Zbiór podstawowych wzorów do szkolnego kursu chemii

Zbiór podstawowych wzorów do szkolnego kursu chemii

G. P. Loginova

Elena Savinkina

E. V. Savinkina G. P. Loginova

Zbiór podstawowych wzorów chemicznych

Kieszonkowy przewodnik studencki

chemia ogólna

Najważniejsze pojęcia i prawa chemiczne

Pierwiastek chemiczny- jest to pewien rodzaj atomu o tym samym ładunku jądrowym.

Względna masa atomowa(A r) pokazuje, ile razy masa atomu danego pierwiastka chemicznego jest większa od masy atomu węgla-12 (12 C).

Substancja chemiczna– zbiór dowolnych cząstek chemicznych.

Cząsteczki chemiczne

Jednostka formuły– cząstka konwencjonalna, której skład odpowiada danemu wzorowi chemicznemu, np.:

Ar – substancja argonowa (składa się z atomów Ar),

H 2 O – substancja woda (składa się z cząsteczek H 2 O),

KNO 3 – substancja azotan potasu (składa się z kationów K+ i anionów NO 3 ¯).

Zależności między wielkościami fizycznymi

Masa atomowa (względna) pierwiastka B, Ar (B):

Gdzie *T(atom B) – masa atomu pierwiastka B;

*t i- jednostka masy atomowej;

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

Ilość substancji B, n(B), mol:

Gdzie N(B)– liczba cząstek B;

NIE– stała Avogadro (NA = 6.0210 23 mol -1).

Masa molowa substancji V, M(V), g/mol:

Gdzie telewizja)– masa B.

Objętość molowa gazu W, V M l/mol:

Gdzie VM = 22,4 l/mol (konsekwencja prawa Avogadra), w normalnych warunkach (nr. – ciśnienie atmosferyczne p = 101 325 Pa (1 atm); temperatura termodynamiczna T = Temperatura 273,15 K lub Celsjusza t = 0°C).

B dla wodoru, D(gaz B przez H2):

*Gęstość substancji gazowej W drogą powietrzną, D(gaz B w powietrzu): Udział masowy pierwiastka mi w materii V, w(E):

Gdzie x jest liczbą atomów E we wzorze substancji B

Budowa atomu i prawo okresowości D.I. Mendelejew

Liczba masowa (A) – całkowita liczba protonów i neutronów w jądrze atomowym:

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

Atomowy ładunek jądrowy (Z) równa liczbie protonów w jądrze i liczbie elektronów w atomie:

Z = N(p+) = N(e¯).

Izotopy– atomy tego samego pierwiastka, różniące się liczbą neutronów w jądrze, np.: potas-39:39 K (19 p + , 20n 0, 19mi); potas-40: 40 K (19 p+, 21n 0, 19e¯).

* Poziomy i podpoziomy energii

*Orbital atomowy(AO) charakteryzuje obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu o określonej energii jest największe.

*Kształty orbitali s i p

Prawo okresowe i układ okresowy D.I. Mendelejew

Właściwości pierwiastków i ich związków powtarzają się okresowo wraz ze wzrostem liczby atomowej, która jest równa ładunkowi jądra atomu pierwiastka.

Numer okresu odpowiada liczba poziomów energetycznych wypełnionych elektronami, i oznacza ostatni poziom energii do wypełnienia(UE).

Numer grupy A przedstawia I itp.

Numer grupy B przedstawia liczba elektronów walencyjnych ns I (n – 1)d.

Sekcja elementów S– podpoziom energetyczny (ESL) jest wypełniony elektronami ns-EPU– grupy IA i IIA, H i He.

sekcja elementów p– wypełniony elektronami np-EPU– grupy IIIA-VIIIA.

Sekcja elementów D– wypełniony elektronami (P- 1) d-EPU – grupy IB-VIIIB2.

sekcja elementów f– wypełniony elektronami (P-2) f-EPU – lantanowce i aktynowce.

Zmiany składu i właściwości związków wodorowych pierwiastków III okresu układu okresowego

Nielotny, rozkłada się z wodą: NaH, MgH 2, AlH 3.

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

Zmiany składu i właściwości wyższych tlenków i wodorotlenków pierwiastków III okresu układu okresowego

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

Amfoteryczny: Al 2 O 3 – Al(OH) 3.

Kwaśny: SiO 2 – H 4 SiO 4, P 2 O 5 – H 3 PO 4, SO 3 – H 2 SO 4, Cl 2 O 7 – HClO 4.

Wiązanie chemiczne

Elektroujemność(χ) to wielkość charakteryzująca zdolność atomu w cząsteczce do uzyskania ładunku ujemnego.

Mechanizmy tworzenia wiązań kowalencyjnych

Mechanizm wymiany- nakładanie się dwóch orbitali sąsiednich atomów, z których każdy ma jeden elektron.

Mechanizm dawca-akceptor– nakładanie się wolnego orbitalu jednego atomu na orbital innego atomu zawierającego parę elektronów.

Nakładanie się orbitali podczas tworzenia wiązania

*Rodzaj hybrydyzacji – kształt geometryczny cząstki – kąt pomiędzy wiązaniami

Hybrydyzacja orbitali atomów centralnych– wyrównanie ich energii i formy.

sp– liniowy – 180°

sp 2– trójkątny – 120°

sp 3– czworościenny – 109,5°

sp 3 d– trygonalno-bipiramidalny – 90°; 120°

sp 3 d 2– oktaedryczny – 90°

Mieszanki i roztwory

Rozwiązanie- jednorodny układ składający się z dwóch lub więcej substancji, których zawartość może zmieniać się w pewnych granicach.

Rozwiązanie: rozpuszczalnik (np. woda) + substancja rozpuszczona.

Prawdziwe rozwiązania zawierają cząstki mniejsze niż 1 nanometr.

Roztwory koloidalne zawierają cząstki o wielkości od 1 do 100 nanometrów.

Mieszanki mechaniczne(zawiesiny) zawierają cząstki większe niż 100 nanometrów.

Zawieszenie=> ciało stałe + ciecz

Emulsja=> ciecz + ciecz

Piana, mgła=> gaz + ciecz

Rozdziela się mieszaniny heterogeniczne osadzanie i filtrowanie.

Rozdziela się jednorodne mieszaniny odparowanie, destylacja, chromatografia.

Roztwór nasycony jest lub może być w równowadze z substancją rozpuszczoną (jeśli substancja rozpuszczona jest stała, to jej nadmiar znajduje się w osadzie).

Rozpuszczalność– zawartość substancji rozpuszczonej w roztworze nasyconym w danej temperaturze.

Roztwór nienasycony mniej,

Roztwór przesycony zawiera substancję rozpuszczoną więcej, niż jego rozpuszczalność w danej temperaturze.

Zależności pomiędzy wielkościami fizykochemicznymi w roztworze

Udział masowy substancji rozpuszczonej W, w(B); ułamek jednostki lub%:

Gdzie telewizja)– masa B,

t(r)– masa roztworu.

Masa roztworu, m(p), g:

m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),

gdzie F(p) jest objętością roztworu;

ρ(p) – gęstość roztworu.

Objętość roztworu, V(p), ja:

stężenie molowe, s(V), mol/l:

Gdzie n(B) jest ilością substancji B;

M(B) – masa molowa substancji B.

Zmiana składu roztworu

Rozcieńczanie roztworu wodą:

> telewizja)= t(B);

> masa roztworu zwiększa się o masę dodanej wody: m"(p) = m(p) + m(H2O).

Odparowanie wody z roztworu:

> masa substancji nie zmienia się: t"(B) = t(B).

> masa roztworu zmniejsza się wraz z masą odparowanej wody: m"(p) = m(p) – m(H 2 O).

Połączenie dwóch rozwiązań: Masy roztworów, a także masy rozpuszczonej substancji sumują się:

t”(B) = t(B) + t”(B);

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

Kropla Kryształu: masę substancji rozpuszczonej i masę roztworu zmniejsza się o masę wytrąconych kryształów:

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

Masa wody się nie zmienia.

Efekt termiczny reakcji chemicznej

*Entalpia tworzenia substancji ΔH°(B), kJ/mol, to entalpia reakcji tworzenia 1 mola substancji z substancji prostych w ich stanach normalnych, czyli pod stałym ciśnieniem (1 atm na każdy gaz w układzie lub przy całkowitej ciśnienie 1 atm. przy braku gazowych uczestników reakcji) i stała temperatura (zwykle 298 K , lub 25°C).

*Efekt termiczny reakcji chemicznej (prawo Hessa)

Q = ΣQ(produkty) – ΣQ(odczynniki).

ΔН° = ΣΔН°(produkty) – Σ Δ°(odczynniki).

Dla reakcji aA + bB +… = dD + eE +…

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

Gdzie a, b, d, e– stechiometryczne ilości substancji odpowiadające współczynnikom w równaniu reakcji.

Szybkość reakcji chemicznej

Jeśli w czasie τ objętości V ilość reagenta lub produktu zmieniona o Δ N, reakcja szybkościowa:

Dla reakcji jednocząsteczkowej A →…:

v = k c(A).

Dla reakcji dwucząsteczkowej A + B → ...:

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

Dla reakcji trójcząsteczkowej A + B + C → ...:

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

Zmiana szybkości reakcji chemicznej

Reakcja szybkościowa zwiększyć:

1) chemicznie aktywny odczynniki;

2) awans stężenia odczynników;

3) zwiększyć

4) awans temperatura;

5) katalizatory. Reakcja szybkościowa zmniejszyć:

1) chemicznie nieaktywny odczynniki;

2) degradacja stężenia odczynników;

3) zmniejszenie powierzchnie odczynników stałych i ciekłych;

4) degradacja temperatura;

5) inhibitory.

*Współczynnik szybkości temperatury(γ) jest liczbą pokazującą, ile razy szybkość reakcji wzrasta, gdy temperatura wzrasta o dziesięć stopni:

Równowaga chemiczna

*Prawo działania mas dla równowagi chemicznej: w stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń molowych produktów w mocach równych

Ich współczynniki stechiometryczne do iloczynu stężeń molowych reagentów w mocach równych ich współczynnikom stechiometrycznym, w stałej temperaturze, jest wartością stałą (stała równowagi stężenia).

W stanie równowagi chemicznej dla reakcji odwracalnej:

aA + bB + … ↔ dD + fF + …

K do = [D] re [F] f .../ [A] a [B] b ...

*Przesunięcie równowagi chemicznej w kierunku tworzenia produktów

1) Zwiększanie stężenia odczynników;

2) zmniejszenie koncentracji produktów;

3) wzrost temperatury (w przypadku reakcji endotermicznej);

4) spadek temperatury (w przypadku reakcji egzotermicznej);

5) wzrost ciśnienia (dla reakcji zachodzącej ze zmniejszeniem objętości);

6) spadek ciśnienia (dla reakcji zachodzącej ze wzrostem objętości).

Reakcje wymiany w roztworze

Dysocjacja elektrolityczna– proces tworzenia jonów (kationów i anionów) podczas rozpuszczania niektórych substancji w wodzie.

kwasy powstają kationy wodoru I aniony kwasowe, Na przykład:

HNO 3 = H + + NO 3 ¯

Podczas dysocjacji elektrolitycznej powodów powstają kationy metali i jony wodorotlenkowe, na przykład:

NaOH = Na + + OH¯

Podczas dysocjacji elektrolitycznej sole(średnie, podwójne, mieszane). kationy metali i aniony kwasowe, na przykład:

NaNO 3 = Na + + NO 3 ¯

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

Podczas dysocjacji elektrolitycznej sole kwasowe powstają kationy metali i hydroaniony kwasowe, na przykład:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Trochę mocnych kwasów

HBr, HCl, HClO 4, H 2 Cr 2 O 7, HI, HMnO 4, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3, H 2 CrO 4

Kilka mocnych powodów

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

Stopień dysocjacji α– stosunek liczby cząstek zdysocjowanych do liczby cząstek początkowych.

Przy stałej głośności:

Klasyfikacja substancji ze względu na stopień dysocjacji

Reguła Berthollet’a

Reakcje wymiany w roztworze przebiegają nieodwracalnie, jeśli w ich wyniku powstaje osad, gaz lub słaby elektrolit.

Przykłady równań reakcji molekularnych i jonowych

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

„Kompletne” równanie jonowe: Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Сl¯

„Krótkie” równanie jonowe: Cu 2+ + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓

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

„Kompletne” równanie jonowe: FeS + 2H + + 2Сl¯ = Fe 2+ + 2Сl¯ + H 2 S

„Krótkie” równanie jonowe: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S

3. Równanie cząsteczkowe: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3

„Kompletne” równanie jonowe: 3H + + 3NO 3 ¯ + 3K + + PO 4 3- = H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯

„Krótkie” równanie jonowe: 3H + + PO 4 3- = H 3 PO 4

*Liczba wodoru

(pH) pH = – log = 14 + log

*Zakres pH dla rozcieńczonych roztworów wodnych

pH 7 (środowisko neutralne)

Przykłady reakcji wymiany

Reakcja neutralizacji- reakcja wymiany zachodząca podczas oddziaływania kwasu i zasady.

1. Alkalia + mocny kwas: Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

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

H + + OH¯ = H 2 O

2. Słabo rozpuszczalna zasada + mocny kwas: Cu(OH) 2(t) + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

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

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

*Hydroliza– reakcja wymiany pomiędzy substancją a wodą bez zmiany stopnia utlenienia atomów.

1. Nieodwracalna hydroliza związków binarnych:

Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2NH 3

2. Odwracalna hydroliza soli:

A) Powstaje sól mocny kation zasadowy i mocny anion kwasowy:

NaCl = Na + + Сl¯

Na + + H2O ≠ ;

Cl¯ + H2O ≠

Nie ma hydrolizy; środowisko neutralne, pH = 7.

B) Powstaje sól mocny kation zasadowy i anion słabego kwasu:

Na 2 S = 2 Na + + S 2-

Na + + H2O ≠

S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯

Hydroliza przez anion; środowisko zasadowe, pH >7.

B) Powstaje sól kation słabej lub słabo rozpuszczalnej zasady i anion mocnego kwasu:

Koniec fragmentu wprowadzającego.

Tekst dostarczony przez liters LLC.

Za książkę możesz bezpiecznie zapłacić kartą bankową Visa, MasterCard, Maestro, z konta telefonu komórkowego, z terminala płatniczego, w sklepie MTS lub Svyaznoy, za pośrednictwem PayPal, WebMoney, Yandex.Money, QIWI Wallet, kart bonusowych lub inna wygodna dla Ciebie metoda.

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 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

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 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 wziętych 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

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 Avogadra. 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 Avogadranie 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.

Słowa kluczowe: Chemia, klasa 8. Wszelkie wzory i definicje, symbole wielkości fizycznych, jednostki miar, przedrostki do oznaczania jednostek miar, zależności pomiędzy jednostkami, wzory chemiczne, podstawowe definicje, w skrócie, tabele, diagramy.

1. Symbole, nazwy i jednostki miary
niektóre wielkości fizyczne stosowane w chemii

Wielkość fizyczna	Przeznaczenie	Jednostka
Czas	T	Z
Ciśnienie	P	Pa, kPa
Ilość substancji	ν	kret
Masa substancji	M	kg, gr
Ułamek masowy	ω	Bezwymiarowy
Masa cząsteczkowa	M	kg/mol, g/mol
Objętość molowa	Vn	m3/mol, l/mol
Objętość substancji	V	m 3, l
Ułamek objętościowy		Bezwymiarowy
Względna masa atomowa	A r	Bezwymiarowy
	Pan	Bezwymiarowy
Gęstość względna gazu A do gazu B	D B (A)	Bezwymiarowy
Gęstość materii	R	kg/m 3, g/cm 3, g/ml
Stała Avogadro	NIE	1/mol
Temperatura absolutna	T	K (Kelwin)
Temperatura w stopniach Celsjusza	T	°C (stopnie Celsjusza)
Efekt termiczny reakcji chemicznej	Q	kJ/mol

2. Zależności pomiędzy jednostkami wielkości fizycznych

3. Wzory chemiczne w klasie VIII

4. Podstawowe definicje w klasie ósmej

• Atom- najmniejsza chemicznie niepodzielna cząstka substancji.
• Pierwiastek chemiczny- określony rodzaj atomu.
• Cząsteczka- najmniejsza cząsteczka substancji, która zachowuje swój skład i właściwości chemiczne i składa się z atomów.
• Proste substancje- substancje, których cząsteczki składają się z atomów tego samego typu.
• Substancje złożone- substancje, których cząsteczki składają się z atomów różnych typów.
• Skład jakościowy substancji pokazuje, z jakich atomów pierwiastków się składa.
• Skład ilościowy substancji pokazuje liczbę atomów każdego pierwiastka w jego składzie.
• Wzór chemiczny- konwencjonalne rejestrowanie składu jakościowego i ilościowego substancji za pomocą symboli i wskaźników chemicznych.
• Jednostka masy atomowej(amu) - jednostka miary masy atomowej, równa masie 1/12 atomu węgla 12 C.
• Kret- ilość substancji, która zawiera liczbę cząstek równą liczbie atomów w 0,012 kg węgla 12 C.
• Stała Avogadro (Nie = 6*10 23 mol -1) - liczba cząstek zawartych w jednym molu.
• Masa molowa substancji (M ) to masa substancji wzięta w ilości 1 mola.
• Względna masa atomowa element A R - stosunek masy atomu danego pierwiastka m 0 do 1/12 masy atomu węgla 12 C.
• Względna masa cząsteczkowa Substancje M R - stosunek masy cząsteczki danej substancji do 1/12 masy atomu węgla 12 C. Względna masa cząsteczkowa jest równa sumie względnych mas atomowych pierwiastków chemicznych tworzących związek, biorąc pod uwagę liczbę atomów danego pierwiastka.
• Ułamek masowy pierwiastek chemiczny ω(X) pokazuje, jaką część względnej masy cząsteczkowej substancji X stanowi dany pierwiastek.

NAUCZANIE ATOMOWEJ MOLEKULARNEJ
1. Istnieją substancje o strukturze molekularnej i niemolekularnej.
2. Pomiędzy cząsteczkami występują przerwy, których wielkość zależy od stanu skupienia substancji i temperatury.
3. Cząsteczki są w ciągłym ruchu.
4. Cząsteczki składają się z atomów.
6. Atomy charakteryzują się określoną masą i rozmiarem.
Podczas zjawisk fizycznych cząsteczki są zachowywane, podczas zjawisk chemicznych z reguły ulegają zniszczeniu. Atomy przestawiają się podczas zjawisk chemicznych, tworząc cząsteczki nowych substancji.

PRAWO STAŁEGO SKŁADU MATERII
Każda chemicznie czysta substancja o budowie molekularnej, niezależnie od sposobu przygotowania, ma stały skład jakościowy i ilościowy.

WARTOŚCIOWOŚĆ
Wartościowość to właściwość atomu pierwiastka chemicznego polegająca na przyłączaniu lub zastępowaniu określonej liczby atomów innego pierwiastka.

REAKCJA CHEMICZNA
Reakcja chemiczna to zjawisko, w wyniku którego z jednej substancji powstają inne substancje. Reagenty to substancje, które wchodzą w reakcję chemiczną. Produkty reakcji to substancje powstałe w wyniku reakcji.
Oznaki reakcji chemicznych:
1. Wyzwolenie ciepła (światła).
2. Zmień kolor.
3. Pojawia się zapach.
4. Tworzenie się osadu.
5. Uwolnienie gazu.