Chemia– nauka o składzie, strukturze, właściwościach i przemianach substancji.

Nauka atomowo-molekularna. Substancje składają się z cząstek chemicznych (cząsteczek, atomów, jonów), które mają złożoną strukturę i składają się z cząstek elementarnych (protony, neutrony, elektrony).

Atom– cząstka neutralna składająca się z dodatniego jądra i elektronów.

Cząsteczka– stabilna grupa atomów połączonych wiązaniami chemicznymi.

Pierwiastek chemiczny– rodzaj atomów o tym samym ładunku jądrowym. Oznaczenie elementu

gdzie X jest symbolem pierwiastka, Z– numer seryjny pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków D.I. Mendelejew, A- Liczba masowa. Numer seryjny Z równy ładunkowi jądra atomowego, liczbie protonów w jądrze atomowym i liczbie elektronów w atomie. Liczba masowa A równa sumie liczby protonów i neutronów w atomie. Liczba neutronów jest równa różnicy A–Z.

Izotopy– atomy tego samego pierwiastka o różnych liczbach masowych.

Względna masa atomowa(A r) to stosunek średniej masy atomu pierwiastka o naturalnym składzie izotopowym do 1/12 masy atomu izotopu węgla 12 C.

Względna masa cząsteczkowa(M r) to stosunek średniej masy cząsteczki substancji o naturalnym składzie izotopowym do 1/12 masy atomu izotopu węgla 12C.

Jednostka masy atomowej(a.u.m) – 1/12 masy atomu izotopu węgla 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 lata

Kret– ilość substancji zawierającej tyle jednostek strukturalnych (atomów, cząsteczek, jonów), ile jest atomów w 0,012 kg izotopu węgla 12C. Kret– ilość substancji zawierająca 6,02 10 23 jednostek strukturalnych (atomów, cząsteczek, jonów).

n = N/N A, Gdzie N– ilość substancji (mol), N– liczba cząstek, a NIE– stała Avogadro. Ilość substancji można również oznaczyć symbolem v.

Stała Avogadro NA = 6,02 10 23 cząstek/mol.

Masa cząsteczkowaM(g/mol) – stosunek masy substancji M d) do ilości substancji N(mol):

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

Objętość molowa gazuV M(l/mol) – stosunek objętości gazu V(l) do ilości substancji tego gazu N(mol). W normalnych warunkach VM = 22,4 l/mol.

Normalne warunki: temperatura t = 0°C lub T = 273 K, ciśnienie p = 1 atm = 760 mm. rt. Sztuka. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

VM = V/n, Gdzie: V = V Mn I n = V/V M.

Wynikiem jest ogólny wzór:

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

Równowartość- rzeczywista lub fikcyjna cząstka, która oddziałuje z jednym atomem wodoru, zastępuje go lub jest mu w inny sposób równoważna.

Równoważniki masy molowej M e– stosunek masy substancji do liczby równoważników tej substancji: M e = m/n (równ) .

W reakcjach wymiany ładunku masa molowa równoważników substancji wynosi

z masą molową M równe: M mi = M/(n·m).

W reakcjach redoks masa molowa równoważników substancji o masie molowej M równe: M mi = M/n(e), Gdzie n(e)– liczba przeniesionych elektronów.

Prawo ekwiwalentów– masy reagentów 1 i 2 są proporcjonalne do mas molowych ich odpowiedników. m 1 /m 2= M E1/M E2, Lub m 1 /M E1 = m 2 /M E2, Lub n 1 = n 2, Gdzie m 1 I m 2– masy dwóch substancji, M E1 I M E2– masy molowe równoważników, nr 1 I nr 2– liczba równoważników tych substancji.

W przypadku rozwiązań prawo ekwiwalentów można zapisać w następujący sposób:

do E1 V 1 = do E2 V 2, Gdzie z E1, z E2, V 1 I V 2– stężenia molowe równoważników i objętości roztworów tych dwóch substancji.

Zjednoczone prawo gazowe: pV = nRT, Gdzie P– ciśnienie (Pa, kPa), V– objętość (m 3, l), N– ilość substancji gazowej (mol), T - temperatura (K), T(K) = T(°C) + 273, R– stała, R= 8,314 J/(K? mol), gdzie J = Pa m 3 = kPa l.

2. Budowa atomu i prawo okresowości

Dualizm korpuskularno-falowy materia - idea, że ​​każdy obiekt może mieć zarówno właściwości falowe, jak i korpuskularne. Louis de Broglie zaproponował wzór łączący właściwości falowe i korpuskularne obiektów: ? = godz./(mV), Gdzie H– stała Plancka, ? – długość fali odpowiadająca każdemu ciału posiadającemu masę M i prędkość V. Chociaż właściwości falowe istnieją dla wszystkich obiektów, można je zaobserwować jedynie w przypadku mikroobiektów o masach rzędu masy atomu i elektronu.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga: ?(mV x) ?х > h/2n Lub ?V x ?x > h/(2?m), Gdzie M– masa cząstek, X– jego współrzędna, Vx– prędkość w kierunku X, ?– niepewność, błąd oznaczenia. Zasada nieoznaczoności oznacza, że ​​nie jest możliwe jednoczesne wskazanie położenia (współrzędnej) X) i prędkość (Vx) cząsteczki.

Cząstki o małych masach (atomy, jądra, elektrony, cząsteczki) nie są cząstkami w rozumieniu mechaniki newtonowskiej i nie można ich badać za pomocą fizyki klasycznej. Bada je fizyka kwantowa.

Główna liczba kwantowaN przyjmuje wartości 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7, odpowiadające poziomom elektronicznym (warstwom) K, L, M, N, O, P i Q.

Poziom– przestrzeń, w której znajdują się elektrony o tej samej liczbie N. Elektrony na różnych poziomach są od siebie oddzielone przestrzennie i energetycznie, ponieważ liczba N określa energię elektronów mi(więcej N, więcej MI) i dystans R pomiędzy elektronami a jądrem (im więcej N, więcej R).

Orbitalna (boczna, azymutalna) liczba kwantowal przyjmuje wartości w zależności od liczby n:l= 0, 1,…(N- 1). Na przykład, jeśli n= 2, zatem l = 0, 1; Jeśli n= 3, zatem l = 0, 1, 2. Liczba l charakteryzuje podpoziom (podwarstwę).

Poziom podrzędny– przestrzeń, w której znajdują się elektrony z pewnymi N I l. Podpoziomy danego poziomu wyznaczane są w zależności od liczby l:s- Jeśli l = 0, P- Jeśli l = 1, D- Jeśli l = 2, F- Jeśli l = 3. Podpoziomy danego atomu wyznaczane są w zależności od liczb N I ja, na przykład: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) itd. Podpoziomy danego poziomu posiadają różną energię (im więcej ja, więcej E): E< E < Е А < … oraz różne kształty orbitali tworzących te podpoziomy: orbital s ma kształt kuli, P-orbital ma kształt hantli itp.

Magnetyczna liczba kwantowam 1 charakteryzuje orientację orbitalnego momentu magnetycznego, równą ja, w przestrzeni względem zewnętrznego pola magnetycznego i przyjmuje następujące wartości: – l,…-1, 0, 1,…l, tj. całkowite (2l+ 1) wartość. Na przykład, jeśli l = 2, zatem m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitalny(część podpoziomu) – przestrzeń, w której z pewnymi umiejscowieniami znajdują się elektrony (nie więcej niż dwa). n, l, m 1. Poziom podrzędny zawiera 2l+1 orbitalny. Na przykład, D– podpoziom zawiera pięć orbitali d. Orbitale tego samego podpoziomu mające różne liczby m 1, mają tę samą energię.

Liczba spinu magnetycznegoSM charakteryzuje orientację własnego momentu magnetycznego elektronu s, równą?, względem zewnętrznego pola magnetycznego i przyjmuje dwie wartości: +? I _ ?.

Elektrony w atomie zajmują poziomy, podpoziomy i orbitale zgodnie z następującymi zasadami.

Reguła Pauliego: W jednym atomie dwa elektrony nie mogą mieć czterech identycznych liczb kwantowych. Muszą różnić się co najmniej jedną liczbą kwantową.

Z reguły Pauliego wynika, że ​​orbital może zawierać nie więcej niż dwa elektrony, podpoziom może zawierać nie więcej niż 2(2l + 1) elektronów, poziom nie może zawierać więcej 2n 2 elektrony.

Reguła Klechkowskiego: podpoziomy elektroniczne wypełniane są w kolejności rosnącej ilości (n + l), i w przypadku tej samej kwoty (n+l)– w kolejności rosnącej według liczby N.

Graficzna postać reguły Klechkowskiego.

Zgodnie z regułą Klechkowskiego podpoziomy wypełniane są w następującej kolejności: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Chociaż wypełnianie podpoziomów odbywa się zgodnie z regułą Klechkowskiego, w formule elektronicznej podpoziomy są zapisywane sekwencyjnie według poziomu: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f itd. Zatem wzór elektroniczny atomu bromu zapisuje się następująco: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Konfiguracje elektroniczne wielu atomów różnią się od tych przewidzianych przez regułę Klechkowskiego. Zatem dla Cr i Cu:

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

Reguła Hundy (Gundy): Wypełnianie orbitali danego podpoziomu odbywa się tak, aby całkowity spin był maksymalny. Orbitale danego podpoziomu są zapełniane najpierw jednym elektronem na raz.

Konfiguracje elektroniczne atomów można zapisać za pomocą poziomów, podpoziomów, orbitali. Przykładowo wzór elektroniczny P(15e) można zapisać:

a) według poziomów)2)8)5;

b) według podpoziomów 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) orbitalnie

Przykłady wzorów elektronicznych niektórych atomów i jonów:

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. Wiązanie chemiczne

3.1. Metoda wiązań walencyjnych

Zgodnie z metodą wiązań walencyjnych wiązanie między atomami A i B powstaje w wyniku współdzielenia pary elektronów.

Wiązanie kowalencyjne. Połączenie dawca-akceptor.

Wartościowość charakteryzuje zdolność atomów do tworzenia wiązań chemicznych i jest równa liczbie wiązań chemicznych utworzonych przez atom. Według metody wiązań walencyjnych wartościowość jest równa liczbie wspólnych par elektronów, a w przypadku wiązania kowalencyjnego wartościowość jest równa liczbie niesparowanych elektronów na zewnętrznym poziomie atomu w jego stanie podstawowym lub wzbudzonym .

Wartościowość atomów

Na przykład dla węgla i siarki:

Nasycalność wiązanie kowalencyjne: atomy tworzą ograniczoną liczbę wiązań równą ich wartościowości.

Hybrydyzacja orbitali atomowych– mieszanie orbitali atomowych (AO) różnych podpoziomów atomu, których elektrony biorą udział w tworzeniu równoważnych wiązań a. Równoważność orbitali hybrydowych (HO) wyjaśnia równoważność utworzonych wiązań chemicznych. Na przykład w przypadku czterowartościowego atomu węgla jest jeden 2s– i trzy 14:00-elektron. Aby wyjaśnić równoważność czterech wiązań a utworzonych przez węgiel w cząsteczkach CH 4, CF 4 itd., Jeden atomowy S- i trzy R- orbitale są zastępowane czterema równoważnymi orbitalami hybrydowymi sp 3-orbitale:

Centrum Wiązanie kowalencyjne polega na tym, że powstaje w kierunku maksymalnego nakładania się orbitali tworzących wspólną parę elektronów.

W zależności od rodzaju hybrydyzacji orbitale hybrydowe mają określone położenie w przestrzeni:

sp– liniowy, kąt pomiędzy osiami orbitali wynosi 180°;

sp 2– trójkątny, kąty między osiami orbitali wynoszą 120°;

sp 3– czworościenny, kąty między osiami orbitali wynoszą 109°;

sp 3 d 1– trójkątno-dwupiramidalny, kąty 90° i 120°;

sp 2 d 1– kwadratowy, kąty między osiami orbitali wynoszą 90°;

sp 3 d 2– oktaedryczny, kąty między osiami orbitali wynoszą 90°.

3.2. Teoria orbitali molekularnych

Zgodnie z teorią orbitali molekularnych cząsteczka składa się z jąder i elektronów. W cząsteczkach elektrony znajdują się na orbitali molekularnych (MO). MO zewnętrznych elektronów mają złożoną strukturę i są uważane za liniową kombinację zewnętrznych orbitali atomów tworzących cząsteczkę. Liczba utworzonych MO jest równa liczbie OA uczestniczących w ich tworzeniu. Energie MO mogą być niższe (MO wiążące), równe (MO niewiążące) lub wyższe (MO antywiążące) niż energie AO, które je tworzą.

Warunki współpracy JSC

1. AO wchodzą w interakcję, jeśli mają podobne energie.

2. AO wchodzą w interakcję, jeśli nakładają się na siebie.

3. AO oddziałują, jeśli mają odpowiednią symetrię.

W przypadku cząsteczki dwuatomowej AB (lub dowolnej cząsteczki liniowej) symetria MO może wynosić:

Jeśli dany MO ma oś symetrii,

Jeśli dany MO ma płaszczyznę symetrii,

Jeśli MO ma dwie prostopadłe płaszczyzny symetrii.

Obecność elektronów na wiążących MO stabilizuje układ, ponieważ zmniejsza energię cząsteczki w porównaniu z energią atomów. Scharakteryzowano stabilność cząsteczki kolejność obligacji n, równy: n = (n światło – n rozmiar)/2, Gdzie n światło i n rozmiar - liczba elektronów w orbitali wiążących i antywiążących.

Wypełnianie MO elektronami odbywa się według tych samych zasad, co wypełnianie AO w atomie, a mianowicie: reguły Pauliego (na MO nie mogą znajdować się więcej niż dwa elektrony), reguły Hunda (całkowity spin musi być maksymalny) itp. .

Oddziaływanie atomów 1s-AO pierwszego okresu (H i He) prowadzi do powstania wiązania a-MO i antywiązania a*-MO:

Wzory elektroniczne cząsteczek, porządki wiązań N, eksperymentalne energie wiązań mi i odległości międzycząsteczkowe R dla cząsteczek dwuatomowych z atomów pierwszego okresu podano w poniższej tabeli:

Inne atomy drugiego okresu zawierają oprócz 2s-AO także 2p x -, 2p y – i 2p z -AO, które w wyniku oddziaływania mogą tworzyć Δ– i Δ-MO. W przypadku atomów O, F i Ne energie 2s– i 2p-AO różnią się znacznie, a interakcję między 2s-AO jednego atomu i 2p-AO innego atomu można pominąć, biorąc pod uwagę interakcję między 2s-AO dwóch atomów niezależnie od oddziaływania ich 2p-AO. Schemat MO dla cząsteczek O 2, F 2, Ne 2 ma następującą postać:

W przypadku atomów B, C, N energie 2s– i 2p-AO są zbliżone pod względem energii, a 2s-AO jednego atomu oddziałuje z 2p z-AO innego atomu. Dlatego kolejność MO w cząsteczkach B 2, C 2 i N 2 różni się od kolejności MO w cząsteczkach O 2, F 2 i Ne 2. Poniżej znajduje się schemat MO dla cząsteczek B 2, C 2 i N 2:

Na podstawie podanych schematów MO można np. zapisać wzory elektroniczne cząsteczek O 2 , O 2 + i O 2 ?:

O2+ (11e)? s2? s*2? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)

n = 2 R = 0,121 nm;

O2(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.

W przypadku cząsteczki O 2 teoria MO pozwala przewidzieć większą wytrzymałość tej cząsteczki, ponieważ n = 2, charakter zmian energii wiązania i odległości międzyjądrowych w szeregu O 2 + – O 2 – O 2 ?, a także paramagnetyzm cząsteczki O 2, której górne MO mają dwa niesparowane elektrony.

3.3. Niektóre typy połączeń

Wiązanie jonowe– wiązanie elektrostatyczne pomiędzy jonami o przeciwnych ładunkach. Wiązanie jonowe można uznać za skrajny przypadek polarnego wiązania kowalencyjnego. Wiązanie jonowe powstaje, jeśli różnica elektroujemności atomów X jest większa niż 1,5–2,0.

Wiązanie jonowe to bezkierunkowe, nienasycone Komunikacja W krysztale NaCl jon Na+ jest przyciągany przez wszystkie jony Cl? i jest odpychany przez wszystkie inne jony Na+, niezależnie od kierunku oddziaływania i liczby jonów. Determinuje to większą stabilność kryształów jonowych w porównaniu z cząsteczkami jonowymi.

Wiązanie wodorowe– wiązanie pomiędzy atomem wodoru jednej cząsteczki i atomem elektroujemnym (F, CI, N) drugiej cząsteczki.

Istnienie wiązania wodorowego wyjaśnia anomalne właściwości wody: temperatura wrzenia wody jest znacznie wyższa niż jej chemicznych odpowiedników: t kip (H 2 O) = 100 °C i t kip (H 2 S) = - 61°C Pomiędzy cząsteczkami H2S nie powstają wiązania wodorowe.

4. Wzorce procesów chemicznych

4.1. Termochemia

Energia(MI)- zdolność do wytwarzania pracy. Praca mechaniczna (A) wykonywana jest np. przez gaz podczas jego rozprężania: A = p?V.

Reakcje zachodzące podczas absorpcji energii to: endotermiczny.

Reakcje wymagające uwolnienia energii to: egzotermiczny.

Rodzaje energii: ciepło, światło, energia elektryczna, chemiczna, nuklearna itp.

Rodzaje energii: kinetyczny i potencjalny.

Energia kinetyczna– energia poruszającego się ciała, jest to praca, jaką ciało może wykonać, zanim zajdzie w stan spoczynku.

Ciepło (Q)– rodzaj energii kinetycznej – związanej z ruchem atomów i cząsteczek. Podczas komunikowania się z ciałem masowym (M) i ciepło właściwe (c) ciepła?Q jego temperatura wzrasta o? t: ?Q = m gdzie ?t, Gdzie? t = AQ/(ct).

Energia potencjalna- energia uzyskana przez ciało w wyniku zmiany położenia w przestrzeni jego lub jego części składowych. Energia wiązań chemicznych jest rodzajem energii potencjalnej.

Pierwsza zasada termodynamiki: energia może przechodzić z jednego rodzaju do drugiego, ale nie może zniknąć ani powstać.

Energia wewnętrzna (U) – suma energii kinetycznej i potencjalnej cząstek tworzących ciało. Ciepło pochłonięte w reakcji jest równe różnicy energii wewnętrznej produktów reakcji i reagentów (Q = ?U = U 2 – U 1), pod warunkiem, że system nie wykonał żadnej pracy na środowisku. Jeżeli reakcja zachodzi przy stałym ciśnieniu, to uwolnione gazy działają wbrew zewnętrznym siłom ciśnienia, a ciepło pochłonięte podczas reakcji jest równe sumie zmian energii wewnętrznej ?U i praca A = p?V. To ciepło pochłonięte pod stałym ciśnieniem nazywa się zmianą entalpii: ? Н = ?U + p?V, definiowanie entalpia Jak H = U + pV. Reakcje substancji ciekłych i stałych zachodzą bez znaczących zmian objętości (?V = 0), więc co z tymi reakcjami? N blisko ?U (?Н = ?U). Dla reakcji ze zmianą objętości mamy ?Н > ?U, jeśli ekspansja jest w toku, oraz ?N< ?U , jeśli występuje kompresja.

Zmianę entalpii odnosi się zwykle do stanu standardowego substancji, to znaczy dla czystej substancji w określonym stanie (stałym, ciekłym lub gazowym), pod ciśnieniem 1 atm = 101,325 Pa, w temperaturze 298 K i stężenie substancji 1 mol/l.

Standardowa entalpia tworzenia?– ciepło wydzielone lub pochłonięte podczas tworzenia 1 mola substancji z prostych substancji ją tworzących, w normalnych warunkach. Na przykład, ?N przyr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Oznacza to, że w reakcji Na(s) + ACl2 (g) = NaCl(s), gdy powstaje 1 mol NaCl, uwalnia się 411 kJ energii.

Standardowa entalpia reakcji?H– zmiana entalpii podczas reakcji chemicznej, określona wzorem: ?N = ?N przyr.(produkty) – ?N przyr.(odczynniki).

Zatem dla reakcji NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), wiedząc, że? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol i ─H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol mamy:

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

Jeśli? N< 0, wówczas reakcja jest egzotermiczna. Jeśli? N> 0, wówczas reakcja jest endotermiczna.

Prawo Hess: Standardowa entalpia reakcji zależy od standardowych entalpii reagentów i produktów i nie zależy od drogi reakcji.

Procesy samoistne mogą mieć charakter nie tylko egzotermiczny, czyli ze spadkiem energii (?N< 0), ale mogą to być także procesy endotermiczne, czyli procesy ze wzrostem energii (?N> 0). We wszystkich tych procesach wzrasta „nieporządek” systemu.

EntropiaS – wielkość fizyczna charakteryzująca stopień nieuporządkowania układu. S – entropia standardowa, ?S – zmiana entropii standardowej. Jeśli?S > 0, zaburzenie wzrasta, jeśli AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Dla procesów, w których liczba cząstek maleje, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(stały) + H2O(l) = Ca(OH)2 (stały), AS< 0;

CaCO3 (tv) = CaO (tv) + CO2 (g), ?S > 0.

Procesy zachodzą samoistnie wraz z wyzwoleniem energii, czyli po co? N< 0, a wraz ze wzrostem entropii, czyli dla którego?S > 0. Uwzględnienie obu czynników prowadzi do wyrażenia na Energia Gibbsa: G = H – TS Lub? G = ?H – T?S. Reakcje, w których energia Gibbsa maleje, tj. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, nie idź spontanicznie. Warunek ?G = 0 oznacza, że ​​pomiędzy produktami i reagentami została ustalona równowaga.

W niskich temperaturach, gdy wartość T jest bliski zeru, ponieważ zachodzą jedynie reakcje egzotermiczne T? S– mały i?G = ? N< 0. W wysokich temperaturach wartości T? Sświetnie, a zaniedbując rozmiar? N, mamy?G = – T?S, tj. procesy o rosnącej entropii będą zachodzić samoistnie, dla czego?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Wartość AG dla danej reakcji można wyznaczyć ze wzoru:

G = ?С arr (produkty) – ?G o b p (odczynniki).

W tym przypadku wartości ?G o br, a także? Nr przyr. i? S o br dla dużej liczby substancji podano w specjalnych tabelach.

4.2. Kinetyka chemiczna

Szybkość reakcji chemicznej(w) zależy od zmiany stężenia molowego reagentów w jednostce czasu:

Gdzie w– szybkość reakcji, s – stężenie molowe odczynnika, T- czas.

Szybkość reakcji chemicznej zależy od charakteru reagentów i warunków reakcji (temperatura, stężenie, obecność katalizatora itp.)

Efekt koncentracji. W W przypadku reakcji prostych szybkość reakcji jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom stechiometrycznym.

Dla reakcji

gdzie 1 i 2 to odpowiednio kierunki reakcji do przodu i do tyłu:

v 1 = k 1? [Jestem ? [B]n i

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

Gdzie w- szybkość reakcji, k– stała szybkości, [A] – stężenie molowe substancji A.

Molekularność reakcji– liczba cząsteczek biorących udział w elementarnym akcie reakcji. Dla prostych reakcji, na przykład: mA + nB> рС + qD, molekularność jest równa sumie współczynników (m + n). Reakcje mogą być jednocząsteczkowe, dwucząsteczkowe i rzadko potrójne. Reakcje o wyższej masie cząsteczkowej nie zachodzą.

Kolejność reakcji jest równa sumie wykładników stopni stężenia w doświadczalnym wyrażeniu szybkości reakcji chemicznej. A więc dla złożonej reakcji

mA + nB > рС + qD eksperymentalne wyrażenie szybkości reakcji to

v 1 = k 1? [A] ? ? [W] ? a rząd reakcji to (? +?). W której? I? zostały znalezione eksperymentalnie i mogą nie pokrywać się z M I N odpowiednio, ponieważ równanie złożonej reakcji jest wynikiem kilku prostych reakcji.

Wpływ temperatury. Szybkość reakcji zależy od liczby skutecznych zderzeń pomiędzy cząsteczkami. Wzrost temperatury zwiększa liczbę aktywnych cząsteczek, dając im energię niezbędną do zajścia reakcji. energia aktywacji E działa i zwiększa szybkość reakcji chemicznej.

Reguła Van't Hoffa. Gdy temperatura wzrośnie o 10°, szybkość reakcji wzrasta 2–4 ​​razy. Matematycznie jest to zapisane jako:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

gdzie v 1 i v 2 to szybkości reakcji w temperaturze początkowej (t 1) i końcowej (t 2), ? – temperaturowy współczynnik szybkości reakcji, który pokazuje, ile razy szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o 10°.

Dokładniej wyraża się zależność szybkości reakcji od temperatury Równanie Arrheniusa:

k = A? mi - E/(RT)

Gdzie k– stała szybkości, A– stała niezależna od temperatury, e = 2,71828, mi– energia aktywacji, R= 8,314 J/(K? mol) – stała gazowa; T– temperatura (K). Można zauważyć, że stała szybkości rośnie wraz ze wzrostem temperatury i spadkiem energii aktywacji.

4.3. Równowaga chemiczna

Układ jest w równowadze, jeśli jego stan nie zmienia się w czasie. Równość szybkości reakcji do przodu i do tyłu jest warunkiem utrzymania równowagi układu.

Przykładem reakcji odwracalnej jest reakcja

N2 + 3H2-2NH3.

Prawo działania masowego: stosunek iloczynu stężeń produktów reakcji do iloczynu stężeń substancji wyjściowych (wszystkie stężenia podano w potęgach równych ich współczynnikom stechiometrycznym) jest stałą zwaną stała równowagi.

Stała równowagi jest miarą postępu reakcji do przodu.

K. = O – nie zachodzi reakcja bezpośrednia;

K. =? – reakcja bezpośrednia dobiega końca;

K > 1 – równowaga przesunięta w prawo;

DO< 1 – równowaga przesunięta w lewo.

Stała równowagi reakcji DO jest powiązana z wielkością zmiany standardowej energii Gibbsa?G dla tej samej reakcji:

G= – CZ ln K., lub?G = -2,3RT lg K., Lub K= 10-0,435 G/RT

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

Jeśli DO< 1, następnie lg K < 0 и?G >0, czyli jeśli równowaga zostanie przesunięta w lewo, to reakcja nie przejdzie samoistnie w prawo.

Prawo przesunięcia równowagi: Jeśli na układ będący w równowadze wywierany jest wpływ zewnętrzny, w układzie zachodzi proces, który przeciwdziała wpływowi zewnętrznemu.

5. Reakcje redoks

Reakcje redoks– reakcje zachodzące wraz ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków.

Utlenianie– proces oddawania elektronów.

Powrót do zdrowia– proces dodawania elektronów.

Utleniacz– atom, cząsteczka lub jon, który przyjmuje elektrony.

Środek redukujący– atom, cząsteczka lub jon oddający elektrony.

Utleniacze, przyjmując elektrony, przechodzą w formę zredukowaną:

F 2 [ok. ] + 2e > 2F? [przywrócony].

Reduktory oddając elektrony przechodzą do postaci utlenionej:

Na 0 [odzysk ] – 1e > Na + [w przybliżeniu].

Charakteryzuje się równowagą pomiędzy formą utlenioną i zredukowaną Równania Nernsta dla potencjału redoks:

Gdzie mi 0– standardowa wartość potencjału redoks; N– liczba przeniesionych elektronów; [przywrócony ] i [ok. ] to stężenia molowe związku odpowiednio w postaci zredukowanej i utlenionej.

Wartości standardowych potencjałów elektrod mi 0 podano w tabelach i charakteryzują właściwości utleniające i redukcyjne związków: im bardziej dodatnia jest wartość mi 0, tym silniejsze właściwości utleniające i tym bardziej ujemna wartość mi 0, tym silniejsze właściwości regenerujące.

Na przykład dla F 2 + 2e - 2F? mi 0 = 2,87 wolta, a dla Na + + 1e - Na 0 mi 0 =-2,71 V (proces jest zawsze rejestrowany dla reakcji redukcji).

Reakcja redoks jest połączeniem dwóch reakcji połówkowych, utleniania i redukcji, i charakteryzuje się siłą elektromotoryczną (SEM) ? mi 0:?mi 0= ?E 0 ok – ?E 0 przywróć, Gdzie E 0 ok I? E 0 przywróć– potencjały standardowe utleniacza i reduktora dla tej reakcji.

E.m.f. reakcje? mi 0 jest powiązana ze zmianą energii swobodnej Gibbsa ?G i stałą równowagi reakcji DO:

?G = – nF?mi 0 Lub? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakcje w niestandardowych stężeniach? mi równy: ? mi =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K Lub? mi =?mi 0 –(0,059/N)lg K.

W przypadku równowagi?G = 0 i?E = 0, skąd to się bierze? mi =(0,059/n)lg K I K. = 10 nAE/0,059.

Aby reakcja przebiegała samoistnie muszą być spełnione zależności: ?G< 0 или K. >> 1, któremu odpowiada warunek? mi 0> 0. Zatem, aby określić możliwość zajścia danej reakcji redoks, należy obliczyć wartość? mi 0. Jeśli? mi 0 > 0, reakcja jest w toku. Jeśli? mi 0< 0, brak reakcji.

Chemiczne źródła prądu

Ogniwa galwaniczne– urządzenia zamieniające energię reakcji chemicznej na energię elektryczną.

Ogniwo galwaniczne Daniela składa się z elektrod cynkowych i miedzianych zanurzonych odpowiednio w roztworach ZnSO 4 i CuSO 4. Roztwory elektrolitów komunikują się poprzez porowatą przegrodę. W tym przypadku utlenianie zachodzi na elektrodzie cynkowej: Zn > Zn 2+ + 2e, a redukcja na elektrodzie miedzianej: Cu 2+ + 2e > Cu. Ogólnie reakcja przebiega następująco: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anoda– elektroda, na której zachodzi utlenianie. Katoda– elektroda, na której zachodzi redukcja. W ogniwach galwanicznych anoda jest naładowana ujemnie, a katoda jest naładowana dodatnio. Na schematach elementów metal i zaprawa są oddzielone pionową linią, a dwie zaprawy oddzielone są podwójną pionową linią.

Zatem dla reakcji Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu zapisano schemat obwodu ogniwa galwanicznego: (-)Zn | ZnSO4 || CuSO4| Cu(+).

Siła elektromotoryczna (SEM) reakcji wynosi? E 0 = E 0 ok – E 0 przywróć= mi 0(Cu2+ /Cu) – mi 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Z powodu strat napięcie wytworzone przez element będzie nieco mniejsze niż? mi 0. Jeżeli stężenia roztworów różnią się od standardowych i wynoszą 1 mol/l, to E 0 ok I E 0 przywróć oblicza się za pomocą równania Nernsta, a następnie oblicza się siłę emf. odpowiednie ogniwo galwaniczne.

Element suchy składa się z korpusu cynkowego, pasty NH 4 Cl ze skrobią lub mąką, mieszaniny MnO 2 z grafitem i elektrody grafitowej. Podczas jego działania zachodzi reakcja: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Schemat elementu: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

Baterie. Bateria ołowiowa składa się z dwóch płyt ołowianych zanurzonych w 30% roztworze kwasu siarkowego i pokrytych warstwą nierozpuszczalnego PbSO 4 . Podczas ładowania akumulatora na elektrodach zachodzą następujące procesy:

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

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

Kiedy akumulator jest rozładowany, na elektrodach zachodzą następujące procesy:

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

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

Całkowitą reakcję można zapisać jako:

Aby akumulator działał, wymaga regularnego ładowania i monitorowania stężenia kwasu siarkowego, które w trakcie pracy akumulatorowej może nieznacznie spadać.

6. Rozwiązania

6.1. Stężenie roztworów

Udział masowy substancji w roztworze w równy stosunkowi masy substancji rozpuszczonej do masy roztworu: w = m wody / m roztworu Lub w = m in-va /(V?), ponieważ m rozwiązanie = V p-pa? ?r-ra.

Stężenie molowe Z równy stosunkowi liczby moli substancji rozpuszczonej do objętości roztworu: do = rz(mol)/ V(l) lub c = m/(M? V( l )).

Stężenie molowe równoważników (stężenie normalne lub równoważne) z e jest równy stosunkowi liczby równoważników rozpuszczonej substancji do objętości roztworu: gdzie e = n(równ. molowe)/ V(l) lub gdzie e = m/(M e? V(l)).

6.2. Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna– rozkład elektrolitu na kationy i aniony pod wpływem cząsteczek polarnego rozpuszczalnika.

Stopień dysocjacji?– stosunek stężenia cząsteczek zdysocjowanych (z diss) do całkowitego stężenia cząsteczek rozpuszczonych (z obj): ? = z diss / z ob.

Elektrolity można podzielić na mocny(? ~ 1) i słaby.

Silne elektrolity(dla nich? ~ 1) – sole i zasady rozpuszczalne w wodzie, a także niektóre kwasy: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 i inne.

Słabe elektrolity(dla nich?<< 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.

Równania reakcji jonowych. W W jonowych równaniach reakcji mocne elektrolity są zapisywane w postaci jonów, a słabe elektrolity, słabo rozpuszczalne substancje i gazy są zapisywane w postaci cząsteczek. Na przykład:

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

CaCO 3 v + 2H + + 2Cl? = Ca2+ + 2Cl? + H2O + CO2^

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

Reakcje między jonami zmierzać w kierunku tworzenia substancji wytwarzającej mniej jonów, czyli w kierunku słabszego elektrolitu lub substancji mniej rozpuszczalnej.

6.3. Dysocjacja słabych elektrolitów

Zastosujmy prawo działania masy do równowagi pomiędzy jonami i cząsteczkami w roztworze słabego elektrolitu, na przykład kwasu octowego:

CH3COOH - CH3COO? +H+

Nazywa się stałe równowagi reakcji dysocjacji stałe dysocjacji. Stałe dysocjacji charakteryzują dysocjację słabych elektrolitów: im niższa stała, tym mniej dysocjuje słaby elektrolit, tym jest on słabszy.

Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo:

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

Stała równowagi całkowitej reakcji dysocjacji jest równa iloczynowi stałych poszczególnych etapów dysocjacji:

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

Prawo rozcieńczeń Ostwalda: stopień dysocjacji słabego elektrolitu (a) wzrasta wraz ze spadkiem jego stężenia, tj. wraz z rozcieńczeniem:

Wpływ wspólnego jonu na dysocjację słabego elektrolitu: dodatek wspólnego jonu zmniejsza dysocjację słabego elektrolitu. Tak więc, dodając CH 3 COOH do roztworu słabego elektrolitu

CH3COOH - CH3COO? +H+?<< 1

mocny elektrolit zawierający jon wspólny dla CH 3 COOH, tj. jon octanowy, na przykład CH 3 COONa

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

wzrasta stężenie jonu octanowego, a równowaga dysocjacji CH 3 COOH przesuwa się w lewo, tj. dysocjacja kwasu maleje.

6.4. Dysocjacja mocnych elektrolitów

Aktywność jonów A – stężenie jonu, objawiające się jego właściwościami.

Czynnik aktywnościF– współczynnik aktywności jonów A do koncentracji z: F= klimatyzacja Lub A = FC.

Jeśli f = 1, to jony są wolne i nie oddziałują ze sobą. Dzieje się tak w bardzo rozcieńczonych roztworach, w roztworach słabych elektrolitów itp.

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

Współczynnik aktywności zależy od siły jonowej roztworu I: im wyższa siła jonowa, tym niższy współczynnik aktywności.

Siła jonowa roztworu I zależy od opłat z i stężenia jonów:

ja = 0,52 s z 2 .

Współczynnik aktywności zależy od ładunku jonu: im większy ładunek jonu, tym niższy współczynnik aktywności. Matematycznie zależność współczynnika aktywności F na siłę jonową I i ładunek jonowy z zapisane przy użyciu wzoru Debye’a-Hückela:

Współczynniki aktywności jonów można wyznaczyć korzystając z poniższej tabeli:

6.5 Produkt jonowy wody. wartość PH

Woda, słaby elektrolit, dysocjuje, tworząc jony H+ i OHΔ. Jony te są uwodnione, czyli połączone z kilkoma cząsteczkami wody, ale dla uproszczenia są zapisane w postaci nieuwodnionej

H2O - H + + OH?.

Opierając się na prawie działania mas, dla tej równowagi:

Stężenie cząsteczek wody [H 2 O], czyli liczbę moli w 1 litrze wody, można uznać za stałe i równe [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Stąd:

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

Produkt jonowy wody– iloczyn stężeń [H + ] i – jest wartością stałą w stałej temperaturze i równą 10 -14 w 22°C.

Produkt jonowy wody wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.

wartość PH– logarytm ujemny stężenia jonów wodorowych: pH = – log. Podobnie: pOH = – log.

Biorąc logarytm iloczynu jonowego wody, otrzymujemy: pH + pHOH = 14.

Wartość pH charakteryzuje reakcję ośrodka.

Jeśli pH = 7, to [H + ] = jest ośrodkiem obojętnym.

Jeśli pH< 7, то [Н + ] >– środowisko kwaśne.

Jeśli pH > 7, to [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Roztwory buforowe

Roztwory buforowe to roztwory posiadające określone stężenie jonów wodorowych. Wartość pH tych roztworów nie zmienia się po rozcieńczeniu i zmienia się nieznacznie po dodaniu niewielkich ilości kwasów i zasad.

I. Roztwór słabego kwasu HA, stężenie – z kwasu i jego soli z mocną zasadą BA, stężenie – z soli. Na przykład buforem octanowym jest roztwór kwasu octowego i octanu sodu: CH3COOH + CHgCOONa.

pH = pK kwaśny + log(sól/s kwaśny).

II. Roztwór słabej zasady BOH o stężeniu od zasady i jej soli z mocnym kwasem BA o stężeniu od soli. Na przykład buforem amoniakalnym jest roztwór wodorotlenku amonu i chlorku amonu NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК zasadowy – log(z solą/z zasadą).

6.7. Hydroliza soli

Hydroliza soli– oddziaływanie jonów soli z wodą w celu utworzenia słabego elektrolitu.

Przykłady równań reakcji hydrolizy.

I. Sól powstaje z mocnej zasady i słabego kwasu:

Na2CO3 + H2O - NaHCO3 + NaOH

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

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

W drugim etapie hydroliza praktycznie nie zachodzi.

II. Sól powstaje ze słabej zasady i mocnego kwasu:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

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

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

W drugim etapie hydroliza zachodzi w mniejszym stopniu, a w trzecim praktycznie nie ma hydrolizy.

III. Sól powstaje z mocnej zasady i mocnego kwasu:

K + + NIE 3? + H2O? brak hydrolizy, pH? 7.

IV. Sól powstaje ze słabej zasady i słabego kwasu:

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.

W niektórych przypadkach, gdy sól jest utworzona przez bardzo słabe zasady i kwasy, następuje całkowita hydroliza. W tabeli rozpuszczalności takich soli symbol jest „rozkładany przez wodę”:

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

W reakcjach wymiany należy uwzględnić możliwość całkowitej hydrolizy:

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

Stopień hydrolizyH – stosunek stężenia cząsteczek zhydrolizowanych do całkowitego stężenia cząsteczek rozpuszczonych.

Dla soli utworzonych przez mocną zasadę i słaby kwas:

= rozdzрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Z wyrażenia wynika, że ​​stopień hydrolizy H(tj. hydroliza) wzrasta:

a) wraz ze wzrostem temperatury, wraz ze wzrostem K(H2O);

b) wraz ze spadkiem dysocjacji kwasu tworzącego sól: im słabszy kwas, tym większa hydroliza;

c) przy rozcieńczeniu: im mniejsze c, tym większa hydroliza.

Dla soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas

[H + ] = rozdz pH = – log.

Dla soli utworzonych przez słabą zasadę i słaby kwas

6.8. Protolityczna teoria kwasów i zasad

Protoliza– proces przeniesienia protonu.

Protolity– kwasy i zasady oddające i akceptujące protony.

Kwas– cząsteczka lub jon zdolny do oddania protonu. Każdy kwas ma odpowiednią sprzężoną zasadę. Siłę kwasów charakteryzuje stała kwasowa 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

Baza– cząsteczka lub jon, który może przyjąć proton. Każda zasada ma odpowiedni sprzężony kwas. Wytrzymałość zasad charakteryzuje się stałą bazową K 0.

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

K0 = 1,8 ?10 -5

Amfolity– protolity zdolne do uwalniania i pozyskiwania protonu.

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

HCO3? – kwas.

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

HCO3? - Fundacja.

Dla wody: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Stałe K k I K 0 dla koniugatów kwasy i zasady są powiązane.

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

A? + H2O - HA + OH?,

7. Stała rozpuszczalności. Rozpuszczalność

W układzie składającym się z roztworu i osadu zachodzą dwa procesy - rozpuszczanie osadu i wytrącanie. Równość szybkości tych dwóch procesów jest warunkiem równowagi.

Roztwór nasycony– roztwór będący w równowadze z osadem.

Prawo działania masy zastosowane do równowagi pomiędzy osadem a roztworem daje:

Ponieważ = stała,

DO = Ks (AgCl) = .

Ogólnie mamy:

A M B N(TELEWIZJA) - M A +n+n B -M

Ks ( A M B N)= [A +n ] M[W -M ] N .

Stała rozpuszczalnościKs(lub iloczyn rozpuszczalności PR) - iloczyn stężenia jonów w nasyconym roztworze słabo rozpuszczalnego elektrolitu - jest wartością stałą i zależy tylko od temperatury.

Rozpuszczalność substancji trudno rozpuszczalnej S można wyrazić w molach na litr. W zależności od rozmiaru S Substancje można podzielić na słabo rozpuszczalne – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? S? 10 -2 mol/l i jest wysoce rozpuszczalny S>10 -2 mol/l.

Rozpuszczalność związków jest związana z ich iloczynem rozpuszczalności.

Warunki wytrącania i rozpuszczania osadów

W przypadku AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

Ks= :

a) warunek równowagi pomiędzy osadem i roztworem: = Ks.

b) warunek osadzania: > Ks; podczas opadów stężenie jonów zmniejsza się aż do ustalenia równowagi;

c) warunek rozpuszczenia osadu lub istnienia roztworu nasyconego:< Ks; W miarę rozpuszczania się osadu stężenie jonów wzrasta aż do ustalenia równowagi.

8. Związki koordynacyjne

Związki koordynacyjne (kompleksowe) to związki posiadające wiązanie donor-akceptor.

Dla K3:

jony sfery zewnętrznej – 3K+,

jon sfery wewnętrznej – 3-,

substancja kompleksująca – Fe 3+,

ligandy – 6CNΔ, ich uzębienie – 1,

numer koordynacyjny – 6.

Przykłady środków kompleksujących: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ itp.

Przykładowe ligandy: cząsteczki polarne H2O, NH3, CO i aniony CN?, Cl?, OH? itd.

Liczby koordynacyjne: zwykle 4 lub 6, rzadziej 2, 3 itd.

Nomenklatura. Najpierw wymienia się anion (w mianowniku), następnie kation (w dopełniaczu). Nazwy niektórych ligandów: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – cyjano, Cl? – chlor, och? – hydroksy. Nazwy liczb koordynacyjnych: 2 – di, 3 – trzy, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Wskazany jest stopień utlenienia środka kompleksującego:

Cl – chlorek diaminosrebra(I);

SO 4 – siarczan tetraaminy miedzi(II);

K 3 – heksacyjanożelazian(III) potasu.

Chemiczny połączenie.

Teoria wiązań walencyjnych zakłada hybrydyzację orbitali atomu centralnego. Położenie powstałych orbitali hybrydowych determinuje geometrię kompleksów.

Diamagnetyczny jon kompleksowy Fe(CN) 6 4-.

Jon cyjankowy – donor

Jon żelaza Fe 2+ – akceptor – ma wzór 3d 6 4s 0 4p 0. Biorąc pod uwagę diamagnetyczny charakter kompleksu (wszystkie elektrony są sparowane) i liczbę koordynacyjną (potrzebnych jest 6 wolnych orbitali), mamy d 2 sp 3-hybrydyzacja:

Kompleks jest diamagnetyczny, niskospinowy, wewnątrzoczodołowy, stabilny (nie wykorzystuje się elektronów zewnętrznych), oktaedryczny ( d 2 sp 3-hybrydyzacja).

Paramagnetyczny jon kompleksowy FeF 6 3-.

Jon fluorkowy jest dawcą.

Jon żelaza Fe 3+ – akceptor – ma wzór 3d 5 4s 0 4p 0 . Biorąc pod uwagę paramagnetyzm kompleksu (elektrony są sprzężone) i liczbę koordynacyjną (potrzebnych jest 6 wolnych orbitali), mamy sp 3 d 2-hybrydyzacja:

Kompleks jest paramagnetyczny, wysokospinowy, orbitalny zewnętrzny, niestabilny (stosuje się orbitale zewnętrzne 4d), oktaedryczny ( sp 3 d 2-hybrydyzacja).

Dysocjacja związków koordynacyjnych.

Związki koordynacyjne w roztworze całkowicie dysocjują na jony sfery wewnętrznej i zewnętrznej.

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

Jony sfery wewnętrznej, tj. Jony złożone, dysocjują etapami na jony metali i ligandy, podobnie jak słabe elektrolity.

Gdzie K 1 , DO 2 , DO 1 _ 2 nazywane są stałymi niestabilności i scharakteryzuj dysocjację kompleksów: im niższa stała niestabilności, tym mniej kompleks dysocjuje, tym jest bardziej stabilny.

kilka podstawowych pojęć i formuł.

Wszystkie substancje mają różną masę, gęstość i objętość. Kawałek metalu z jednego pierwiastka może ważyć wielokrotnie więcej niż dokładnie tej samej wielkości kawałek innego metalu.

Kret(liczba moli)

Przeznaczenie: kret, międzynarodowe: mol- jednostka miary ilości substancji. Odpowiada ilości zawartej substancji nie dotyczy cząstki (cząsteczki, atomy, jony) Dlatego wprowadzono uniwersalną wielkość - liczba moli. Często spotykanym zwrotem w zadaniach jest „otrzymano... mol substancji”

nie dotyczy= 6,02 1023

nie dotyczy- Liczba Avogadro. Także „liczba za zgodą”. Ile atomów znajduje się na końcu ołówka? Około tysiąca. Praca z takimi ilościami jest niewygodna. Dlatego chemicy i fizycy na całym świecie byli zgodni – oznaczmy cząstki 6,02×1023 (atomy, cząsteczki, jony) jako 1 mol Substancje.

1 mol = 6,02 1023 cząstek

Była to pierwsza z podstawowych formuł rozwiązywania problemów.

Masa molowa substancji

Masa cząsteczkowa substancja jest masą jednego mol substancji.

Oznaczany jako Mr. Występuje zgodnie z układem okresowym - jest to po prostu suma mas atomowych substancji.

Na przykład otrzymujemy kwas siarkowy - H2SO4. Obliczmy masę molową substancji: masa atomowa H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

Drugą niezbędną formułą rozwiązywania problemów jest

wzór na masę substancji:

Oznacza to, że aby znaleźć masę substancji, musisz znać liczbę moli (n), a masę molową znajdujemy z układu okresowego.

Prawo zachowania masy - Masa substancji wchodzących w reakcję chemiczną jest zawsze równa masie powstałych substancji.

Jeśli znamy masę substancji, które przereagowały, możemy znaleźć masę produktów tej reakcji. I wzajemnie.

Trzecia formuła rozwiązywania problemów chemicznych to

objętość substancji:

Przepraszamy, ten obraz nie spełnia naszych wytycznych. Aby kontynuować publikację, usuń obraz lub prześlij inny.

Skąd wzięła się liczba 22,4? Z Prawo Avogadra:

równe objętości różnych gazów pobrane w tej samej temperaturze i ciśnieniu zawierają tę samą liczbę cząsteczek.

Zgodnie z prawem Avogadro 1 mol gazu doskonałego w normalnych warunkach (n.s.) ma tę samą objętość Vm= 22,413 996(39) l

Oznacza to, że jeśli w zadaniu mamy podane normalne warunki, to znając liczbę moli (n), możemy znaleźć objętość substancji.

Więc, podstawowe formuły rozwiązywania problemów w chemii

Liczba Avogadronie dotyczy

6,02 1023 cząstek

Ilość substancji n (mol)

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

Masa substancji m (g)

Objętość substancji V(l)

V=n 22,4 (l\mol)

Przepraszamy, ten obraz nie spełnia naszych wytycznych. Aby kontynuować publikację, usuń obraz lub prześlij inny.

To są formuły. Często, aby rozwiązać problemy, trzeba najpierw napisać równanie reakcji i (koniecznie!) ułożyć współczynniki - ich stosunek określa stosunek moli w procesie.

Wielkość i jej wymiar	Stosunek
Masa atomowa pierwiastka X (względna)
Numer seryjny elementu	Z= N(mi –) = N(R +)
Udział masowy pierwiastka E w substancji X, w ułamkach jednostki, w %)
Ilość substancji X, mol
Ilość substancji gazowej, mol	V M= 22,4 l/mol (n.s.) Dobrze. – R= 101 325 Pa, T= 273 tys
Masa molowa substancji X, g/mol, kg/mol
Masa substancji X, g, kg	M(X) = N(X) M(X)
Objętość molowa gazu, l/mol, m 3 /mol	V M= 22,4 l/mol w NS
Objętość gazu, m3	V = V M × N
Wydajność produktu
Gęstość substancji X, g/l, g/ml, kg/m3
Gęstość substancji gazowej X w stosunku do wodoru
Gęstość substancji gazowej X w powietrzu	M(powietrze) = 29 g/mol
Zjednoczone Prawo Gazowe
Równanie Mendelejewa-Clapeyrona	PV = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Udział objętościowy substancji gazowej w mieszaninie gazów, w ułamkach jednostkowych lub w %
Masa molowa mieszaniny gazów
Ułamek molowy substancji (X) w mieszaninie
Ilość ciepła, J, kJ	Q = N(X) Q(X)
Efekt termiczny reakcji	P =–H
Ciepło tworzenia substancji X, J/mol, kJ/mol
Szybkość reakcji chemicznej (mol/lsek)
Prawo akcji masowej (dla prostej reakcji)	A+ V B= Z C + D D ty = k Z A(A) Z V(B)
Reguła Van't Hoffa
Rozpuszczalność substancji (X) (g/100 g rozpuszczalnika)
Udział masowy substancji X w mieszaninie A + X, w ułamkach jednostkowych, w %
Masa roztworu, g, kg	M(rr) = M(X)+ M(H2O) M(rr) = V(rr)  (rr)
Udział masowy substancji rozpuszczonej w roztworze, w ułamkach jednostkowych, w%
Gęstość roztworu
Objętość roztworu, cm 3, l, m 3
Stężenie molowe, mol/l
Stopień dysocjacji elektrolitu (X), w ułamkach jednostki lub%
Produkt jonowy wody	K(H2O) =
wartość PH	pH = –lg

Główny:

Kuznetsova N.E. itd. Chemia. 8-10 klasa – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Chemia.11 klasa w 2 częściach, 2005-2007.

Egorov A.S. Chemia. Nowy podręcznik przygotowujący do podjęcia studiów wyższych. Rostów n/d: Phoenix, 2004. – 640 s.

Egorov A.S. Chemia: nowoczesny kurs przygotowujący do jednolitego egzaminu państwowego. Rostów n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 s.

Egorov A.S. Podręcznik do samodzielnego rozwiązywania problemów chemicznych. – Rostów nad Donem: Phoenix, 2000. – 352 s.

Podręcznik do chemii/korepetytora dla kandydatów na uniwersytety. Rostów n/D, Phoenix, 2005 – 536 s.

Chomczenko G.P., Chomczenko I.G.. Problemy z chemii dla kandydatów na studia. M.: Szkoła wyższa. 2007.–302 s.

Dodatkowy:

Wrublewski A.I.. Materiały edukacyjno-szkoleniowe do przygotowania do scentralizowanych testów z chemii / A.I. Vrublevsky – Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 s.

Wrublewski A.I.. 1000 problemów chemii z łańcuchami przemian i testami kontrolnymi dla uczniów i kandydatów – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 s.

Egorov A.S.. Wszystkie typy zadań obliczeniowych z chemii w celu przygotowania do egzaminu państwowego Unified – Rostów n/D: Phoenix, 2003. – 320 s.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Typowe zadania i ćwiczenia przygotowujące do egzaminu z chemii. – Rostów n/d: Phoenix, 2005. – 448 s.

Jednolity egzamin państwowy 2007. Chemia. Materiały edukacyjno-szkoleniowe do przygotowania uczniów / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 s.

Jednolity egzamin państwowy 2011. Chemia. Zestaw edukacyjno-szkoleniowy wyd. AA Kaverina – M.: Edukacja Narodowa, 2011.

Jedyne realne opcje zadań przygotowujących do egzaminu Unified State Exam. Jednolity egzamin państwowy 2007. Chemia/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikowa. M.: Federalne Centrum Testowania, 2007. – 151 s.

Kaverina A.A. Optymalny bank zadań przygotowujących uczniów. Jednolity egzamin państwowy 2012. Chemia. Podręcznik./A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Miedwiediew, M.G. Snastina – M.: Intellect-Center, 2012. – 256 s.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Zadania testowe będące uzupełnieniem testów dla studentów 10-miesięcznych kursów przygotowawczych do korespondencji (instrukcje metodyczne). Krasnodar, 2004. – s. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Chemia. Jednolity egzamin państwowy 2011. Testy szkoleniowe. Rostów n/d: Phoenix, 2011. – 349 s.

Litvinova T.N.. Chemia. Testy do jednolitego egzaminu państwowego. Rostów n/d.: Phoenix, 2012. - 284 s.

Litvinova T.N.. Chemia. Prawa, właściwości pierwiastków i ich związków. Rostów n/d.: Phoenix, 2012. - 156 s.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Chemia w zadaniach dla kandydatów na studia wyższe – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 s.

Kompleks dydaktyczno-metodyczny z chemii dla studentów klas medycznych i biologicznych, wyd. T. N. Litvinova – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Chemia. Ujednolicony egzamin państwowy 2008. Testy wstępne, pomoce dydaktyczne / wyd. V.N. Doronkina. – Rostów n/a: Legion, 2008. – 271 s.

Lista stron o chemii:

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

2. Chemia dla każdego. Elektroniczny podręcznik do pełnego kursu chemii.

http:// www. informika. ru/ tekst/ Baza danych/ chemia/ POCZĄTEK. HTML

3. Chemia szkolna – podręcznik. http:// www. chemia szkolna. przez. ru

4. Korepetytor chemii. http://www. chemia.nm.ru

Zasoby internetowe

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Chemia dla każdego. Elektroniczny podręcznik do pełnego kursu chemii.

http:// www. informika. ru/ tekst/ Baza danych/ chemia/ POCZĄTEK. HTML

Chemia szkolna - podręcznik. http:// www. chemia szkolna. przez. ru

http://www.classchem.narod.ru

Korepetytor chemii. http://www. chemia.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- edukacyjne zasoby internetowe dotyczące chemii

http://schoolchemistry.by.ru/- chemia szkolna. Na tej stronie można przystąpić do testów on-line z różnych tematów, a także wersji demonstracyjnych egzaminu Unified State Exam

Chemia i życie – XXI wiek: czasopismo popularnonaukowe. http:// www. cześć. ru

Sprawdź informacje. Należy sprawdzić prawdziwość faktów i rzetelność informacji przedstawionych w tym artykule. Na stronie dyskusji toczy się dyskusja na temat: Wątpliwości terminologiczne. Wzór chemiczny ... Wikipedia

Wzór chemiczny odzwierciedla informacje o składzie i strukturze substancji za pomocą symboli chemicznych, liczb i symboli podziału nawiasów. Obecnie wyróżnia się następujące typy wzorów chemicznych: Wzór najprostszy. Można uzyskać za pośrednictwem doświadczonej... ... Wikipedii

Wzór chemiczny odzwierciedla informacje o składzie i strukturze substancji za pomocą symboli chemicznych, liczb i symboli podziału nawiasów. Obecnie wyróżnia się następujące typy wzorów chemicznych: Wzór najprostszy. Można uzyskać za pośrednictwem doświadczonej... ... Wikipedii

Wzór chemiczny odzwierciedla informacje o składzie i strukturze substancji za pomocą symboli chemicznych, liczb i symboli podziału nawiasów. Obecnie wyróżnia się następujące typy wzorów chemicznych: Wzór najprostszy. Można uzyskać za pośrednictwem doświadczonej... ... Wikipedii

Wzór chemiczny odzwierciedla informacje o składzie i strukturze substancji za pomocą symboli chemicznych, liczb i symboli podziału nawiasów. Obecnie wyróżnia się następujące typy wzorów chemicznych: Wzór najprostszy. Można uzyskać za pośrednictwem doświadczonej... ... Wikipedii

Główny artykuł: Związki nieorganiczne Lista związków nieorganicznych według pierwiastków informacyjna lista związków nieorganicznych przedstawiona w porządku alfabetycznym (według wzoru) dla każdej substancji, kwasy wodorowe pierwiastków (jeśli ... ... Wikipedia

Ten artykuł lub sekcja wymaga rewizji. Prosimy o poprawienie artykułu zgodnie z zasadami pisania artykułów... Wikipedia

Równanie chemiczne (równanie reakcji chemicznej) to konwencjonalne przedstawienie reakcji chemicznej za pomocą wzorów chemicznych, współczynników liczbowych i symboli matematycznych. Równanie reakcji chemicznej podaje jakościowe i ilościowe... ... Wikipedia

Oprogramowanie chemiczne to programy komputerowe stosowane w dziedzinie chemii. Spis treści 1 Redaktorzy chemiczni 2 Platformy 3 Literatura ... Wikipedia

Książki

• Słownik japońsko-angielsko-rosyjski dotyczący instalacji urządzeń przemysłowych. Około 8 000 terminów, Popova I.S. Słownik przeznaczony jest dla szerokiego grona użytkowników, a przede wszystkim dla tłumaczy i specjalistów technicznych zajmujących się dostawą i wdrażaniem urządzeń przemysłowych z Japonii lub...
• Krótki słownik terminów biochemicznych Kunizhev S.M.. Słownik przeznaczony jest dla studentów kierunków chemicznych i biologicznych na uniwersytetach studiujących biochemię ogólną, ekologię i podstawy biotechnologii, może być również stosowany w ...

Nowoczesne symbole pierwiastków chemicznych wprowadził do nauki w 1813 r. J. Berzelius. Według jego propozycji elementy oznaczane są początkowymi literami ich nazw łacińskich. Na przykład tlen (tlen) jest oznaczony literą O, siarka (siarka) literą S, wodór (wodór) literą H. W przypadkach, gdy nazwy pierwiastków zaczynają się na tę samą literę, należy podać jeszcze jedną literę dodane do pierwszej litery. Zatem węgiel (Carboneum) ma symbol C, wapń (wapń) - Ca, miedź (Cuprum) - Cu.

Symbole chemiczne to nie tylko skrócone nazwy pierwiastków, ale także wyrażają pewne wielkości (lub masy), tj. Każdy symbol reprezentuje albo jeden atom pierwiastka, albo jeden mol jego atomów, albo masę pierwiastka równą (lub proporcjonalną) masie molowej tego pierwiastka. Na przykład C oznacza albo jeden atom węgla, albo jeden mol atomów węgla, albo 12 jednostek masy (zwykle 12 g) węgla.

Wzory chemiczne

Wzory substancji wskazują również nie tylko skład substancji, ale także jej ilość i masę. Każdy wzór reprezentuje albo jedną cząsteczkę substancji, albo jeden mol substancji, albo masę substancji równą (lub proporcjonalną) jej masie molowej. Na przykład H2O oznacza albo jedną cząsteczkę wody, albo jeden mol wody, albo 18 jednostek masy (zwykle (18 g) wody).

Proste substancje są również oznaczane wzorami pokazującymi, z ilu atomów składa się cząsteczka prostej substancji: na przykład wzór na wodór H2. Jeżeli skład atomowy cząsteczki substancji prostej nie jest dokładnie znany lub substancja składa się z cząsteczek zawierających różną liczbę atomów, a także jeśli ma budowę atomową lub metaliczną, a nie molekularną, substancję prostą oznacza się przez symbol elementu. Na przykład prostą substancję fosfor oznacza się wzorem P, ponieważ w zależności od warunków fosfor może składać się z cząsteczek o różnej liczbie atomów lub mieć strukturę polimerową.

Wzory chemiczne do rozwiązywania problemów

Formułę substancji określa się na podstawie wyników analizy. Na przykład, według analiz, glukoza zawiera 40% (wagowo) węgla, 6,72% (wagowo) wodoru i 53,28% (wagowo) tlenu. Dlatego masy węgla, wodoru i tlenu są w stosunku 40:6,72:53,28. Oznaczmy pożądany wzór glukozy C x H y O z, gdzie x, y i z to liczba atomów węgla, wodoru i tlenu w cząsteczce. Masy atomów tych pierwiastków wynoszą odpowiednio 12,01; 1.01 i 16.00 Dlatego cząsteczka glukozy zawiera 12,01x amu. węgiel, 1,01u jednostki wodór i 16,00zа.um. tlen. Stosunek tych mas wynosi 12,01x:1,01y:16,00z. Jednak tę zależność odkryliśmy już na podstawie danych z analizy glukozy. Stąd:

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

Zgodnie z właściwościami proporcji:

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

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

Dlatego w cząsteczce glukozy znajdują się dwa atomy wodoru i jeden atom tlenu na atom węgla. Warunek ten spełniają wzory CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3 itd. Pierwszy z tych wzorów – CH 2 O – nazywany jest wzorem najprostszym lub empirycznym; ma masę cząsteczkową 30,02. Aby poznać prawdziwy wzór cząsteczkowy, konieczna jest znajomość masy cząsteczkowej danej substancji. Po podgrzaniu glukoza ulega zniszczeniu, nie zamieniając się w gaz. Ale jego masę cząsteczkową można określić innymi metodami: jest ona równa 180. Z porównania tej masy cząsteczkowej z masą cząsteczkową odpowiadającą najprostszemu wzorowi widać, że wzór C 6 H 12 O 6 odpowiada glukozie.

Zatem wzór chemiczny jest obrazem składu substancji za pomocą symboli pierwiastków chemicznych, wskaźników liczbowych i niektórych innych znaków. Wyróżnia się następujące typy formuł:

— najprostszy , który uzyskuje się eksperymentalnie, określając stosunek pierwiastków chemicznych w cząsteczce i wykorzystując wartości ich względnych mas atomowych (patrz przykład powyżej);

— molekularny , które można otrzymać znając najprostszy wzór substancji i jej masę cząsteczkową (patrz przykład powyżej);

— racjonalny , wyświetlające grupy atomów charakterystyczne dla klas pierwiastków chemicznych (R-OH - alkohole, R - COOH - kwasy karboksylowe, R - NH 2 - aminy pierwszorzędowe itp.);

— strukturalny (graficzny) , pokazujący względne rozmieszczenie atomów w cząsteczce (może być dwuwymiarowe (w płaszczyźnie) lub trójwymiarowe (w przestrzeni));

— elektroniczny, wyświetlający rozkład elektronów na orbitali (zapisany tylko dla pierwiastków chemicznych, a nie dla cząsteczek).

Przyjrzyjmy się bliżej przykładowi cząsteczki alkoholu etylowego:

1. najprostszy wzór etanolu to C 2 H 6 O;
2. wzór cząsteczkowy etanolu to C2H6O;
3. racjonalny wzór etanolu to C 2 H 5 OH;

Przykłady rozwiązywania problemów

PRZYKŁAD 1

Ćwiczenia	Po całkowitym spaleniu substancji organicznej zawierającej tlen o masie 13,8 g otrzymano 26,4 g dwutlenku węgla i 16,2 g wody. Znajdź wzór cząsteczkowy substancji, jeśli gęstość względna jej par względem wodoru wynosi 23.
Rozwiązanie	Narysujmy schemat reakcji spalania związku organicznego, oznaczając liczbę atomów węgla, wodoru i tlenu odpowiednio jako „x”, „y” i „z”: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Określmy masy pierwiastków tworzących tę substancję. Wartości względnych mas atomowych pobrane z układu okresowego D.I. Mendelejew, zaokrąglij do liczb całkowitych: 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); Obliczmy masy molowe dwutlenku węgla i wody. Jak wiadomo, masa molowa cząsteczki jest równa sumie względnych mas atomowych atomów tworzących cząsteczkę (M = Mr): M(CO2) = 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) = × 12 = 7,2 g; m(H) = 2 × 16,2 / 18 × 1 = 1,8 g. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g. Ustalmy wzór chemiczny związku: 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. Oznacza to, że najprostszy wzór związku to C 2 H 6 O, a masa molowa wynosi 46 g/mol. Masę molową substancji organicznej można wyznaczyć na podstawie jej gęstości wodoru: M substancja = M(H2) × D(H2) ; M substancja = 2 × 23 = 46 g/mol. M substancja / M(C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1. Oznacza to, że wzór związku organicznego będzie następujący: C 2 H 6 O.
Odpowiedź	C2H6O

PRZYKŁAD 2

Ćwiczenia	Udział masowy fosforu w jednym z jego tlenków wynosi 56,4%. Gęstość par tlenków w powietrzu wynosi 7,59. Określ wzór cząsteczkowy tlenku.
Rozwiązanie	Udział masowy pierwiastka X w cząsteczce o składzie NX oblicza się za pomocą następującego wzoru: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Obliczmy ułamek masowy tlenu w związku: ω(O) = 100% - ω(P) = 100% - 56,4% = 43,6%. Oznaczmy liczbę moli pierwiastków wchodzących w skład związku jako „x” (fosfor), „y” (tlen). Wtedy stosunek molowy będzie wyglądał następująco (wartości względnych mas atomowych wzięte z układu okresowego D.I. Mendelejewa zaokrągla się do liczb całkowitych): 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. Oznacza to, że najprostszym wzorem na połączenie fosforu z tlenem będzie P 2 O 3 i masa molowa 94 g/mol. Masę molową substancji organicznej można określić na podstawie jej gęstości powietrza: M substancja = M powietrze × D powietrze; M substancja = 29 × 7,59 = 220 g/mol. Aby znaleźć prawdziwy wzór związku organicznego, znajdujemy stosunek powstałych mas molowych: M substancja / M(P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. Oznacza to, że wskaźniki atomów fosforu i tlenu powinny być 2 razy wyższe, tj. wzór substancji będzie wynosić P 4 O 6.
Odpowiedź	P4O6