Chemija– mokslas apie medžiagų sudėtį, struktūrą, savybes ir virsmą.

Atominis-molekulinis mokslas. Medžiagos susideda iš cheminių dalelių (molekulių, atomų, jonų), kurios turi sudėtingą struktūrą ir susideda iš elementariųjų dalelių (protonų, neutronų, elektronų).

Atom– neutrali dalelė, susidedanti iš teigiamo branduolio ir elektronų.

Molekulė– stabili atomų grupė, sujungta cheminiais ryšiais.

Cheminis elementas– vienodo branduolinio krūvio atomų tipas. Elementas žymi

kur X yra elemento simbolis, Z– elemento serijos numeris periodinėje elementų lentelėje D.I. Mendelejevas, A– masės skaičius. Serijos numeris Z lygus atomo branduolio krūviui, protonų skaičiui atomo branduolyje ir elektronų skaičiui atome. Masinis skaičius A lygi protonų ir neutronų skaičiaus atome sumai. Neutronų skaičius lygus skirtumui A–Z.

Izotopai– to paties elemento atomai, turintys skirtingą masės skaičių.

Santykinė atominė masė(A r) yra natūralios izotopinės sudėties elemento atomo vidutinės masės ir 1/12 anglies izotopo 12 C atomo masės santykis.

Santykinė molekulinė masė(M r) – natūralios izotopinės sudėties medžiagos molekulės vidutinės masės ir 1/12 12 C anglies izotopo atomo masės santykis.

Atominės masės vienetas(a.u.m) – 1/12 anglies izotopo 12 C atomo masės. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 metai

Kurmis– medžiagos kiekis, turintis tiek struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų), kiek atomų yra 0,012 kg anglies izotopo 12 C. Kurmis– 6,02 10 23 struktūrinių vienetų (atomų, molekulių, jonų) turinčios medžiagos kiekis.

n = N/N A, Kur n– medžiagos kiekis (mol), N– dalelių skaičius, a N A– Avogadro konstanta. Medžiagos kiekis taip pat gali būti pažymėtas simboliu v.

Avogadro konstanta N A = 6,02 10 23 dalelės/mol.

Molinė masėM(g/mol) – medžiagos masės santykis m d) medžiagos kiekiui n(mol):

M = m/n, kur: m = M n Ir n = m/M.

Molinis dujų tūrisV M(l/mol) – dujų tūrio santykis V l) šių dujų medžiagos kiekiui n(mol). Normaliomis sąlygomis V M = 22,4 l/mol.

Įprastos sąlygos: temperatūros t = 0°C arba T = 273 K, slėgis p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, kur: V = V M n Ir n = V/V M .

Rezultatas yra bendra formulė:

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

Lygiavertis– tikroji ar fiktyvi dalelė, sąveikaujanti su vienu vandenilio atomu, arba jį pakeičianti, arba kaip nors kitaip jam lygiavertė.

Molinės masės ekvivalentai M e– medžiagos masės ir šios medžiagos ekvivalentų skaičiaus santykis: M e = m/n (ekv) .

Krūvių mainų reakcijose medžiagos ekvivalentų molinė masė yra

su moline mase M lygus: M e = M/(n? m).

Redokso reakcijose – medžiagos, turinčios molinę masę, ekvivalentų molinė masė M lygus: M e = M/n(e), Kur n(e)– perduotų elektronų skaičius.

Ekvivalentų dėsnis– 1 ir 2 reagentų masės yra proporcingos jų ekvivalentų molinėms masėms. m 1 / m 2= M E1 / M E2, arba m 1 /M E1 = m 2 /M E2, arba n 1 = n 2, Kur m 1 Ir m 2– dviejų medžiagų masės, M E1 Ir M E2– ekvivalentų molinės masės, n 1 Ir n 2– šių medžiagų ekvivalentų skaičius.

Sprendimams ekvivalentų dėsnį galima parašyti taip:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Kur su E1, su E2, V 1 Ir V 2– šių dviejų medžiagų ekvivalentų molinės koncentracijos ir tirpalų tūriai.

Jungtinis dujų įstatymas: pV = nRT, Kur p– slėgis (Pa, kPa), V– tūris (m 3, l), n– dujinės medžiagos kiekis (mol), T – temperatūra (K), T(K) = t(°C) + 273, R- pastovus, R= 8,314 J/(K? mol), kai J = Pa m 3 = kPa l.

2. Atomo sandara ir periodinis dėsnis

Bangos-dalelių dvilypumas materija – idėja, kad kiekvienas objektas gali turėti tiek banginių, tiek korpuskulinių savybių. Louis de Broglie pasiūlė formulę, jungiančią objektų bangines ir korpuskulines savybes: ? = h/(mV), Kur h– Planko konstanta, ? – bangos ilgis, atitinkantis kiekvieną kūną, turintį masę m ir greitis V. Nors bangų savybės egzistuoja visiems objektams, jas galima pastebėti tik mikroobjektams, kurių masė prilygsta atomo ir elektrono masei.

Heisenbergo neapibrėžtumo principas: ?(mV x) ?х > h/2n arba ?V x ?x > h/(2?m), Kur m- dalelių masė, x– jos koordinatės, Vx– greitis kryptimi x, ?– neapibrėžtumas, nustatymo klaida. Neapibrėžtumo principas reiškia, kad neįmanoma vienu metu nurodyti vietos (koordinatės) x) ir greitis (V x) dalelės.

Mažos masės dalelės (atomai, branduoliai, elektronai, molekulės) nėra dalelės Niutono mechanikos prasme ir negali būti tiriamos klasikine fizika. Juos tiria kvantinė fizika.

Pagrindinis kvantinis skaičiusn paima reikšmes 1, 2, 3, 4, 5, 6 ir 7, atitinkančias elektroninius lygius (sluoksnius) K, L, M, N, O, P ir Q.

Lygis– erdvė, kurioje yra vienodo skaičiaus elektronai n. Skirtingų lygių elektronai yra erdviškai ir energetiškai atskirti vienas nuo kito, nes skaičius n nustato elektronų energiją E(daugiau n, daugiau E) ir atstumas R tarp elektronų ir branduolio (tuo daugiau n, daugiau R).

Orbitinis (šoninis, azimutinis) kvantinis skaičiusl ima vertes, priklausomai nuo skaičiaus n:l= 0, 1,…(n– 1). Pavyzdžiui, jei n= 2, tada l = 0, 1; Jeigu n= 3, tada l = 0, 1, 2. Skaičius l apibūdina polygį (posluoksnį).

Polygis– erdvė, kurioje elektronai su tam tikrais n Ir l. Priklausomai nuo skaičiaus, skiriami tam tikro lygio sublygiai l:s- Jeigu l = 0, p- Jeigu l = 1, d- Jeigu l = 2, f- Jeigu l = 3. Tam tikro atomo polygiai nurodomi priklausomai nuo skaičių n Ir l, pavyzdžiui: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) ir tt Tam tikro lygio sublygiai turi skirtingą energiją (tuo daugiau l, daugiau E): E s< E < Е А < … ir skirtingos šiuos polygius sudarančių orbitalių formos: s-orbitalė yra rutulio formos, p-orbitalė yra hantelio formos ir kt.

Magnetinis kvantinis skaičiusm 1 apibūdina orbitos magnetinio momento orientaciją, lygią l, erdvėje išorinio magnetinio lauko atžvilgiu ir įgyja šias vertes: – l,…-1, 0, 1,…l, t.y. iš viso (2l + 1) vertė. Pavyzdžiui, jei l = 2, tada m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitinė(polygio dalis) – erdvė, kurioje yra elektronų (ne daugiau kaip du) su tam tikrais n, l, m 1. Sublygyje yra 2l+1 orbita. Pavyzdžiui, d– polygyje yra penkios d-orbitalės. To paties polygio orbitos, turinčios skirtingus skaičius m 1, turi tą pačią energiją.

Magnetinis sukimosi skaičiusm s apibūdina paties elektrono magnetinio momento s, lygaus?, orientaciją išorinio magnetinio lauko atžvilgiu ir įgauna dvi reikšmes: +? Ir _?.

Elektronai atome užima lygius, polygius ir orbitales pagal šias taisykles.

Pauliaus taisyklė: Viename atome du elektronai negali turėti keturių identiškų kvantinių skaičių. Jie turi skirtis bent vienu kvantiniu skaičiumi.

Iš Pauli taisyklės išplaukia, kad orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai, polygyje gali būti ne daugiau kaip 2 (2l + 1) elektronų, lygyje negali būti daugiau 2n 2 elektronų.

Klečkovskio taisyklė: elektroniniai polygiai pildomi didėjimo tvarka (n + l), o esant tokiai pat sumai (n+l)– skaičiaus didėjimo tvarka n.

Grafinė Klečkovskio taisyklės forma.

Pagal Klečkovskio taisyklę sublygiai pildomi tokia tvarka: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Nors polygiai pildomi pagal Klečkovskio taisyklę, elektroninėje formulėje polygiai rašomi nuosekliai pagal lygį: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f tt Taigi bromo atomo elektroninė formulė užrašoma taip: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5.

Daugelio atomų elektroninės konfigūracijos skiriasi nuo Klečkovskio taisyklės numatytų. Taigi, Cr ir Cu:

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

Hundos taisyklė (Gunda): Tam tikro polygio orbitalių užpildymas atliekamas taip, kad bendras sukimasis būtų didžiausias. Tam tikro polygio orbitalės pirmiausia užpildomos vienu elektronu.

Elektronines atomų konfigūracijas galima parašyti pagal lygius, polygius, orbitales. Pavyzdžiui, elektroninę formulę P(15e) galima parašyti:

a) pagal lygius)2)8)5;

b) pagal polygius 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) pagal orbitą

Kai kurių atomų ir jonų elektroninių formulių pavyzdžiai:

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. Cheminis ryšys

3.1. Valentinės jungties metodas

Pagal valentinio ryšio metodą ryšys tarp atomų A ir B susidaro dalijantis elektronų porai.

Kovalentinis ryšys. Donoro-akceptoriaus ryšys.

Valentas apibūdina atomų gebėjimą sudaryti cheminius ryšius ir yra lygus atomo sudarytų cheminių ryšių skaičiui. Pagal valentinio ryšio metodą valentas yra lygus bendrų elektronų porų skaičiui, o kovalentinio ryšio atveju valentas yra lygus nesuporuotų elektronų skaičiui išoriniame atomo lygyje jo pagrindinėje arba sužadintoje būsenoje. .

Atomų valentingumas

Pavyzdžiui, anglies ir sieros atveju:

Sotumas kovalentinis ryšys: atomai sudaro ribotą skaičių jungčių, lygių jų valentiškumui.

Atominių orbitų hibridizacija– skirtingų atomo polygių atominių orbitalių (AO), kurių elektronai dalyvauja formuojant ekvivalentinius?-ryšius, susimaišymas. Hibridinės orbitos (HO) ekvivalentiškumas paaiškina susidariusių cheminių ryšių lygiavertiškumą. Pavyzdžiui, keturiavalenčio anglies atomo atveju yra vienas 2s – ir trys 2p- elektronas. Paaiškinti keturių β-jungčių, kurias sudaro anglis molekulėse CH 4, CF 4 ir kt., ekvivalentiškumą, atominė viena s- ir trys R- orbitalės pakeičiamos keturiomis lygiavertėmis hibridinėmis 3 sp- orbitos:

Fokusas Kovalentinis ryšys yra suformuotas didžiausio orbitalių, sudarančių bendrą elektronų porą, persidengimo kryptimi.

Priklausomai nuo hibridizacijos tipo, hibridinės orbitos turi tam tikrą vietą erdvėje:

sp– tiesinis, kampas tarp orbitalių ašių 180°;

sp 2– trikampis, kampai tarp orbitalių ašių 120°;

3 sp– tetraedrinis, kampai tarp orbitalių ašių 109°;

sp 3 d 1– trigonalinis-bipiramidinis, kampai 90° ir 120°;

sp 2 d 1– kvadratas, kampai tarp orbitalių ašių 90°;

sp 3 d 2– oktaedrinė, kampai tarp orbitalių ašių yra 90°.

3.2. Molekulinių orbitų teorija

Pagal molekulinių orbitalių teoriją molekulė susideda iš branduolių ir elektronų. Molekulėse elektronai yra molekulinėse orbitose (MO). Išorinių elektronų MO turi sudėtingą struktūrą ir yra laikomi linijiniu molekulę sudarančių atomų išorinių orbitalių deriniu. Susidariusių MO skaičius lygus AO, dalyvaujančių juos formuojant, skaičiui. MO energijos gali būti mažesnės (surišančios MO), lygios (nesusirišančios MO) arba didesnės (antirišančios MO) nei jas formuojančių AO energijos.

UAB bendravimo sąlygos

1. AO sąveikauja, jei jų energija yra panaši.

2. AO sąveikauja, jei jie sutampa.

3. AO sąveikauja, jei turi atitinkamą simetriją.

Dviatominės molekulės AB (arba bet kurios tiesinės molekulės) MO simetrija gali būti:

Jei tam tikras MO turi simetrijos ašį,

Jei tam tikra MO turi simetrijos plokštumą,

Jeigu MO turi dvi statmenas simetrijos plokštumas.

Elektronų buvimas ant jungiamųjų MO stabilizuoja sistemą, nes sumažina molekulės energiją, palyginti su atomų energija. Apibūdinamas molekulės stabilumas obligacijų orderis n, lygus: n = (n šviesa – n dydis)/2, Kur n šviesos ir n dydžio - elektronų skaičius surišimo ir antijungimo orbitose.

MO užpildymas elektronais vyksta pagal tas pačias taisykles kaip ir AO užpildymas atome, būtent: Pauli taisyklė (MO negali būti daugiau nei du elektronai), Hundo taisyklė (bendras sukinys turi būti maksimalus) ir kt. .

Pirmojo periodo 1s-AO atomų (H ir He) sąveika lemia jungties?-MO ir antijungimo?*-MO susidarymą:

Elektroninės molekulių formulės, jungčių eilės n, eksperimentinės ryšių energijos E ir tarpmolekuliniai atstumai R Dviatominės molekulės iš pirmojo periodo atomų pateiktos šioje lentelėje:

Kituose antrojo periodo atomuose, be 2s-AO, taip pat yra 2p x -, 2p y – ir 2p z -AO, kurie sąveikaujant gali susidaryti?– ir?-MO. O, F ir Ne atomų 2s- ir 2p-AO energijos labai skiriasi, o sąveika tarp vieno atomo 2s-AO ir kito atomo 2p-AO gali būti nepaisoma, atsižvelgiant į 2s sąveiką. -AO dviejų atomų atskirai nuo jų 2p-AO sąveikos. O 2, F 2, Ne 2 molekulių MO schema yra tokia:

Atomų B, C, N 2s– ir 2p-AO energijos yra artimos, o vieno atomo 2s-AO sąveikauja su kito atomo 2p z-AO. Todėl MO eilės molekulėse B 2, C 2 ir N 2 skiriasi nuo MO eilės O 2, F 2 ir Ne 2 molekulėse. Žemiau yra B 2, C 2 ir N 2 molekulių MO schema:

Remiantis pateiktomis MO schemomis, galima, pavyzdžiui, užrašyti molekulių O 2 , O 2 + ir O 2 ? elektronines formules:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

O 2 molekulės atveju MO teorija leidžia numatyti didesnį šios molekulės stiprumą, nes n = 2, surišimo energijų ir tarpbranduolių atstumų pokyčių pobūdis serijoje O 2 + – O 2 – O 2 ?, taip pat O 2 molekulės, kurios viršutiniuose MO turi du nesuporuotus elektronus, paramagnetizmas.

3.3. Kai kurios jungčių rūšys

Joninis ryšys– elektrostatinis ryšys tarp priešingų krūvių jonų. Joninė jungtis gali būti laikoma kraštutiniu poliarinio kovalentinio ryšio atveju. Joninis ryšys susidaro, jei atomų elektronegatyvumo skirtumas X yra didesnis nei 1,5–2,0.

Joninė jungtis yra nekryptinis neprisotinamas bendravimas NaCl kristale Na+ joną traukia visi Cl jonai? ir jį atstumia visi kiti Na + jonai, nepriklausomai nuo sąveikos krypties ir jonų skaičiaus. Tai lemia didesnį joninių kristalų stabilumą, palyginti su joninėmis molekulėmis.

Vandenilinė jungtis– ryšys tarp vienos molekulės vandenilio atomo ir kitos molekulės elektronneigiamo atomo (F, CI, N).

Vandenilinio ryšio buvimas paaiškina anomaalias vandens savybes: vandens virimo temperatūra yra daug aukštesnė nei jo cheminių analogų: t kip (H 2 O) = 100 °C, o t kip (H 2 S) = - 61°C. Tarp H 2 S molekulių nesusidaro vandeniliniai ryšiai.

4. Cheminių procesų dėsniai

4.1. Termochemija

Energija(E)- gebėjimas gaminti darbą. Mechaniniai darbai (A) atliekami, pavyzdžiui, dujomis jas plečiant: A = p?V.

Reakcijos, atsirandančios absorbuojant energiją, yra šios: endoterminė.

Reakcijos, susijusios su energijos išsiskyrimu, yra šios: egzoterminis.

Energijos rūšys:šilumos, šviesos, elektros, cheminės, branduolinės energijos ir kt.

Energijos rūšys: kinetika ir potencialas.

Kinetinė energija– judančio kūno energija, tai darbas, kurį kūnas gali atlikti dar nepasiekęs ramybės.

Šiluma (Q)– kinetinės energijos rūšis – susijusi su atomų ir molekulių judėjimu. Bendraujant su masės kūnu (m) ir šilumos savitoji šiluminė talpa (c) Q jos temperatūra padidėja? t: ?Q = m su ?t, kur? t = ?Q/(c t).

Potencinė energija- energija, kurią kūnas įgyja pasikeitus jo arba jo sudedamųjų dalių padėties erdvėje. Cheminių ryšių energija yra potencialios energijos rūšis.

Pirmasis termodinamikos dėsnis: energija gali pereiti iš vienos rūšies į kitą, bet negali išnykti ar atsirasti.

Vidinė energija (U) – kūną sudarančių dalelių kinetinės ir potencialios energijos suma. Reakcijoje sugerta šiluma lygi reakcijos produktų ir reagentų vidinės energijos skirtumui (Q = ?U = U 2 – U 1), su sąlyga, kad sistema neatliko jokių aplinkosaugos darbų. Jei reakcija vyksta esant pastoviam slėgiui, tada išsiskiriančios dujos veikia prieš išorines slėgio jėgas, o reakcijos metu sugerta šiluma yra lygi vidinės energijos pokyčių sumai. ?U ir dirbti A = p?V.Ši šiluma, sugerta esant pastoviam slėgiui, vadinama entalpijos pokyčiu: ? Н = ?U + p?V, apibrėžiantis entalpija Kaip H = U + pV. Skystų ir kietų medžiagų reakcijos vyksta be didelių tūrio pokyčių (?V = 0), tai kaip su šiomis reakcijomis? N arti ?U (?Н = ?U). Reakcijoms su tūrio pasikeitimu turime ?Н > ?U, jei vyksta plėtra, ir N< ?U , jei yra suspaudimas.

Entalpijos pokytis paprastai nurodomas į standartinę medžiagos būseną: tai yra grynos medžiagos tam tikros būsenos (kietos, skystos ar dujinės) esant 1 atm = 101 325 Pa slėgiui, 298 K temperatūrai ir medžiagų koncentracija 1 mol/l.

Standartinė formavimosi entalpija?– šiluma, išsiskirianti arba sugerta standartinėmis sąlygomis susidarant 1 moliui medžiagos iš ją sudarančių paprastų medžiagų. Pavyzdžiui, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Tai reiškia, kad reakcijoje Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s), kai susidaro 1 molis NaCl, išsiskiria 411 kJ energijos.

Standartinė reakcijos entalpija?H– entalpijos pokytis cheminės reakcijos metu, nustatomas pagal formulę: N = ?N arr.(Produktai) - ?N arr.(reagentai).

Taigi reakcijai NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), žinant, kad H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol ir H o ​​6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol turime:

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

Jei? N< 0, tada reakcija egzoterminė. Jei? N> 0, tada reakcija yra endoterminė.

Teisė Hessas: Standartinė reakcijos entalpija priklauso nuo standartinių reagentų ir produktų entalpijų ir nepriklauso nuo reakcijos kelio.

Spontaniški procesai gali būti ne tik egzoterminiai, t.y. procesai su energijos sumažėjimu (?N< 0), bet gali būti ir endoterminiai procesai, ty procesai, kurių energija didėja (?N> 0). Visuose šiuose procesuose sistemos „sutrikimas“ didėja.

EntropijaS – fizikinis dydis, apibūdinantis sistemos sutrikimo laipsnį. S – standartinė entropija, ?S – standartinės entropijos pokytis. Jei?S > 0, sutrikimas didėja, jei AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Procesams, kuriuose dalelių skaičius mažėja, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Procesai vyksta spontaniškai išleidžiant energiją, t.y. kam? N< 0, o didėjant entropijai, t. y. kurioms?S > 0. Atsižvelgus į abu veiksnius gaunama išraiška Gibso energija: G = H – TS arba? G = ?H – T?S. Reakcijos, kurių metu mažėja Gibso energija, t.y. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, neikite spontaniškai. Sąlyga?G = 0 reiškia, kad tarp produktų ir reagentų susidarė pusiausvyra.

Esant žemai temperatūrai, kai vertė T yra artimas nuliui, vyksta tik egzoterminės reakcijos, nes T?S– mažai ir?G = ? N< 0. Esant aukštai temperatūrai reikšmės T?S puiku, ir, nepaisydami dydžio? N, mes turime?G = – T?S, y., spontaniškai vyks procesai su didėjančia entropija, kuriems?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

AG reikšmę tam tikrai reakcijai galima nustatyti pagal formulę:

G = ?С arr (produktai) – ?G o b p (reagentai).

Šiuo atveju ?G o br reikšmės, taip pat? N arr. ir?S o br dideliam skaičiui medžiagų pateikiami specialiose lentelėse.

4.2. Cheminė kinetika

Cheminės reakcijos greitis(v) nustatomas pagal reagentų molinės koncentracijos pokytį per laiko vienetą:

Kur v– reakcijos greitis, s – molinė reagento koncentracija, t- laikas.

Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo reagentų pobūdžio ir reakcijos sąlygų (temperatūros, koncentracijos, katalizatoriaus buvimo ir kt.)

Koncentracijos poveikis. IN Paprastų reakcijų atveju reakcijos greitis yra proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai, paimtai galiomis, lygiomis jų stechiometriniams koeficientams.

Dėl reakcijos

kur 1 ir 2 yra atitinkamai į priekį ir atgal vykstančių reakcijų kryptys:

v 1 = k 1 ? [Esu ? [B]n ir

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

Kur v- greita reakcija, k– greičio konstanta, [A] – molinė medžiagos A koncentracija.

Reakcijos molekuliškumas– elementariame reakcijos veiksme dalyvaujančių molekulių skaičius. Pavyzdžiui, paprastoms reakcijoms: mA + nB> рС + qD, molekuliškumas lygus koeficientų sumai (m + n). Reakcijos gali būti vienos molekulės, dvigubos molekulės ir retai – trimolekulės. Didesnės molekulinės masės reakcijų nevyksta.

Reakcijos tvarka yra lygi koncentracijos laipsnių eksponentų sumai eksperimentinėje cheminės reakcijos greičio išraiškoje. Taigi, sudėtingai reakcijai

mA + nB > рС + qD eksperimentinė reakcijos greičio išraiška yra

v 1 = k 1? [A]? ? [IN]? ir reakcijos tvarka yra (? +?). Kur? Ir? randami eksperimentiškai ir gali nesutapti su m Ir n atitinkamai, kadangi sudėtingos reakcijos lygtis yra kelių paprastų reakcijų rezultatas.

Temperatūros poveikis. Reakcijos greitis priklauso nuo efektyvių susidūrimų tarp molekulių skaičiaus. Temperatūros padidėjimas padidina aktyvių molekulių skaičių, suteikdamas joms reikalingą energiją reakcijai įvykti. aktyvacijos energija E veikia ir padidina cheminės reakcijos greitį.

Van't Hoffo taisyklė. Temperatūrai pakilus 10°, reakcijos greitis padidėja 2–4 ​​kartus. Matematiškai tai parašyta taip:

v2 = v1? ?(t 2 – t 1)/10

kur v 1 ir v 2 yra reakcijos greitis pradinėje (t 1) ir galutinėje (t 2) temperatūroje, ? – reakcijos greičio temperatūros koeficientas, parodantis, kiek kartų reakcijos greitis padidėja, temperatūrai pakilus 10°.

Tiksliau išreiškiama reakcijos greičio priklausomybė nuo temperatūros Arrhenijaus lygtis:

k = A? e - E/(RT)

Kur k– greičio konstanta, A– nuo ​​temperatūros nepriklausoma konstanta, e = 2,71828, E- aktyvinimo energija, R= 8,314 J/(K? mol) – dujų konstanta; T– temperatūra (K). Galima pastebėti, kad greičio konstanta didėja didėjant temperatūrai ir mažėjant aktyvavimo energijai.

4.3. Cheminė pusiausvyra

Sistema yra pusiausvyroje, jei jos būsena laikui bėgant nekinta. Tiesioginių ir atvirkštinių reakcijų greičių lygybė yra sistemos pusiausvyros palaikymo sąlyga.

Grįžtamos reakcijos pavyzdys yra reakcija

N2 + 3H2-2NH3.

Masinio veikimo dėsnis: reakcijos produktų koncentracijų sandaugos ir pradinių medžiagų koncentracijų sandaugos santykis (visos koncentracijos nurodomos laipsniais, lygiais jų stechiometriniams koeficientams) yra konstanta, vadinama pusiausvyros konstanta.

Pusiausvyros konstanta yra reakcijos į priekį eigos matas.

K = O – tiesioginė reakcija nevyksta;

K =? – tiesioginė reakcija eina į pabaigą;

K > 1 – balansas pasislinkęs į dešinę;

KAM< 1 – balansas perkeliamas į kairę.

Reakcijos pusiausvyros konstanta KAM yra susijęs su standartinės Gibso energijos?G pokyčio dydžiu tai pačiai reakcijai:

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

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

Jeigu KAM< 1, tada lg K < 0 и?G >0, ty jei pusiausvyra pasislenka į kairę, tai reakcija savaime nevyksta į dešinę.

Pusiausvyros poslinkio dėsnis: Jei pusiausvyros sistemai daromas išorinis poveikis, sistemoje atsiranda procesas, kuris neutralizuoja išorinį poveikį.

5. Redokso reakcijos

Redokso reakcijos– reakcijos, atsirandančios pasikeitus elementų oksidacijos būsenoms.

Oksidacija– elektronų donorystės procesas.

Atsigavimas– elektronų pridėjimo procesas.

Oksidatorius– atomas, molekulė arba jonas, kuris priima elektronus.

Reduktorius– atomas, molekulė ar jonas, dovanojantis elektronus.

Oksidatoriai, priimdami elektronus, pereina į sumažintą formą:

F 2 [apytiksliai ] + 2e > 2F? [atkurta].

Reduktoriai, atsisakę elektronų, pereina į oksiduotą formą:

Na 0 [atgavimas ] – 1e > Na + [apytiksliai].

Oksiduotų ir redukuotų formų pusiausvyra pasižymi Nernsto lygtys redokso potencialui:

Kur E 0– redokso potencialo standartinė vertė; n– perduotų elektronų skaičius; [atkurta ] ir [apytiksliai ] yra atitinkamai redukuotų ir oksiduotų formų junginio molinės koncentracijos.

Standartinių elektrodų potencialų vertės E 0 yra pateiktos lentelėse ir apibūdina junginių oksidacines ir redukcines savybes: tuo teigiama reikšmė E 0, tuo stipresnės oksidacinės savybės ir tuo neigiama reikšmė E 0, tuo stipresnės atkuriamosios savybės.

Pavyzdžiui, F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 voltai, o Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volto (procesas visada registruojamas redukcijos reakcijoms).

Redokso reakcija yra dviejų pusinių reakcijų, oksidacijos ir redukcijos, derinys ir jai būdinga elektrovaros jėga (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 gerai – ?E 0 atkurti, Kur E 0 gerai Ir? E 0 atkurti– šios reakcijos oksidatoriaus ir reduktoriaus standartiniai potencialai.

E.m.f. reakcijos? E 0 yra susijęs su Gibso laisvosios energijos?G ir reakcijos pusiausvyros konstantos pokyčiu KAM:

?G = – nF?E 0 arba? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakcijos esant nestandartinėms koncentracijoms? E lygus: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K arba? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

Jei pusiausvyra?G = 0 ir?E = 0, iš kur ji atsiranda? E =(0,059/n)lg K Ir K = 10 n?E/0,059 .

Kad reakcija vyktų spontaniškai, turi būti tenkinami šie santykiai: ?G< 0 или K >> 1, kurią sąlyga atitinka? E 0> 0. Todėl norint nustatyti tam tikros redokso reakcijos galimybę, reikia apskaičiuoti reikšmę? E 0. Jei? E 0 > 0, reakcija vyksta. Jei? E 0< 0, jokio atsakymo.

Cheminiai srovės šaltiniai

Galvaninės ląstelės– prietaisai, paverčiantys cheminės reakcijos energiją į elektros energiją.

Danielio galvaninis elementas susideda iš cinko ir vario elektrodų, panardintų atitinkamai į ZnSO 4 ir CuSO 4 tirpalus. Elektrolitų tirpalai bendrauja per porėtą pertvarą. Šiuo atveju ant cinko elektrodo vyksta oksidacija: Zn > Zn 2+ + 2e, o redukcija ant vario elektrodo: Cu 2+ + 2e > Cu. Apskritai reakcija vyksta: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anodas– elektrodas, ant kurio vyksta oksidacija. Katodas– elektrodas, ant kurio vyksta redukcija. Galvaniniuose elementuose anodas yra neigiamai įkrautas, o katodas – teigiamai. Elementų diagramose metalas ir skiedinys yra atskirti vertikalia linija, o du skiediniai yra atskirti dviguba vertikalia linija.

Taigi, reakcijai Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, galvaninio elemento grandinės schema parašyta: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

Reakcijos elektrovaros jėga (emf) yra? E 0 = E 0 gerai – E 0 atkurti= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Dėl nuostolių elemento sukuriama įtampa bus šiek tiek mažesnė už? E 0. Jeigu tirpalų koncentracijos skiriasi nuo standartinių, lygios 1 mol/l, tai E 0 gerai Ir E 0 atkurti apskaičiuojami naudojant Nernsto lygtį, tada apskaičiuojamas emf. atitinkamas galvaninis elementas.

Sausas elementas susideda iš cinko korpuso, NH 4 Cl pastos su krakmolu arba miltais, MnO 2 mišinio su grafitu ir grafito elektrodo. Jo veikimo metu vyksta tokia reakcija: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elementų schema: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). E.m.f. elementas - 1,5 V.

Baterijos.Švino akumuliatorių sudaro dvi švino plokštės, panardintos į 30% sieros rūgšties tirpalą ir padengtos netirpaus PbSO 4 sluoksniu. Įkraunant akumuliatorių, ant elektrodų vyksta šie procesai:

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

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

Kai baterija išsikrauna, ant elektrodų vyksta šie procesai:

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

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

Bendra reakcija gali būti parašyta taip:

Kad akumuliatorius veiktų, jį reikia reguliariai įkrauti ir stebėti sieros rūgšties koncentraciją, kuri akumuliatoriaus veikimo metu gali šiek tiek sumažėti.

6. Sprendimai

6.1. Tirpalų koncentracija

Medžiagos masės dalis tirpale w lygus ištirpusios medžiagos masės ir tirpalo masės santykiui: w = m vandens / m tirpalo arba w = m in-va /(V ?), nes m tirpalas = V p-pa ? ?r-ra.

Molinė koncentracija Su lygus tirpios medžiagos molių skaičiaus ir tirpalo tūrio santykiui: c = n(mol)/ V(l) arba c = m/(M? V( l )).

Molinė ekvivalentų koncentracija (normali arba lygiavertė koncentracija) su e yra lygus ištirpusios medžiagos ekvivalentų skaičiaus ir tirpalo tūrio santykiui: su e = n(mol ekv.)/ V(l) arba kai e = m/(M e? V(l)).

6.2. Elektrolitinė disociacija

Elektrolitinė disociacija– elektrolito skilimas į katijonus ir anijonus, veikiant polinių tirpiklių molekulėms.

Disociacijos laipsnis?– disocijuotų molekulių koncentracijos (su diso) ir bendros ištirpusių molekulių koncentracijos santykis (su tūriu): ? = su diss / su ob.

Elektrolitus galima suskirstyti į stiprus(? ~ 1) ir silpnas.

Stiprūs elektrolitai(jiems? ~ 1) – vandenyje tirpios druskos ir bazės, taip pat kai kurios rūgštys: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 ir kt.

Silpni elektrolitai(jiems?<< 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.

Joninių reakcijų lygtys. IN Joninėse reakcijų lygtyse stiprūs elektrolitai rašomi jonų, o silpni elektrolitai, blogai tirpios medžiagos ir dujos – molekulių pavidalu. Pavyzdžiui:

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

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

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

Reakcijos tarp jonų eiti link medžiagos, kuri gamina mažiau jonų, susidarymo, t.y. link silpnesnio elektrolito arba mažiau tirpios medžiagos.

6.3. Silpnų elektrolitų disociacija

Masės veikimo dėsnį taikykime pusiausvyrai tarp jonų ir molekulių silpno elektrolito, pavyzdžiui, acto rūgšties, tirpale:

CH 3 COOH – CH 3 COO? +H+

Disociacijos reakcijų pusiausvyros konstantos vadinamos disociacijos konstantos. Disociacijos konstantos apibūdina silpnų elektrolitų disociaciją: kuo konstanta mažesnė, tuo silpnesnis elektrolitas mažiau disocijuoja, tuo jis silpnesnis.

Polibazinės rūgštys disocijuoja palaipsniui:

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

Visos disociacijos reakcijos pusiausvyros konstanta yra lygi atskirų disociacijos stadijų konstantų sandaugai:

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

Ostvaldo praskiedimo dėsnis: silpno elektrolito (a) disociacijos laipsnis didėja mažėjant jo koncentracijai, t.y. praskiedus:

Bendrojo jono poveikis silpno elektrolito disociacijai: bendro jono pridėjimas sumažina silpno elektrolito disociaciją. Taigi, pridedant CH 3 COOH į silpno elektrolito tirpalą

CH 3 COOH – CH 3 COO? +H+?<< 1

stiprus elektrolitas, kuriame yra jonas, bendras CH 3 COOH, t. y. acetato jonas, pvz., CH 3 COONa

CH 3 COOna – CH 3 COO? + Na + ? = 1

acetato jonų koncentracija didėja, o CH 3 COOH disociacijos pusiausvyra pasislenka į kairę, t.y., rūgšties disociacija mažėja.

6.4. Stiprių elektrolitų disociacija

Jonų aktyvumas A – jonų koncentracija, pasireiškianti jo savybėmis.

Veiklos faktoriusf– jonų aktyvumo santykis A susikoncentruoti su: f= a/c arba A = fc.

Jei f = 1, tai jonai yra laisvi ir vienas su kitu nesąveikauja. Tai atsitinka labai atskiestuose tirpaluose, silpnų elektrolitų tirpaluose ir kt.

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

Aktyvumo koeficientas priklauso nuo I tirpalo joninės stiprios: kuo didesnis jonų stiprumas, tuo mažesnis aktyvumo koeficientas.

Tirpalo jonų stiprumas aš priklauso nuo mokesčių z ir jonų koncentracija:

aš = 0,52?s z2.

Aktyvumo koeficientas priklauso nuo jono krūvio: kuo didesnis jono krūvis, tuo mažesnis aktyvumo koeficientas. Matematiškai aktyvumo koeficiento priklausomybė f dėl jonų stiprumo aš ir jonų krūvis z parašyta naudojant Debye-Hückel formulę:

Jonų aktyvumo koeficientus galima nustatyti pagal šią lentelę:

6.5 Joninis vandens produktas. pH vertė

Vanduo, silpnas elektrolitas, disocijuoja, sudarydamas H+ ir OH2 jonus. Šie jonai yra hidratuoti, tai yra, sujungti su keliomis vandens molekulėmis, tačiau dėl paprastumo jie parašyti nehidratuota forma

H 2 O - H + + OH?.

Remiantis masės veikimo dėsniu, šiai pusiausvyrai:

Vandens molekulių koncentracija [H 2 O], t.y., molių skaičius 1 litre vandens, gali būti laikoma pastovia ir lygi [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Iš čia:

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

Joninis vandens produktas– koncentracijų sandauga [H + ] ir – yra pastovi vertė esant pastoviai temperatūrai ir lygi 10 -14 esant 22°C.

Vandens joninis produktas didėja didėjant temperatūrai.

pH vertė– neigiamas vandenilio jonų koncentracijos logaritmas: pH = – log. Panašiai: pOH = – log.

Paėmus joninio vandens produkto logaritmą, gaunama: pH + pHOH = 14.

PH reikšmė apibūdina terpės reakciją.

Jei pH = 7, tai [H + ] = yra neutrali terpė.

Jei pH< 7, то [Н + ] >– rūgštinė aplinka.

Jei pH > 7, tada [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Buferiniai tirpalai

Buferiniai tirpalai yra tirpalai, kuriuose yra tam tikra vandenilio jonų koncentracija. Šių tirpalų pH nesikeičia skiedžiant ir mažai kinta, kai pridedama nedideli rūgščių ir šarmų kiekiai.

I. Silpnos rūgšties HA tirpalas, koncentracija – iš rūgšties, ir jos druskos su stipria baze BA, koncentracija – iš druskos. Pavyzdžiui, acetatinis buferis yra acto rūgšties ir natrio acetato tirpalas: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK rūgštus + log(druska/s rūgštus).

II. Silpnos bazės BOH tirpalas, koncentracija - iš bazinės, o jos druska su stipria rūgštimi BA, koncentracija - iš druskos. Pavyzdžiui, amoniako buferis yra amonio hidroksido ir amonio chlorido NH 4 OH + NH 4 Cl tirpalas.

pH = 14 – рК bazinis – log(su druska/su baziniu).

6.7. Druskų hidrolizė

Druskų hidrolizė– druskos jonų sąveika su vandeniu, kad susidarytų silpnas elektrolitas.

Hidrolizės reakcijų lygčių pavyzdžiai.

I. Druską sudaro stipri bazė ir silpna rūgštis:

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

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

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

Antrame etape hidrolizė praktiškai nevyksta.

II. Druska susidaro iš silpnos bazės ir stiprios rūgšties:

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

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

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

Antrame etape hidrolizė vyksta mažiau, o trečiame etape hidrolizės praktiškai nėra.

III. Druska susidaro iš stiprios bazės ir stiprios rūgšties:

K + + NO 3 ? + H 2 O ? nėra hidrolizės, pH? 7.

IV. Druska susidaro iš silpnos bazės ir silpnos rūgšties:

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.

Kai kuriais atvejais, kai druską sudaro labai silpnos bazės ir rūgštys, vyksta visiška hidrolizė. Tokių druskų tirpumo lentelėje simbolis yra „skaidomas vandeniu“:

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

Keitimosi reakcijose reikia atsižvelgti į visiškos hidrolizės galimybę:

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

Hidrolizės laipsnish – hidrolizuotų molekulių koncentracijos ir visos ištirpusių molekulių koncentracijos santykis.

Druskoms, sudarytoms iš stiprios bazės ir silpnos rūgšties:

= skрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Iš išraiškos matyti, kad hidrolizės laipsnis h(ty hidrolizė) padidėja:

a) kylant temperatūrai, didėjant K(H 2 O);

b) sumažėjus druskos formuojančios rūgšties disociacijai: kuo silpnesnė rūgštis, tuo didesnė hidrolizė;

c) praskiedus: kuo mažesnis c, tuo didesnė hidrolizė.

Druskoms, kurias sudaro silpna bazė ir stipri rūgštis

[H + ] = sk pH = – log.

Druskoms, kurias sudaro silpna bazė ir silpna rūgštis

6.8. Protolitinė rūgščių ir bazių teorija

Protolizė– protonų perdavimo procesas.

Protolitai– rūgštys ir bazės, kurios dovanoja ir priima protonus.

Rūgštis– molekulė arba jonas, galintis dovanoti protoną. Kiekviena rūgštis turi atitinkamą konjuguotą bazę. Rūgščių stiprumas apibūdinamas rūgšties konstanta K k.

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

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O - 2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Bazė– molekulė arba jonas, galintis priimti protoną. Kiekviena bazė turi atitinkamą konjuguotą rūgštį. Bazių stiprumas apibūdinamas bazine konstanta K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolitai– protolitai, galintys išlaisvinti ir įgyti protoną.

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

HCO3? – rūgštis.

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

HCO3? – pamatas.

Vandeniui: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstantos K k Ir K 0 konjuguoti rūgštys ir bazės yra sujungtos.

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

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

7. Tirpumo konstanta. Tirpumas

Sistemoje, susidedančioje iš tirpalo ir nuosėdų, vyksta du procesai – nuosėdų ištirpimas ir nuosėdų susidarymas. Šių dviejų procesų greičių lygybė yra pusiausvyros sąlyga.

Sotus tirpalas– tirpalas, kuris yra pusiausvyroje su nuosėdomis.

Masės veikimo dėsnis, taikomas pusiausvyrai tarp nuosėdų ir tirpalo, suteikia:

Nuo = const,

KAM = K s (AgCl) = .

Apskritai mes turime:

A m B n(televizorius) – m A +n+n B -m

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

Tirpumo konstantaK s(arba tirpumo produktas PR) – jonų koncentracijų sandauga prisotintame mažai tirpaus elektrolito tirpale – yra pastovi reikšmė ir priklauso tik nuo temperatūros.

Mažai tirpios medžiagos tirpumas s gali būti išreikštas moliais litre. Priklausomai nuo dydžio s medžiagas galima skirstyti į sunkiai tirpstančias – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l ir labai tirpus s>10 -2 mol/l.

Junginių tirpumas yra susijęs su jų tirpumo produktu.

Kritulių susidarymo ir nuosėdų tirpimo sąlygos

AgCl atveju: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) nuosėdų ir tirpalo pusiausvyros sąlyga: = Ks.

b) nusodinimo sąlyga: > Ks; kritulių metu jonų koncentracijos mažėja, kol nusistovi pusiausvyra;

c) nuosėdų ištirpimo arba sočiojo tirpalo buvimo sąlyga:< Ks; Tirpstant nuosėdoms, jonų koncentracija didėja, kol nusistovi pusiausvyra.

8. Koordinavimo junginiai

Koordinaciniai (sudėtingi) junginiai yra junginiai, turintys donoro-akceptoriaus ryšį.

K 3:

išorinės sferos jonai – 3K+,

vidinės sferos jonas – 3-,

komplekso sudarytojas – Fe 3+,

ligandai – 6CN?, jų įdubimas – 1,

koordinacinis numeris – 6.

Kompleksą sudarančių medžiagų pavyzdžiai: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ ir kt.

Ligandų pavyzdžiai: polinės molekulės H 2 O, NH 3, CO ir anijonai CN?, Cl?, OH? ir kt.

Koordinavimo skaičiai: dažniausiai 4 arba 6, rečiau 2, 3 ir kt.

Nomenklatūra. Pirmiausia įvardijamas anijonas (vardiniu atveju), paskui katijonas (genityvo atveju). Kai kurių ligandų pavadinimai: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – ciano, Cl? – chloras, OH? – hidrokso. Koordinavimo skaičių pavadinimai: 2 – di, 3 – trys, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Kompleksą sudarončio agento oksidacijos būsena nurodyta:

Cl-diaminsidabro (I) chloridas;

SO 4 – tetramino vario(II) sulfatas;

K 3 – kalio heksacianoferatas(III).

Cheminis ryšį.

Valentinės jungties teorija numato centrinio atomo orbitų hibridizaciją. Susidariusių hibridinių orbitalių vieta lemia kompleksų geometriją.

Diamagnetinis kompleksinis jonas Fe(CN) 6 4-.

Cianido jonas – donoras

Geležies jonas Fe 2+ – akceptorius – turi formulę 3d 6 4s 0 4p 0. Atsižvelgdami į komplekso diamagnetinį pobūdį (visi elektronai yra suporuoti) ir koordinacinį skaičių (reikia 6 laisvų orbitalių), turime d 2 sp 3- hibridizacija:

Kompleksas yra diamagnetinis, žemo sukimosi, intraorbitalinis, stabilus (išoriniai elektronai nenaudojami), oktaedrinis ( d 2 sp 3- hibridizacija).

Paramagnetinis kompleksinis jonas FeF 6 3-.

Fluoro jonas yra donoras.

Geležies jonas Fe 3+ – akceptorius – turi formulę 3d 5 4s 0 4p 0 . Atsižvelgdami į komplekso paramagnetiškumą (elektronai yra susieti) ir koordinacinį skaičių (reikia 6 laisvų orbitalių), turime sp 3 d 2- hibridizacija:

Kompleksas yra paramagnetinis, didelio sukimosi, išorinės orbitos, nestabilus (naudojamos išorinės 4d orbitos), oktaedrinis ( sp 3 d 2- hibridizacija).

Koordinacinių junginių disociacija.

Koordinaciniai junginiai tirpale visiškai disocijuoja į vidinės ir išorinės sferos jonus.

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

Vidinės sferos jonai, t.y. kompleksiniai jonai, kaip ir silpni elektrolitai, etapais disocijuoja į metalų jonus ir ligandus.

Kur K 1 , KAM 2 , Į 1 _ 2 vadinamos nestabilumo konstantomis ir apibūdinti kompleksų disociaciją: kuo mažesnė nestabilumo konstanta, tuo mažiau kompleksas disocijuoja, tuo jis stabilesnis.

kelios pagrindinės sąvokos ir formulės.

Visos medžiagos turi skirtingą masę, tankį ir tūrį. Vieno elemento metalo gabalas gali sverti daug kartų daugiau nei lygiai tokio paties dydžio kito metalo gabalas.

Kurmis(apgamų skaičius)

žymėjimas: apgamas, tarptautinis: mol- medžiagos kiekio matavimo vienetas. Atitinka medžiagos kiekį, kuriame yra N.A. dalelės (molekulės, atomai, jonai) Todėl buvo įvestas universalus kiekis - apgamų skaičius. Dažnai užduotyse sutinkama frazė „gauta... medžiagos molis"

N.A.= 6,02 1023

N.A.- Avogadro numeris. Taip pat „skaičius pagal susitarimą“. Kiek atomų yra pieštuko gale? Apie tūkstantį. Su tokiais kiekiais operuoti nėra patogu. Todėl viso pasaulio chemikai ir fizikai sutarė – 6,02 × 1023 daleles (atomus, molekules, jonus) įvardykime kaip 1 molis medžiagų.

1 molis = 6,02 1023 dalelės

Tai buvo pirmoji iš pagrindinių problemų sprendimo formulių.

Medžiagos molinė masė

Molinė masė medžiaga yra vieno masė molis medžiagos.

Žymi kaip p. Jis randamas pagal periodinę lentelę – tai tiesiog medžiagos atominių masių suma.

Pavyzdžiui, mums duodama sieros rūgštis – H2SO4. Apskaičiuokime medžiagos molinę masę: atominė masė H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

Antroji būtina problemų sprendimo formulė yra

medžiagos masės formulė:

Tai yra, norint rasti medžiagos masę, reikia žinoti molių skaičių (n), o molinę masę randame iš periodinės lentelės.

Masės tvermės dėsnis - Medžiagų, kurios patenka į cheminę reakciją, masė visada lygi susidariusių medžiagų masei.

Jei žinome reagavusių medžiagų masę (mases), galime rasti tos reakcijos produktų masę (mases). Ir atvirkščiai.

Trečioji chemijos uždavinių sprendimo formulė yra

medžiagos tūris:

Atsiprašome, šis vaizdas neatitinka mūsų gairių. Jei norite tęsti publikavimą, ištrinkite vaizdą arba įkelkite kitą.

Iš kur atsirado skaičius 22,4? Iš Avogadro dėsnis:

vienoduose tūriuose skirtingų dujų, paimtų esant tokiai pačiai temperatūrai ir slėgiui, yra tiek pat molekulių.

Pagal Avogadro dėsnį, 1 molis idealių dujų normaliomis sąlygomis (n.s.) turi tokį patį tūrį Vm= 22.413 996(39) l

Tai yra, jei uždavinyje mums pateikiamos normalios sąlygos, tada, žinodami molių skaičių (n), galime rasti medžiagos tūrį.

Taigi, pagrindinės uždavinių sprendimo formulės chemijoje

Avogadro numerisN.A.

6,02 1023 dalelės

Medžiagos kiekis n (mol)

n = V\22,4 (l\mol)

Medžiagos masė m (g)

Medžiagos tūris V(l)

V = n 22,4 (l\mol)

Atsiprašome, šis vaizdas neatitinka mūsų gairių. Jei norite tęsti publikavimą, ištrinkite vaizdą arba įkelkite kitą.

Tai yra formulės. Dažnai norint išspręsti uždavinius, pirmiausia reikia parašyti reakcijos lygtį ir (būtina!) sutvarkyti koeficientus – jų santykis lemia molių santykį procese.

Didumas ir jo matmenys	Santykis
X elemento atominė masė (santykinė)
Elemento serijos numeris	Z= N(e –) = N(R +)
E elemento masės dalis X medžiagoje, vieneto dalimis, procentais
X medžiagos kiekis, mol
Dujų medžiagos kiekis, mol	V m= 22,4 l/mol (n.s.) Na. – R= 101 325 Pa, T= 273 tūkst
X medžiagos molinė masė, g/mol, kg/mol
X medžiagos masė, g, kg	m(X) = n(X) M(X)
Molinis dujų tūris, l/mol, m 3 /mol	V m= 22,4 l/mol N.S.
Dujų tūris, m 3	V = V m × n
Produkto išeiga
X medžiagos tankis, g/l, g/ml, kg/m3
Dujinės medžiagos X tankis pagal vandenilį
Dujinės medžiagos X tankis ore	M(oras) = ​​29 g/mol
Jungtinis dujų įstatymas
Mendelejevo-Klapeirono lygtis	PV = nRT, R= 8,314 J/mol × K
Dujinės medžiagos tūrio dalis dujų mišinyje, vieneto dalimis arba %
Dujų mišinio molinė masė
Medžiagos (X) molinė dalis mišinyje
Šilumos kiekis, J, kJ	K = n(X) K(X)
Reakcijos terminis poveikis	Q =–H
Medžiagos X susidarymo šiluma, J/mol, kJ/mol
Cheminės reakcijos greitis (mol/lsek.)
Masinių veiksmų dėsnis (dėl paprastos reakcijos)	a A+ V B= Su C + d D u = k Su a(A) Su V(B)
Van't Hoffo taisyklė
Medžiagos tirpumas (X) (g/100 g tirpiklio)
X medžiagos masės dalis A + X mišinyje, vieneto dalimis, %
Tirpalo svoris, g, kg	m(rr) = m(X)+ m(H2O) m(rr) = V(rr)  (rr)
Ištirpusios medžiagos masės dalis tirpale, vieneto dalimis, %
Tirpalo tankis
Tirpalo tūris, cm 3, l, m 3
Molinė koncentracija, mol/l
Elektrolitų disociacijos laipsnis (X), vieneto dalimis arba %
Joninis vandens produktas	K(H2O) =
pH vertė	pH = -lg

Pagrindinis:

Kuznecova N.E. ir kt. Chemija. 8 klasė-10 klasė.– M.: Ventana-Graf, 2005-2007 m.

Kuznecova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Chemija.11 klasė 2 dalimis, 2005-2007 m.

Egorovas A.S. Chemija. Naujas vadovėlis ruošiantis aukštajam mokslui. Rostovas n/d: Feniksas, 2004.– 640 p.

Egorovas A.S. Chemija: modernus pasirengimo vieningam valstybiniam egzaminui kursas. Rostovas n/a: Feniksas, 2011. (2012) – 699 p.

Egorovas A.S. Savarankiškas cheminių problemų sprendimo vadovas. – Rostovas prie Dono: Feniksas, 2000. – 352 p.

Chemijos / dėstytojo vadovas stojantiesiems į universitetus. Rostovas n/D, Finiksas, 2005– 536 p.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Chemijos problemos stojantiesiems į universitetus. M.: Aukštoji mokykla. 2007.–302p.

Papildomas:

Vrublevskis A.I.. Mokomoji medžiaga, skirta pasirengti centralizuotam chemijos testavimui / A.I. Vrublevskis –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 p.

Vrublevskis A.I.. 1000 chemijos uždavinių su transformacijų grandinėmis ir kontroliniais testais moksleiviams ir pretendentams – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 p.

Egorovas A.S.. Visų tipų skaičiavimo uždaviniai chemijoje ruošiantis vieningam valstybiniam egzaminui – Rostovas n/D: Phoenix, 2003. – 320 p.

Egorovas A.S., Aminova G.Kh.. Tipinės užduotys ir pratimai ruošiantis chemijos egzaminui. – Rostovas n/d: Feniksas, 2005. – 448 p.

Vieningas valstybinis egzaminas 2007. Chemija. Mokomoji medžiaga studentams rengti / FIPI - M.: Intelektų centras, 2007. – 272 p.

Vieningas valstybinis egzaminas 2011 m. Chemija. Švietimo ir mokymo rinkinys ed. A.A. Kaverina.– M.: Tautinis švietimas, 2011 m.

Vienintelės realios užduočių galimybės pasiruošti vieningam valstybiniam egzaminui. Vieningas valstybinis egzaminas 2007 m. Chemija / V.Yu. Mišina, E.N. Strelnikova. M.: Federalinis testavimo centras, 2007.–151 p.

Kaverina A.A. Optimalus mokinių paruošimo užduočių bankas. Vieningas valstybinis egzaminas 2012. Chemija. Vadovėlis./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotinas, Yu.N. Medvedevas, M.G. Snastina.– M.: Intelekto centras, 2012. – 256 p.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovjova M.V.. Testinės užduotys be testų 10 mėnesių neakivaizdinių parengiamųjų kursų studentams (metodiniai nurodymai). Krasnodaras, 2004. – P. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Chemija. Vieningas valstybinis egzaminas 2011 m. Treniruočių testai. Rostovas n/d: Feniksas, 2011.– 349 p.

Litvinova T.N.. Chemija. Vieningo valstybinio egzamino testai. Rostovas n/d.: Feniksas, 2012. - 284 p.

Litvinova T.N.. Chemija. Dėsniai, elementų ir jų junginių savybės. Rostovas n/d.: Feniksas, 2012. - 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovjova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chemija užduotyse stojantiesiems į universitetus – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 p.

Mokomasis ir metodinis chemijos kompleksas medicinos ir biologijos klasių mokiniams, red. T.N.Litvinova.– Krasnodaras.: KSMU, – 2008 m.

Chemija. Vieningas valstybinis egzaminas 2008 m. Stojamieji testai, mokymo priemonė / red. V.N. Doronkina. – Rostovas n/a: Legionas, 2008.– 271 p.

Chemijos svetainių sąrašas:

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

2. Chemija visiems. Elektroninis žinynas visam chemijos kursui.

http:// www. informika. ru/ tekstą/ duomenų bazėje/ chemija/ PRADĖTI. html

3. Mokyklinė chemija – žinynas. http:// www. mokyklinė chemija. pateikė. ru

4. Chemijos dėstytojas. http://www. chemija.nm.ru

Interneto ištekliai

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chemija visiems. Elektroninis žinynas visam chemijos kursui.

http:// www. informika. ru/ tekstą/ duomenų bazėje/ chemija/ PRADĖTI. html

Mokyklinė chemija – žinynas. http:// www. mokyklinė chemija. pateikė. ru

http://www.classchem.narod.ru

Chemijos dėstytojas. http://www. chemija.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- mokomieji interneto šaltiniai apie chemiją

http://schoolchemistry.by.ru/- mokyklos chemija. Ši svetainė turi galimybę atlikti internetinius testus įvairiomis temomis, taip pat vieningo valstybinio egzamino demonstracines versijas

Chemija ir gyvenimas – XXI amžius: mokslo populiarinimo žurnalas. http:// www. hij. ru

Patikrinkite informaciją. Būtina patikrinti faktų tikslumą ir šiame straipsnyje pateiktos informacijos patikimumą. Pokalbių puslapyje yra diskusija tema: Abejonės dėl terminijos. Cheminė formulė ... Vikipedija

Cheminė formulė atspindi informaciją apie medžiagų sudėtį ir struktūrą, naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skliausteliuose esančius skyrimo simbolius. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Galima gauti patyrusioje... ... Vikipedijoje

Cheminė formulė atspindi informaciją apie medžiagų sudėtį ir struktūrą, naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skliausteliuose esančius skyrimo simbolius. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Galima gauti patyrusioje... ... Vikipedijoje

Cheminė formulė atspindi informaciją apie medžiagų sudėtį ir struktūrą, naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skliausteliuose esančius skyrimo simbolius. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Galima gauti patyrusioje... ... Vikipedijoje

Cheminė formulė atspindi informaciją apie medžiagų sudėtį ir struktūrą, naudojant cheminius simbolius, skaičius ir skliausteliuose esančius skyrimo simbolius. Šiuo metu išskiriami šie cheminių formulių tipai: Paprasčiausia formulė. Galima gauti patyrusioje... ... Vikipedijoje

Pagrindinis straipsnis: Neorganiniai junginiai Neorganinių junginių sąrašas pagal elementus Informacinis neorganinių junginių sąrašas, pateiktas abėcėlės tvarka (pagal formulę) kiekvienai medžiagai, elementų vandenilio rūgštys (jei ... ... Vikipedija

Šį straipsnį ar skyrių reikia peržiūrėti. Prašau patobulinti straipsnį pagal straipsnių rašymo taisykles... Vikipedija

Cheminė lygtis (cheminės reakcijos lygtis) yra įprastas cheminės reakcijos vaizdavimas naudojant chemines formules, skaitinius koeficientus ir matematinius simbolius. Cheminės reakcijos lygtis suteikia kokybinę ir kiekybinę... ... Vikipediją

Cheminė programinė įranga yra kompiuterių programos, naudojamos chemijos srityje. Turinys 1 Chemijos redaktoriai 2 Platformos 3 Literatūra ... Vikipedija

Knygos

• Japonų-anglų-rusų kalbų pramonės įrangos montavimo žodynas. Apie 8000 terminų, Popova I.S.. Žodynas skirtas plačiam vartotojų ratui ir pirmiausia vertėjams bei techniniams specialistams, užsiimantiems pramoninės įrangos tiekimu ir diegimu iš Japonijos ar...
• Trumpas biocheminių terminų žodynas Kunizhevas S.M.. Žodynas skirtas universitetų chemijos ir biologijos specialybių studentams, studijuojantiems bendrosios biochemijos, ekologijos ir biotechnologijos pagrindų kursą, taip pat gali būti naudojamas ...

Šiuolaikinius cheminių elementų simbolius į mokslą 1813 metais pristatė J. Berzelius. Pagal jo pasiūlymą elementai žymimi lotyniškų pavadinimų pradinėmis raidėmis. Pavyzdžiui, deguonis (Oxygenium) žymimas raide O, siera (Sulfur) – S, vandenilis (Hydrogenium) – raide H. Tais atvejais, kai elementų pavadinimai prasideda ta pačia raide, dar viena raidė. pridėta prie pirmosios raidės. Taigi anglis (Carboneum) turi simbolį C, kalcis (kalcis) – Ca, varis (Cuprum) – Cu.

Cheminiai simboliai – tai ne tik sutrumpinti elementų pavadinimai: jie išreiškia ir tam tikrus kiekius (arba mases), t.y. Kiekvienas simbolis žymi arba vieną elemento atomą, arba vieną jo atomų molį, arba elemento masę, lygią (arba proporcingą) to elemento molinei masei. Pavyzdžiui, C reiškia arba vieną anglies atomą, arba vieną molį anglies atomų, arba 12 masės vienetų (dažniausiai 12 g) anglies.

Cheminės formulės

Medžiagų formulės taip pat nurodo ne tik medžiagos sudėtį, bet ir kiekį bei masę. Kiekviena formulė reiškia arba vieną medžiagos molekulę, arba vieną medžiagos molį, arba medžiagos masę, lygią (arba proporcingą) jos molinei masei. Pavyzdžiui, H2O reiškia arba vieną vandens molekulę, arba vieną molį vandens, arba 18 masės vienetų (paprastai (18 g) vandens).

Paprastos medžiagos taip pat žymimos formulėmis, rodančiomis, kiek atomų sudaro paprastos medžiagos molekulė: pavyzdžiui, vandenilio H 2 formulė. Jei paprastos medžiagos molekulės atominė sudėtis nėra tiksliai žinoma arba medžiaga susideda iš molekulių, turinčių skirtingą atomų skaičių, taip pat jei ji turi atominę ar metalinę struktūrą, o ne molekulinę, paprasta medžiaga žymima elemento simbolis. Pavyzdžiui, paprasta medžiaga fosforas žymima formule P, nes, priklausomai nuo sąlygų, fosforas gali būti sudarytas iš molekulių su skirtingu atomų skaičiumi arba turėti polimero struktūrą.

Chemijos formulės uždaviniams spręsti

Medžiagos formulė nustatoma remiantis analizės rezultatais. Pavyzdžiui, pagal analizę gliukozė turi 40 % (masės) anglies, 6,72 % (masės) vandenilio ir 53,28 % (masės) deguonies. Todėl anglies, vandenilio ir deguonies masės yra 40:6,72:53,28. Pažymime norimą gliukozės formulę C x H y O z, kur x, y ir z yra anglies, vandenilio ir deguonies atomų skaičiai molekulėje. Šių elementų atomų masės atitinkamai lygios 12,01; 1.01 ir 16.00 val Todėl gliukozės molekulėje yra 12,01x amu. anglis, 1,01 u amu vandenilis ir 16.00zа.u.m. deguonies. Šių masių santykis yra 12,01x: 1,01y: 16,00z. Tačiau mes jau nustatėme šį ryšį remdamiesi gliukozės analizės duomenimis. Taigi:

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

Pagal proporcijų savybes:

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

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

Todėl gliukozės molekulėje yra du vandenilio atomai ir vienas deguonies atomas viename anglies atome. Šią sąlygą tenkina formulės CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 ir kt. Pirmoji iš šių formulių – CH 2 O – vadinama paprasčiausia arba empirine formule; jo molekulinė masė yra 30,02. Norint sužinoti tikrąją arba molekulinę formulę, būtina žinoti tam tikros medžiagos molekulinę masę. Kaitinant, gliukozė sunaikinama, nevirsdama dujomis. Bet jo molekulinę masę galima nustatyti kitais metodais: ji lygi 180. Palyginus šią molekulinę masę su molekuline mase, atitinkančia paprasčiausią formulę, aišku, kad formulė C 6 H 12 O 6 atitinka gliukozę.

Taigi cheminė formulė yra medžiagos sudėties vaizdas, naudojant cheminių elementų simbolius, skaitinius indeksus ir kai kuriuos kitus ženklus. Išskiriami šie formulių tipai:

— paprasčiausias , kuris gaunamas eksperimentiniu būdu nustatant cheminių elementų santykį molekulėje ir naudojant jų santykinių atominių masių reikšmes (žr. aukščiau pateiktą pavyzdį);

— molekulinės , kurią galima gauti žinant paprasčiausią medžiagos formulę ir jos molekulinę masę (žr. aukščiau esantį pavyzdį);

— racionalus , rodančios cheminių elementų klasėms būdingas atomų grupes (R-OH - alkoholiai, R - COOH - karboksirūgštys, R - NH 2 - pirminiai aminai ir kt.);

— struktūrinis (grafinis) , rodantis santykinį atomų išsidėstymą molekulėje (gali būti dvimatis (plokštumoje) arba trimatis (erdvėje));

— elektroninis, rodantis elektronų pasiskirstymą per orbitas (parašyta tik cheminiams elementams, o ne molekulėms).

Pažvelkime atidžiau į etilo alkoholio molekulės pavyzdį:

1. paprasčiausia etanolio formulė yra C 2 H 6 O;
2. etanolio molekulinė formulė yra C 2 H 6 O;
3. racionali etanolio formulė yra C 2 H 5 OH;

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

Pratimas	Visiškai sudeginus 13,8 g sveriančią deguonies turinčią organinę medžiagą, gauta 26,4 g anglies dioksido ir 16,2 g vandens. Raskite medžiagos molekulinę formulę, jei jos garų santykinis tankis vandenilio atžvilgiu yra 23.
Sprendimas	Sudarykite organinio junginio degimo reakcijos schemą, nurodydami anglies, vandenilio ir deguonies atomų skaičių atitinkamai „x“, „y“ ir „z“: C x H y Oz + O z → CO 2 + H 2 O. Nustatykime elementų, sudarančių šią medžiagą, masę. Santykinių atominių masių vertės paimtos iš periodinės D.I. Mendelejevas, apvalina iki sveikųjų skaičių: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C) × M(C) = n(CO2) × M(C) = × M(C); m (H) = n (H) × M (H) = 2 × n (H2O) × M (H) = × M (H); Apskaičiuokime anglies dioksido ir vandens molines mases. Kaip žinoma, molekulės molinė masė yra lygi molekulę sudarančių atomų santykinių atominių masių sumai (M = Mr): M(CO2) = Ar(C) + 2xAr(O) = 12+ 2x16 = 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 = 1,8 g. m(O) = m(C x H y Oz) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g. Nustatykime junginio cheminę formulę: 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. Tai reiškia, kad paprasčiausia junginio formulė yra C 2 H 6 O, o molinė masė yra 46 g/mol. Organinės medžiagos molinę masę galima nustatyti naudojant jos vandenilio tankį: M medžiaga = M(H2) × D(H2) ; M medžiaga = 2 × 23 = 46 g/mol. M medžiaga / M (C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1. Tai reiškia, kad organinio junginio formulė bus C 2 H 6 O.
Atsakymas	C2H6O

2 PAVYZDYS

Pratimas	Fosforo masės dalis viename iš jo oksidų yra 56,4%. Oksido garų tankis ore yra 7,59. Nustatykite oksido molekulinę formulę.
Sprendimas	Elemento X masės dalis NX kompozicijos molekulėje apskaičiuojama pagal šią formulę: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Apskaičiuokime deguonies masės dalį junginyje: ω(O) = 100 % – ω(P) = 100 % – 56,4 % = 43,6 %. Į junginį įtrauktų elementų molių skaičių pažymėkime „x“ (fosforas), „y“ (deguonis). Tada molinis santykis atrodys taip (santykinių atominių masių reikšmės, paimtos iš D.I. Mendelejevo periodinės lentelės, suapvalinamos iki sveikųjų skaičių): 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. Tai reiškia, kad paprasčiausia fosforo ir deguonies sujungimo formulė bus P 2 O 3, o molinė masė 94 g/mol. Organinės medžiagos molinę masę galima nustatyti pagal jos oro tankį: M medžiaga = M oro × D oro; M medžiaga = 29 × 7,59 = 220 g/mol. Norėdami rasti tikrąją organinio junginio formulę, randame gautų molinių masių santykį: M medžiaga / M (P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. Tai reiškia, kad fosforo ir deguonies atomų indeksai turėtų būti 2 kartus didesni, t.y. medžiagos formulė bus P 4 O 6.
Atsakymas	P4O6