sisaldada mitte rohkem kui 2n 2 elektronid.

Klechkovsky reegel: elektrooniliste alamtasemete täitmine toimub summa järgi kasvavas järjekorras (n+l), ja sama summa puhul (n+l)- numbrite kasvavas järjekorras n.

Klechkovsky reegli graafiline vorm.

Klechkovsky reegli kohaselt toimub alamtasandite täitmine järgmises järjekorras: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 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 on broomi aatomi elektrooniline valem kirjutatud järgmiselt: Br (35e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 5 .

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

Cr(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.

Hundi (Gundi) reegel: antud alamtasandi orbitaalide täitmine viiakse läbi nii, et koguspinn oleks maksimaalne. Antud alamtasandi orbitaalid täidetakse esmalt ühe elektroniga.

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

a) tasemete kaupa)2)8)5;

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

c) orbitaalide 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

Valentssidemete meetodi kohaselt tekib side aatomite A ja B vahel ühise elektronpaari abil.

kovalentne side. Doonori-aktseptori ühendus.

Valentsus iseloomustab aatomite võimet moodustada keemilisi sidemeid ja on võrdne aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arvuga. Valentssidemete meetodi järgi on valents võrdne ühiste elektronpaaride arvuga ja kovalentse sideme puhul on valents võrdne paaritute elektronide arvuga aatomi välistasandil selle maapinnas või ergastatud. osariigid.

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. Hübriidorbitaalide (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 CH 4, CF 4 jne molekulides, aatomi üks s- ja kolm R- orbitaalid asendatakse nelja samaväärse hübriidiga sp 3-orbitaalid:

Orienteerumine kovalentne side seisneb selles, et see moodustub ühise elektronpaari moodustavate orbitaalide maksimaalse kattumise suunas.

Sõltuvalt hübridisatsiooni tüübist on hübriidorbitaalidel teatud ruumiline paigutus:

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°;

sp2d1– ruut, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°;

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

3.2. Molekulaarorbitaalide teooria

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

JSC interaktsiooni 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 AB-molekuli (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 asetsevat sümmeetriatasapinda.

Elektronide olemasolu MO-de sidumisel stabiliseerib süsteemi, kuna see vähendab molekuli energiat võrreldes aatomite energiaga. Molekuli stabiilsust iseloomustatakse ühenduse järjekord n, võrdne: n \u003d (n sv - n res) / 2, kus n sv ja n res - elektronide arv siduvatel ja lõdvenevatel orbitaalidel.

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

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

Molekulide elektroonilised valemid, sidejärjestused n, eksperimentaalsed sidemeenergiad E ja molekulidevahelised vahemaad R 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 võivad interaktsioonil moodustada a- ja a-MO. O-, F- ja Ne-aatomite puhul on 2s- ja 2p-AO energiad oluliselt erinevad ning ühe aatomi 2s-AO ja teise aatomi 2p-AO vastastikmõju võib tähelepanuta jätta, arvestades interaktsiooni Kahe aatomi 2s-AO nende 2p-AO interaktsioonist eraldi. O2, F2, Ne2 molekulide MO-skeemil on järgmine vorm:

B-, C-, N-aatomite puhul on 2s– ja 2p-AO energiad lähedased ning ühe aatomi 2s-AO interakteerub teise aatomi 2p z-AO-ga. Seetõttu erineb MO järjestus B 2, C 2 ja N 2 molekulides MO järjestusest O 2, F 2 ja Ne 2 molekulides. Allpool on B2-, C2- ja N2-molekulide MO-skeem:

Eeltoodud MO skeemide põhjal saab 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;

O2?(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, sidumisenergiate ja tuumadevaheliste kauguste muutumise olemus O 2 + – O 2 – O 2 ? seerias, samuti O 2 molekuli paramagnetism, mille ülemistel MO-del on kaks paaristamata elektroni.

3.3. Teatud tüüpi ühendused

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

Iooniline side on mittesuunaline mitteküllastatavühendus. 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 ioonsete molekulidega.

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

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

4. Keemiliste protsesside kulgemise mustrid

4.1. Termokeemia

Energia(E)- töö tegemise oskus. Mehaaniline töö (A) tehakse näiteks gaasiga selle paisumise ajal: A \u003d p? V.

Reaktsioonid, mis käivad koos energia neeldumisega - endotermiline.

Reaktsioonid, mis toimuvad energia vabanemisega eksotermiline.

Energia liigid: soojus-, valgus-, elektri-, keemia-, tuumaenergia jne.

Energiatüübid: kineetiline ja potentsiaalne.

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

Küte (Q)– kineetilise energia liik – seotud aatomite ja molekulide liikumisega. Kehale massi andmisel (m) ja soojuse erisoojusmahtuvus (c) Q selle temperatuur tõuseb teatud määral? t: ?Q = m koos ?t-ga, kus? t = ?Q/(c t).

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

Termodünaamika esimene seadus: energia võib liikuda ühest vormist teise, kuid ei saa kaduda ega tekkida.

Sisemine energia (U) – keha moodustavate osakeste kineetilise ja potentsiaalse energia summa. Reaktsioonis neeldunud soojus võrdub reaktsioonisaaduste ja reagentide siseenergia vahega (Q \u003d? U \u003d U 2 - U 1), eeldusel, et süsteem ei ole keskkonnaga tööd teinud. Kui reaktsioon kulgeb konstantsel rõhul, siis eralduvad gaasid töötavad välisrõhu jõududele vastu ja reaktsiooni käigus neeldunud soojus võrdub siseenergia muutuste summaga. ?U ja töötama A \u003d p? V. Seda konstantsel rõhul neeldunud soojust nimetatakse entalpia muutuseks: H = ?U + p?V, määratlev entalpia nagu H \u003d U + pV. Vedelate ja tahkete ainete reaktsioonid kulgevad ilma olulise mahumuutuseta (?V= 0), mis on nende reaktsioonide jaoks? H lähedal ?U (?H = ?U). Mahumuutusega reaktsioonide jaoks on meil olemas ?H > ?U kui laiendamine on pooleli, ja ?H< ?U kui tihendamine on pooleli.

Entalpia muutus on tavaliselt tingitud aine standardolekust: st puhta aine puhul teatud (tahkes, vedelas või gaasilises) olekus rõhul 1 atm = 101 325 Pa, temperatuuril 298 K ja ainete kontsentratsioon 1 mol / l.

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

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

Nii et reaktsiooni jaoks NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), teades? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol, H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol ja H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol on meil:

H \u003d? H o 6 p (NH 4 Cl) - ? H o 6 p (NH 3) - ? H o 6 p (HCl) \u003d -315 - (-46) - (-92) \u003d -177 kJ.

Kui a? H< 0, reaktsioon on eksotermiline. Kui a? H > 0, reaktsioon on endotermiline.

Seadus Hess: reaktsiooni standardentalpia sõltub reagentide ja produktide standardsetest entalpiatest ega sõltu reaktsiooniteest.

Spontaansed protsessid võivad olla mitte ainult eksotermilised, st energia vähenemisega protsessid (?H< 0), kuid võivad olla ka endotermilised protsessid, st energia suurenemisega protsessid (?H > 0). Kõigi nende protsesside puhul suureneb süsteemi "häire".

EntroopiaS on füüsikaline suurus, mis iseloomustab süsteemi häire astet. S on standardentroopia, ?S on standardentroopia muutus. Kui?S > 0, siis häire kasvab, 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 (tv) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (tv),? S< 0;

CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), ?S\u003e 0.

Protsessid kulgevad spontaanselt energia vabanemisega, st mille jaoks? H< 0 ja entroopia suurenemisega, st mille puhul?S > 0. Mõlema teguri arvessevõtmine toob kaasa avaldise Gibbsi energia: G = H - TS või? G \u003d? 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, spontaanselt ei lähe. Tingimus G = 0 tähendab, et saaduste ja reaktiivide vahel on saavutatud tasakaal.

Madalal temperatuuril, kui väärtus T on nullilähedane, toimuvad ainult eksotermilised reaktsioonid, kuna T?S– vähe ja G = ? H< 0. Kõrgetel temperatuuridel väärtused T?S suur ja suurusjärku eirates? H, meil on? G = – T?S, st toimuvad spontaanselt entroopia suurenemisega protsessid, mille puhul S > 0 ja ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

AG väärtuse konkreetse reaktsiooni jaoks saab määrata järgmise valemiga:

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

Sel juhul väärtusi?G o br, samuti? H arr ja S o br suure hulga ainete jaoks on toodud spetsiaalsetes tabelites.

4.2. Keemiline kineetika

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

kus v on reaktsiooni kiirus, s on reaktiivi molaarne kontsentratsioon, t- aeg.

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

Kontsentratsiooni mõju. AT Lihtreaktsioonide korral on reaktsiooni kiirus võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega.

Reaktsiooni jaoks

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

v 1 \u003d k 1? [Olen? [B]n ja

v 2 \u003d k 2? [C]p? [D] q

kus v- kiire reaktsioon, k on kiiruskonstant, [A] on aine A molaarne kontsentratsioon.

Reaktsiooni molekulaarsus on reaktsiooni elementaarses toimingus osalevate molekulide arv. Lihtsate reaktsioonide jaoks, näiteks: mA + nB> PC + qD, molekulaarsus on võrdne koefitsientide summaga (m + n). Reaktsioonid võivad olla ühe-, kahe- ja harva kolmemolekulaarsed. Kõrgemad molekulaarsed reaktsioonid ei toimu.

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

mA + nB > рС + qD reaktsioonikiiruse eksperimentaalne avaldis on kujul

v 1 = k1? [AGA] ? ? [AT]? ja reaktsiooni järjekord on (? +?). Kuhu? ja? on eksperimentaalsed ja ei pruugi nendega kokku langeda m ja n vastavalt, kuna keerulise reaktsiooni võrrand on mitme lihtsa reaktsiooni tulemus.

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

Van't Hoffi reegel. Temperatuuri tõusuga 10° võrra suureneb reaktsioonikiirus 2–4 korda. Matemaatiliselt on see kirjutatud järgmiselt:

v2 = v1? ?(t 2 - t 1) / 10

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

Täpsemalt väljendatakse reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist kui Arrheniuse võrrand:

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

kus k on kiiruskonstant, AGA- konstantne, temperatuurist sõltumatu, e = 2,71828, E on aktiveerimisenergia, R= 8,314 J/(K? mol) – gaasikonstant; T– temperatuur (K). On näha, et kiiruskonstant suureneb temperatuuri tõustes ja aktiveerimisenergia vähenedes.

4.3. Keemiline tasakaal

Süsteem on tasakaalus, kui selle olek ajas ei muutu. Otsese ja pöördreaktsiooni kiiruste võrdsus on süsteemi tasakaalu säilitamise tingimus.

Pöörduva reaktsiooni näide on reaktsioon

N2 + 3H2-2NH3.

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

Tasakaalukonstant on otsese reaktsiooni edenemise mõõt.

K = O - otsene reaktsioon puudub;

K =? - otsene reaktsioon läheb lõpuni;

K > 1 - tasakaal nihutatakse paremale;

To< 1 - tasakaal nihutatakse vasakule.

Reaktsiooni tasakaalukonstant To on seotud standardse Gibbsi energia?G muutusega sama reaktsiooni korral:

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

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

Kui a To< 1, siis lg K < 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 kaasnevad elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega.

Oksüdatsioon on elektronide loobumise protsess.

Taastumine on elektronide lisamise protsess.

Oksüdeeriv aine 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:

F2 [ca. ] + 2e > 2F? [puh.].

Redutseerivad ained, mis loovutavad elektrone, lähevad oksüdeeritud kujul:

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

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

kus E 0 on redokspotentsiaali standardväärtus; n on ülekantud elektronide arv; [puh. ] ja [ca. ] on ühendi molaarne kontsentratsioon vastavalt redutseeritud ja oksüdeeritud kujul.

Elektroodide standardpotentsiaalide väärtused E 0 on toodud tabelites ja iseloomustavad ühendite oksüdeerivaid 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 kombinatsioon kahest poolreaktsioonist, oksüdatsioonist ja redutseerimisest, ning seda iseloomustab elektromotoorjõud (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 okei – ?E 0 taastamine, kus E 0 okei ja? E 0 taastamine on oksüdeeriva aine ja redutseerija standardpotentsiaalid antud reaktsiooni jaoks.

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

?G = –nF?E 0 või? E = (RT/nF) ln K.

emf reaktsioonid mittestandardsetes kontsentratsioonides? E on võrdne: ? E =?E 0 - (RT / nF)? Ig K või? E =?E 0 -(0,059/n)lg K.

Tasakaalu korral G \u003d 0 ja E \u003d 0, kus? E =(0,059/n)lg K ja K = 10n?E/0,059.

Reaktsiooni spontaanseks toimumiseks peavad olema täidetud järgmised seosed: ?G< 0 или K >> 1, et tingimus sobib? E 0> 0. Seetõttu on antud redoksreaktsiooni võimalikkuse kindlakstegemiseks vaja arvutada väärtus? E 0 . Kui a? E 0 > 0, reaktsioon on sisse lülitatud. Kui a? E 0< 0, reaktsioon puudub.

Keemilised vooluallikad

Galvaanilised rakud Seadmed, mis muudavad keemilise reaktsiooni energia elektrienergiaks.

Danieli galvaaniline element koosneb vastavalt ZnSO 4 ja CuSO 4 lahusesse sukeldatud tsingi- ja vaseelektroodidest. Elektrolüütide lahused suhtlevad läbi poorse vaheseina. Samal ajal 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 oksüdatsioon toimub. Katood- elektrood, millel redutseerimine toimub. Galvaanilistes elementides on anood negatiivselt laetud ja katood positiivselt laetud. Elementdiagrammidel on metall ja lahus eraldatud vertikaalse joonega ning kaks lahendust kahekordse vertikaalse joonega.

Niisiis, reaktsiooni Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu jaoks kirjutatakse galvaanilise elemendi ahel: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).

Reaktsiooni elektromotoorjõud (emf) on? E 0 \u003d E 0 ok - E 0 taasta= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 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 järgi ja seejärel arvutatakse emf. vastav galvaaniline element.

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

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

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

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

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

Kui aku tühjeneb, toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:

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

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

Üldise reaktsiooni võib kirjutada järgmiselt:

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

6. Lahendused

6.1. Lahuse kontsentratsioon

Aine massiosa lahuses w on võrdne lahustunud aine massi ja lahuse massi suhtega: w \u003d m in-va / m lahus või w = m in-va / (V ?), nagu m p-ra \u003d V p-pa? ?r-ra.

Molaarne kontsentratsioon koos on 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 koos e \u003d m / (M e? V (l)).

6.2. Elektrolüütiline dissotsiatsioon

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

Dissotsiatsiooni aste? kas dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni (c diss) suhe lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni (c vol): ? = s diss / s rev.

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. AT Ioonreaktsiooni võrrandites kirjutatakse tugevad elektrolüüdid ioonideks ning nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad ained ja gaasid molekulidena. Näiteks:

CaCO 3 v + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ^

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? \u003d Ca 2+ + 2Cl? + H20 + CO2^

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

Ioonidevahelised reaktsioonid minna vähem ioone andva aine tekke suunas, st nõrgema elektrolüüdi või vähem lahustuva aine suunas.

6.3. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon

Rakendame massimõju seadust ioonide ja molekulide vahelisele tasakaalule nõrga elektrolüüdi, näiteks äädikhappe lahuses:

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +

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

Polüaluselised happed dissotsieeruvad etappidena:

H3PO4 - H+ + H2PO4?

Täieliku dissotsiatsioonireaktsiooni tasakaalukonstant on võrdne dissotsiatsiooni üksikute etappide konstantide korrutisega:

H 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-

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

Ühise iooni mõju nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonile:ühise iooni lisamine vähendab nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooni. Niisiis, nõrga elektrolüüdi lahuse lisamisel CH 3 COOH

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H + ?<< 1

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

CH 3 COONa – CH 3 COO? +Na+? = 1

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

6.4. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon

Ioonide aktiivsus a on iooni kontsentratsioon, mis väljendub selle omadustes.

Aktiivsuse tegurf on ioonide aktiivsuse suhe a keskenduda: f= a/c või a = f.c.

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

Lahuse ioontugevus ma oleneb tasudest z ja ioonide kontsentratsioonid:

I= 0,52?s z2.

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

Ioonide aktiivsuse koefitsiente saab määrata järgmise tabeli abil:

6.5 Vee ioonne saadus. Vesiniku indikaator

Vesi, nõrk elektrolüüt, dissotsieerub, moodustades H+ ja OH2 ioone. Need ioonid on hüdreeritud, st seotud mitme veemolekuliga, kuid lihtsuse huvides on need kirjutatud mittehüdraaditud kujul

H2O - H + + OH?.

Massimõju seaduse alusel selle tasakaalu korral:

Veemolekulide [H 2 O] kontsentratsiooni, st moolide arvu 1 liitris vees, võib pidada konstantseks ja võrdseks [H 2 O] \u003d 1000 g / l: 18 g / mol \u003d 55,6 mol / l. Siit:

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

Vee ioonne saadus– kontsentratsioonide [H + ] ja – korrutis on konstantne väärtus konstantsel temperatuuril ja võrdne 10 -14 22°C juures.

Vee ioonsaadus suureneb temperatuuri tõustes.

pH väärtus on vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne logaritm: pH = – lg. Samamoodi: pOH = – lg.

Vee ioonsaaduse logaritm annab: pH + pOH = 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 soolad tugeva alusega BA, kontsentratsioon - soolast. Näiteks atsetaatpuhver on äädikhappe ja naatriumatsetaadi lahus: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH \u003d pK happeline + lg (sool /s happeline).

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

pH = 14 - рК aluseline - lg (soolast / aluselisest).

6.7. Soola hüdrolüüs

Soola hüdrolüüs- soolaioonide koostoime veega nõrga elektrolüüdi moodustumisega.

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?

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

Teises etapis hüdrolüüsi praktiliselt ei toimu.

II. Nõrgast alusest ja tugevast happest moodustub sool:

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 seda praktiliselt ei toimu.

III. Soola moodustavad tugev alus ja tugev hape:

K++NO 3? + H2O? hüdrolüüs puudub, pH? 7.

IV. Nõrgast alusest ja nõrgast happest moodustub sool:

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":

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3H 2 S ^

Vahetusreaktsioonides tuleks arvesse võtta täieliku hüdrolüüsi võimalust:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^

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

Tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolade puhul:

= ch, pOH = -lg, pH = 14 - pOH.

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

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

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

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

Nõrgast alusest ja tugevast happest moodustunud soolade jaoks

[H+] = ch, pH = – lg.

Nõrga aluse ja nõrga happe moodustatud soolade jaoks

6.8. Hapete ja aluste protolüütiline teooria

Protolüüs on prootonite ülekandeprotsess.

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

Hape Molekul või ioon, mis on võimeline prootonit loovutama. Igal happel on oma konjugeeritud alus. Hapete tugevust iseloomustab happekonstant Et 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 oma konjugeeritud hape. Aluste tugevust iseloomustab baaskonstant K 0 .

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolüüdid- tagasilöögi- ja prootoni kinnitusvõimelised protoliidid.

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

HCO3? - hape.

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

HCO3? - alus.

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

K (H 2 O) \u003d [H 3 O +] \u003d 10 -14 ja pH \u003d - lg.

Konstandid K kuni ja K 0 konjugeeritud happed ja alused on seotud.

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

AGA? + H2O - ON + OH?,

7. Lahustuvuskonstant. Lahustuvus

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

küllastunud lahus Lahus, mis on sademega tasakaalus.

Setete ja lahuse vahelise tasakaalu suhtes rakendatud massimõju seadus annab:

Kuna = const,

To = K s (AgCl) = .

Üldiselt on meil:

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

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

LahustuvuskonstantKs(või lahustuvusprodukt PR) - vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses ioonide kontsentratsioonide korrutis - on konstantne väärtus ja sõltub ainult temperatuurist.

Lahustumatu aine lahustuvus s saab väljendada moolides liitri kohta. Olenevalt suurusest s aineid saab 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.

Sademete ja lahustumise seisund

AgCl puhul: AgCl - Ag + + Cl?

Ks= :

a) tasakaaluseisund sademe ja lahuse vahel: = K s .

b) settimistingimus: > K s ; sadestamise ajal vähenevad ioonide kontsentratsioonid kuni tasakaalu saavutamiseni;

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

8. Koordinatsiooniühendid

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

K3 jaoks:

välissfääri ioonid - 3K +,

sisesfääri ioon - 3-,

kompleksimoodustaja - Fe 3+,

ligandid - 6CN?, nende tihedus - 1,

koordineerimisnumber - 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, harva 2, 3 jne.

Nomenklatuur. Kõigepealt nimetatakse aniooni (nimetavas käändes), seejärel katiooniks (genitiivis). Mõnede ligandide nimetused: NH 3 - amiin, H 2 O - vesi, CN? – tsüano, Cl? – kloro, OH? - hüdrokso. Koordinatsiooninumbrite nimetused: 2 - di, 3 - kolm, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa. Märkige kompleksimoodustaja oksüdatsiooniaste:

Cl on diamiinhõbe(I)kloriid;

SO4 - tetramiinvask(II)sulfaat;

K 3 on 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 ioon Fe 2+ – aktseptor – on valemiga 3d 6 4s 0 4p 0. Võttes arvesse kompleksi diamagnetismi (kõik elektronid on paaris) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil d2sp3- hübridisatsioon:

Kompleks on diamagnetiline, madala spinniga, orbitaalne, stabiilne (väliseid elektrone ei kasutata), oktaeedriline ( d2sp3-hübridiseerimine).

Paramagnetiline kompleksioon FeF 6 3- .

Fluoriioon on doonor.

Raua ioon Fe 3+ – aktseptor – on valemiga 3d 5 4s 0 4p 0 . Võttes arvesse kompleksi paramagnetismi (elektronid aurutatakse) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil sp 3 p 2- hübridisatsioon:

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 y, ? = 1.

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

kus K 1 , To 2 , TO 1 _ 2 nimetatakse ebastabiilsuse konstantideks ja iseloomustada komplekside dissotsiatsiooni: mida väiksem on ebastabiilsuse konstant, seda vähem kompleks dissotsieerub, seda stabiilsem see on.