Química– a ciência da composição, estrutura, propriedades e transformações das substâncias.

Ciência atômico-molecular. As substâncias consistem em partículas químicas (moléculas, átomos, íons), que possuem uma estrutura complexa e consistem em partículas elementares (prótons, nêutrons, elétrons).

Átomo– uma partícula neutra que consiste em um núcleo positivo e elétrons.

Molécula– um grupo estável de átomos conectados por ligações químicas.

Elemento químico– um tipo de átomos com a mesma carga nuclear. Elemento denota

onde X é o símbolo do elemento, Z– número de série do elemento da Tabela Periódica dos Elementos D.I. Mendeleev, A- Número de massa. Número de série Z igual à carga do núcleo atômico, ao número de prótons no núcleo atômico e ao número de elétrons no átomo. Número de massa A igual à soma do número de prótons e nêutrons em um átomo. O número de nêutrons é igual à diferença A–Z.

Isótopos– átomos do mesmo elemento com números de massa diferentes.

Massa atômica relativa(A r) é a razão entre a massa média de um átomo de um elemento de composição isotópica natural e 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono 12 C.

Peso molecular relativo(M r) é a razão entre a massa média de uma molécula de uma substância de composição isotópica natural e 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono 12 C.

Unidade de massa atômica(a.u.m) – 1/12 da massa de um átomo do isótopo de carbono 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 anos

Verruga– a quantidade de uma substância contendo tantas unidades estruturais (átomos, moléculas, íons) quantos átomos existem em 0,012 kg do isótopo de carbono 12 C. Verruga– a quantidade de uma substância contendo 6,02 10 23 unidades estruturais (átomos, moléculas, íons).

n = N/NA, Onde n– quantidade de substância (mol), N– número de partículas, uma N / D– Constante de Avogadro. A quantidade de uma substância também pode ser denotada pelo símbolo v.

Constante de Avogrado NA = 6,02 10 23 partículas/mol.

Massa molarM(g/mol) – proporção da massa da substância eu(d) à quantidade de substância n(mol):

M = m/n, onde: m = M n E n =m/M.

Volume molar de gásV M(l/mol) – proporção de volume de gás V(l) à quantidade de substância deste gás n(mol). Em condições normais V M = 22,4 l/mol.

Condições normais: temperatura t = 0°C, ou T = 273 K, pressão p = 1 atm = 760 mm. Rt. Arte. = 101.325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, onde: V = V M n E n = V/V M .

O resultado é uma fórmula geral:

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

Equivalente- uma partícula real ou fictícia que interage com um átomo de hidrogênio, ou o substitui, ou é equivalente a ele de alguma outra forma.

Equivalentes de massa molar M e– a razão entre a massa de uma substância e o número de equivalentes desta substância: M e = m/n (equação) .

Nas reações de troca de carga, a massa molar dos equivalentes de substâncias é

com massa molar M igual a: M e = M/(n ? m).

Nas reações redox, a massa molar dos equivalentes de uma substância com massa molar M igual a: M e = M/n(e), Onde n(e)– número de elétrons transferidos.

Lei dos equivalentes– as massas dos reagentes 1 e 2 são proporcionais às massas molares dos seus equivalentes. m 1 / m 2= M E1/M E2, ou m 1 /M E1 = m 2 /M E2, ou n 1 = n 2, Onde m 1 E m 2– massas de duas substâncias, M E1 E M E2– massas molares de equivalentes, nº 1 E nº 2– o número de equivalentes destas substâncias.

Para soluções, a lei dos equivalentes pode ser escrita da seguinte forma:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Onde com E1, com E2, V 1 E V2– concentrações molares de equivalentes e volumes de soluções destas duas substâncias.

Lei do gás unida: pV = nRT, Onde p– pressão (Pa, kPa), V– volume (m 3, l), n– quantidade de substância gasosa (mol), T- temperatura (K), T(K) = t(°C) + 273, R– constante, R = 8,314 J/(K? mol), com J = Pa m 3 = kPa l.

2. Estrutura atômica e Lei Periódica

Dualidade onda-partícula matéria - a ideia de que todo objeto pode ter propriedades ondulatórias e corpusculares. Louis de Broglie propôs uma fórmula conectando as propriedades ondulatórias e corpusculares dos objetos: ? = h/(mV), Onde h– constante de Planck, ? – comprimento de onda que corresponde a cada corpo com massa eu e velocidade V. Embora existam propriedades de onda para todos os objetos, elas podem ser observadas apenas para microobjetos com massas da ordem da massa de um átomo e de um elétron.

Princípio da Incerteza de Heisenberg: ?(mV x) ?х > h/2n ou ?V x ?x > h/(2?m), Onde eu– massa das partículas, x– sua coordenada, Vx– velocidade na direção x, ?– incerteza, erro de determinação. O princípio da incerteza significa que é impossível indicar simultaneamente a posição (coordenada) x) e velocidade (Vx) partículas.

Partículas com massas pequenas (átomos, núcleos, elétrons, moléculas) não são partículas no sentido da mecânica newtoniana e não podem ser estudadas pela física clássica. Eles são estudados pela física quântica.

Número quântico principaln assume os valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7, correspondentes aos níveis eletrônicos (camadas) K, L, M, N, O, P e Q.

Nível– o espaço onde os elétrons com o mesmo número estão localizados n. Elétrons de diferentes níveis são separados espacial e energeticamente uns dos outros, uma vez que o número n determina a energia do elétron E(o mais não, o mais E) e distância R entre elétrons e núcleo (quanto mais não, o mais R).

Número quântico orbital (lateral, azimutal)eu assume valores dependendo do número n:eu= 0, 1,…(n-1). Por exemplo, se n= 2, então eu = 0, 1; Se n= 3, então eu = 0, 1, 2. Número eu caracteriza o subnível (subcamada).

Subnível– o espaço onde os elétrons com certos n E eu. Os subníveis de um determinado nível são designados dependendo do número eu:s- Se eu = 0, p- Se eu = 1, d- Se eu = 2, f- Se eu = 3. Os subníveis de um determinado átomo são designados dependendo dos números n E eu, por exemplo: 2s (n = 2, eu = 0), 3d(n= 3, eu = 2), etc. Os subníveis de um determinado nível têm energias diferentes (quanto mais eu, o mais E): Es< E < Е А < … e os diferentes formatos dos orbitais que compõem esses subníveis: o orbital s tem o formato de uma bola, p-o orbital tem o formato de um haltere, etc.

Número quântico magnéticom 1 caracteriza a orientação do momento magnético orbital, igual a eu, no espaço em relação ao campo magnético externo e assume os seguintes valores: – eu,…-1, 0, 1,…eu, ou seja, total (2l + 1) valor. Por exemplo, se eu = 2, então m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbital(parte de um subnível) – o espaço onde os elétrons (não mais que dois) estão localizados com certos n, eu, m 1. O subnível contém 2l+1 orbital. Por exemplo, d– o subnível contém cinco orbitais d. Orbitais do mesmo subnível com números diferentes m 1, têm a mesma energia.

Número de rotação magnéticaEM caracteriza a orientação do momento magnético s do próprio elétron, igual a?, em relação ao campo magnético externo e assume dois valores: +? E _ ?.

Os elétrons em um átomo ocupam níveis, subníveis e orbitais de acordo com as seguintes regras.

Regra de Pauli: Em um átomo, dois elétrons não podem ter quatro números quânticos idênticos. Eles devem diferir em pelo menos um número quântico.

Da regra de Pauli segue-se que um orbital não pode conter mais do que dois elétrons, um subnível não pode conter mais do que 2(2l + 1) elétrons, um nível não pode conter mais do que 2(2l + 1) elétrons. 2n 2 elétrons.

Regra de Klechkovsky: subníveis eletrônicos são preenchidos em ordem crescente de quantidade (n + eu), e no caso do mesmo valor (n+l)– em ordem crescente de número n.

Forma gráfica da regra de Klechkovsky.

De acordo com a regra de Klechkovsky, os subníveis são preenchidos na seguinte ordem: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Embora o preenchimento dos subníveis ocorra de acordo com a regra de Klechkovsky, na fórmula eletrônica os subníveis são escritos sequencialmente por nível: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f Assim, a fórmula eletrônica do átomo de bromo é escrita da seguinte forma: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

As configurações eletrônicas de vários átomos diferem daquelas previstas pela regra de Klechkovsky. Então, para Cr e Cu:

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

Regra de Hunda (Gunda): O preenchimento dos orbitais de um determinado subnível é realizado de forma que o spin total seja máximo. Os orbitais de um determinado subnível são preenchidos primeiro com um elétron de cada vez.

As configurações eletrônicas dos átomos podem ser escritas por níveis, subníveis, orbitais. Por exemplo, a fórmula eletrônica P(15e) pode ser escrita:

a) por níveis)2)8)5;

b) por subníveis 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) por orbital

Exemplos de fórmulas eletrônicas de alguns átomos e íons:

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. Ligação química

3.1. Método de ligação de valência

De acordo com o método da ligação de valência, uma ligação entre os átomos A e B é formada pelo compartilhamento de um par de elétrons.

Ligação covalente. Conexão doador-aceitador.

Valência caracteriza a capacidade dos átomos de formar ligações químicas e é igual ao número de ligações químicas formadas por um átomo. De acordo com o método da ligação de valência, a valência é igual ao número de pares de elétrons compartilhados e, no caso de uma ligação covalente, a valência é igual ao número de elétrons desemparelhados no nível externo de um átomo em seu estado fundamental ou excitado. .

Valência dos átomos

Por exemplo, para carbono e enxofre:

Saturabilidade ligação covalente: os átomos formam um número limitado de ligações igual à sua valência.

Hibridização de orbitais atômicos– mistura de orbitais atômicos (AO) de diferentes subníveis do átomo, cujos elétrons participam da formação de ligações ? equivalentes. A equivalência de orbitais híbridos (HO) explica a equivalência das ligações químicas formadas. Por exemplo, no caso de um átomo de carbono tetravalente, existe um 2s– e três 2 horas-elétron. Para explicar a equivalência das quatro ligações β formadas pelo carbono nas moléculas CH 4, CF 4, etc., atômica e- e três R- orbitais são substituídos por quatro híbridos equivalentes sp 3-orbitais:

Foco Uma ligação covalente é formada na direção de sobreposição máxima dos orbitais que formam um par comum de elétrons.

Dependendo do tipo de hibridização, os orbitais híbridos possuem uma localização específica no espaço:

sp– linear, o ângulo entre os eixos dos orbitais é de 180°;

sp 2– triangular, os ângulos entre os eixos dos orbitais são de 120°;

sp 3– tetraédrico, os ângulos entre os eixos dos orbitais são 109°;

sp 3 d 1– trigonal-bipiramidal, ângulos 90° e 120°;

sp 2 d 1– quadrado, os ângulos entre os eixos dos orbitais são de 90°;

sp 3 d 2– octaédrico, os ângulos entre os eixos dos orbitais são de 90°.

3.2. Teoria orbital molecular

De acordo com a teoria dos orbitais moleculares, uma molécula consiste em núcleos e elétrons. Nas moléculas, os elétrons estão localizados em orbitais moleculares (MO). Os MOs dos elétrons externos possuem uma estrutura complexa e são considerados como uma combinação linear dos orbitais externos dos átomos que compõem a molécula. O número de MOs formados é igual ao número de AOs envolvidos na sua formação. As energias dos MOs podem ser inferiores (MOs ligantes), iguais (MOs não ligantes) ou superiores (MOs antiligantes), do que as energias dos AOs que os formam.

Termos de interação do JSC

1. AO interagem se tiverem energias semelhantes.

2. Os AOs interagem se se sobrepuserem.

3. Os AO interagem se tiverem a simetria adequada.

Para uma molécula diatômica AB (ou qualquer molécula linear), a simetria de MO pode ser:

Se um determinado MO tem um eixo de simetria,

Se um determinado MO tem um plano de simetria,

Se o MO tiver dois planos perpendiculares de simetria.

A presença de elétrons nos MOs ligantes estabiliza o sistema, pois reduz a energia da molécula em comparação com a energia dos átomos. A estabilidade da molécula é caracterizada ordem de títulos n, igual a: n = (n luz – n tamanho)/2, Onde n luz e n tamanho - número de elétrons nos orbitais ligantes e antiligantes.

O preenchimento dos MOs com elétrons ocorre de acordo com as mesmas regras do preenchimento dos AOs em um átomo, a saber: regra de Pauli (não pode haver mais de dois elétrons em um MO), regra de Hund (o spin total deve ser máximo), etc. .

A interação dos átomos 1s-AO do primeiro período (H e He) leva à formação de ?-MO ligante e ?*-MO antiligante:

Fórmulas eletrônicas de moléculas, ordens de ligação não, energias de ligação experimentais E e distâncias intermoleculares R para moléculas diatômicas de átomos do primeiro período são fornecidas na tabela a seguir:

Outros átomos do segundo período contêm, além de 2s-AO, também 2p x -, 2p y – e 2p z -AO, que mediante interação podem formar?– e?-MO. Para átomos de O, F e Ne, as energias de 2s- e 2p-AOs são significativamente diferentes, e a interação entre o 2s-AO de um átomo e o 2p-AO de outro átomo pode ser desprezada, considerando a interação entre os 2s -AO de dois átomos separadamente da interação de seu 2p-AO. O esquema MO para moléculas O 2, F 2, Ne 2 tem a seguinte forma:

Para os átomos B, C, N, as energias de 2s– e 2p-AO são próximas em suas energias, e o 2s-AO de um átomo interage com o 2p z-AO de outro átomo. Portanto, a ordem dos MOs nas moléculas B 2, C 2 e N 2 difere da ordem dos MOs nas moléculas O 2, F 2 e Ne 2. Abaixo está o esquema MO para moléculas B 2, C 2 e N 2:

Com base nos esquemas MO fornecidos, é possível, por exemplo, escrever as fórmulas eletrônicas das moléculas O 2 , O 2 + e O 2 ?:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

O2?(13e)? s2? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *2 ? y *1)

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

No caso da molécula de O 2, a teoria MO permite prever maior resistência desta molécula, uma vez que n = 2, a natureza das mudanças nas energias de ligação e distâncias internucleares na série O 2 + – O 2 – O 2 ?, bem como o paramagnetismo da molécula de O 2, cujos MOs superiores possuem dois elétrons desemparelhados.

3.3. Alguns tipos de conexões

Ligação iônica– ligação eletrostática entre íons de cargas opostas. Uma ligação iônica pode ser considerada um caso extremo de ligação covalente polar. Uma ligação iônica é formada se a diferença na eletronegatividade dos átomos X for maior que 1,5–2,0.

Uma ligação iônica é não direcional não saturável comunicação Em um cristal de NaCl, o íon Na+ é atraído por todos os íons Cl? e é repelido por todos os outros íons Na +, independentemente da direção de interação e do número de íons. Isso determina a maior estabilidade dos cristais iônicos em comparação às moléculas iônicas.

Ligação de hidrogênio– uma ligação entre um átomo de hidrogênio de uma molécula e um átomo eletronegativo (F, CI, N) de outra molécula.

A existência de uma ligação de hidrogénio explica as propriedades anómalas da água: o ponto de ebulição da água é muito superior ao dos seus análogos químicos: t kip (H 2 O) = 100 °C, e t kip (H 2 S) = - 61°C. Nenhuma ligação de hidrogênio é formada entre as moléculas de H 2 S.

4. Padrões de processos químicos

4.1. Termoquímica

Energia(E)- capacidade de produzir trabalho. O trabalho mecânico (A) é realizado, por exemplo, pelo gás durante sua expansão: A = p?V.

As reações que ocorrem com a absorção de energia são: endotérmico.

As reações que envolvem a liberação de energia são: exotérmico.

Tipos de energia: calor, luz, energia elétrica, química, nuclear, etc.

Tipos de energia: cinético e potencial.

Energia cinética– a energia de um corpo em movimento, este é o trabalho que um corpo pode realizar antes de atingir o repouso.

Calor (Q)– um tipo de energia cinética – associada ao movimento de átomos e moléculas. Ao se comunicar com um corpo de massa (m) e capacidade térmica específica (c) do calor?Q sua temperatura aumenta em? t: ?Q = m com ?t, onde? t = ?Q/(ct).

Energia potencial- energia adquirida por um corpo como resultado de uma mudança de posição no espaço por ele ou por seus componentes. A energia das ligações químicas é um tipo de energia potencial.

Primeira lei da termodinâmica: a energia pode passar de um tipo para outro, mas não pode desaparecer ou surgir.

Energia interna (VOCÊ) – a soma das energias cinética e potencial das partículas que constituem o corpo. O calor absorvido na reação é igual à diferença na energia interna dos produtos e reagentes da reação (Q = ?U = U 2 – U 1), desde que o sistema não tenha realizado nenhum trabalho no meio ambiente. Se a reação ocorrer a pressão constante, então os gases liberados trabalham contra as forças de pressão externas, e o calor absorvido durante a reação é igual à soma das mudanças na energia interna. ?VOCÊ e trabalho A = p?V. Este calor absorvido a pressão constante é denominado variação de entalpia: ? Н = ?você + p?V, definindo entalpia Como H = você + pV. As reações de substâncias líquidas e sólidas ocorrem sem alterações significativas no volume (?V = 0), e quanto a essas reações? N perto de ?U (?Н = ?U). Para reações com variação de volume temos ?Н > ?U, se a expansão estiver em andamento, e ?N< ?U , se houver compactação.

A mudança na entalpia é geralmente referida ao estado padrão de uma substância: isto é, para uma substância pura em um determinado estado (sólido, líquido ou gasoso), a uma pressão de 1 atm = 101.325 Pa, a uma temperatura de 298 K e uma concentração de substâncias de 1 mol/l.

Entalpia de formação padrão?– calor liberado ou absorvido durante a formação de 1 mol de uma substância a partir das substâncias simples que a constituem, em condições normais. Por exemplo, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Isso significa que na reação Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) quando 1 mol de NaCl é formado, 411 kJ de energia são liberados.

Entalpia padrão de reação?H– mudança na entalpia durante uma reação química, determinada pela fórmula: ?N = ?N arr.(produtos) - ?N arr.(reagentes).

Então, para a reação NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), sabendo?H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ?H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol e?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol temos:

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

Se? N< 0, então a reação é exotérmica. Se? N> 0, então a reação é endotérmica.

Lei Hess: A entalpia padrão de uma reação depende das entalpias padrão dos reagentes e produtos e não depende do caminho da reação.

Os processos espontâneos podem ser não apenas exotérmicos, ou seja, processos com diminuição da energia (?N< 0), mas também podem ser processos endotérmicos, ou seja, processos com aumento de energia (?N> 0). Em todos estes processos, a “desordem” do sistema aumenta.

EntropiaS – uma quantidade física que caracteriza o grau de desordem do sistema. S – entropia padrão, ?S – mudança na entropia padrão. Se?S > 0, a desordem aumenta se AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Para processos em que o número de partículas diminui, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Os processos ocorrem espontaneamente com liberação de energia, ou seja, para quê? N< 0, e com entropia crescente, ou seja, para qual?S > 0. Levar em consideração ambos os fatores leva à expressão para Energia de Gibbs: G = H – TS ou? G = ?H – T?S. Reações nas quais a energia de Gibbs diminui, ou seja, ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, não vá espontaneamente. A condição?G = 0 significa que o equilíbrio foi estabelecido entre os produtos e os reagentes.

Em baixas temperaturas, quando o valor T está próximo de zero, ocorrem apenas reações exotérmicas, uma vez que T?S– pouco e?G = ? N< 0. Em altas temperaturas os valores T?Sótimo, e, negligenciando o tamanho? N, temos?G = – T?S, ou seja, processos com entropia crescente ocorrerão espontaneamente, para os quais?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

O valor de AG para uma reação específica pode ser determinado pela fórmula:

G = ?С arr (produtos) – ?G o b p (reagentes).

Neste caso, os valores de ?G o br, bem como? N arr. e?S o br para um grande número de substâncias são fornecidos em tabelas especiais.

4.2. Cinética química

Taxa de reação química(v) é determinado pela mudança na concentração molar dos reagentes por unidade de tempo:

Onde v– taxa de reação, s – concentração molar do reagente, t- tempo.

A taxa de uma reação química depende da natureza dos reagentes e das condições de reação (temperatura, concentração, presença de um catalisador, etc.)

Efeito da concentração. EM No caso de reações simples, a velocidade da reação é proporcional ao produto das concentrações dos reagentes, tomadas em potências iguais aos seus coeficientes estequiométricos.

Para reação

onde 1 e 2 são as direções das reações direta e reversa, respectivamente:

v 1 = k 1 ? [Sou ? [B]n e

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

Onde v- reação rápida, k– constante de velocidade, [A] – concentração molar da substância A.

Molecularidade da reação– o número de moléculas que participam no ato elementar da reação. Para reações simples, por exemplo: mA + nB> рС + qD, molecularidade é igual à soma dos coeficientes (m + n). As reações podem ser de molécula única, de molécula dupla e raramente de molécula tripla. Não ocorrem reações de peso molecular mais elevado.

Ordem de reaçãoé igual à soma dos expoentes dos graus de concentração na expressão experimental da taxa de uma reação química. Então, para uma reação complexa

mA + nB > рС + qD a expressão experimental para a taxa de reação é

v1 = ok 1? [A] ? ? [EM] ? e a ordem da reação é (? + ?). Em que? E? são encontrados experimentalmente e podem não coincidir com eu E n conseqüentemente, uma vez que a equação de uma reação complexa é o resultado de várias reações simples.

Efeito da temperatura. A taxa de uma reação depende do número de colisões efetivas entre as moléculas. Um aumento na temperatura aumenta o número de moléculas ativas, dando-lhes a energia necessária para que a reação ocorra. energia de ativação E atua e aumenta a taxa de uma reação química.

Regra de Van't Hoff. Quando a temperatura aumenta em 10°, a taxa de reação aumenta de 2 a 4 vezes. Matematicamente isso é escrito como:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

onde v 1 e v 2 são as taxas de reação nas temperaturas inicial (t 1) e final (t 2), ? – coeficiente de temperatura da taxa de reação, que mostra quantas vezes a taxa de reação aumenta com um aumento de 10° na temperatura.

Mais precisamente, a dependência da taxa de reação com a temperatura é expressa Equação de Arrhenius:

k = UMA? e - E/(RT)

Onde k– constante de taxa, A– constante independente da temperatura, e = 2,71828, E- energia de ativação, R = 8,314 J/(K? mol) – constante do gás; T– temperatura (K). Pode-se ver que a constante de taxa aumenta com o aumento da temperatura e a diminuição da energia de ativação.

4.3. Equilíbrio químico

Um sistema está em equilíbrio se seu estado não muda ao longo do tempo. A igualdade das taxas de reações diretas e reversas é uma condição para manter o equilíbrio do sistema.

Um exemplo de reação reversível é a reação

N 2 + 3H 2 - 2NH 3 .

Lei da ação de massa: a razão entre o produto das concentrações dos produtos da reação e o produto das concentrações das substâncias iniciais (todas as concentrações são indicadas em potências iguais aos seus coeficientes estequiométricos) é uma constante chamada constante de equilíbrio.

A constante de equilíbrio é uma medida do progresso de uma reação direta.

K = O – reação direta não ocorre;

K =? – a reação direta vai até o fim;

K > 1 – equilíbrio deslocado para a direita;

PARA< 1 – o equilíbrio é deslocado para a esquerda.

Constante de equilíbrio de reação PARA está relacionado à magnitude da mudança na energia de Gibbs padrão?G para a mesma reação:

G = –RT Em K, ou?G = -2,3RT LG K, ou K= 10 -0,435?G/RT

Se K > 1, então LG K> 0 e?G< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.

Se PARA< 1, então LG K < 0 и?G >0, ou seja, se o equilíbrio for deslocado para a esquerda, a reação não irá espontaneamente para a direita.

Lei da mudança de equilíbrio: Se uma influência externa for exercida sobre um sistema em equilíbrio, surge um processo no sistema que neutraliza a influência externa.

5. Reações redox

Reações redox– reações que ocorrem com uma mudança nos estados de oxidação dos elementos.

Oxidação– processo de doação de elétrons.

Recuperação– o processo de adição de elétrons.

Oxidante– um átomo, molécula ou íon que aceita elétrons.

Agente redutor– um átomo, molécula ou íon que doa elétrons.

Os agentes oxidantes, aceitando elétrons, passam para uma forma reduzida:

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

Os redutores, desistindo de elétrons, passam para a forma oxidada:

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

O equilíbrio entre as formas oxidada e reduzida é caracterizado por Equações de Nernst para potencial redox:

Onde E 0– valor padrão do potencial redox; n– número de elétrons transferidos; [restaurado ] e [aprox. ] são as concentrações molares do composto nas formas reduzida e oxidada, respectivamente.

Valores dos potenciais de eletrodo padrão E 0 são apresentados em tabelas e caracterizam as propriedades oxidativas e redutoras dos compostos: quanto mais positivo o valor E 0, quanto mais fortes as propriedades oxidantes e mais negativo o valor E 0, mais fortes serão as propriedades restauradoras.

Por exemplo, para F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volts, e para Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volts (o processo é sempre registrado para reações de redução).

Uma reação redox é uma combinação de duas semi-reações, oxidação e redução, e é caracterizada por uma força eletromotriz (fem)? E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 restaurar, Onde E 0 ok E? E 0 restaurar– potenciais padrão do agente oxidante e do agente redutor para esta reação.

E.m.f. reações? E 0 está relacionado à mudança na energia livre de Gibbs?G e à constante de equilíbrio da reação PARA:

?G = –nF?E 0 ou? E = (TR/nF) Em K.

E.m.f. reações em concentrações não padronizadas? E igual a: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K ou? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

No caso de equilíbrio?G = 0 e?E = 0, de onde vem? E =(0,059/n)lg K E K = 10 n?E/0,059 .

Para que a reação ocorra espontaneamente, as seguintes relações devem ser satisfeitas: ?G< 0 или K >> 1, ao qual a condição corresponde? E 0> 0. Portanto, para determinar a possibilidade de uma determinada reação redox, é necessário calcular o valor? E 0. Se? E 0 > 0, a reação está em andamento. Se? E 0< 0, sem resposta.

Fontes de corrente química

Células galvânicas– dispositivos que convertem a energia de uma reação química em energia elétrica.

Célula galvânica de Daniel consiste em eletrodos de zinco e cobre imersos em soluções de ZnSO 4 e CuSO 4, respectivamente. As soluções eletrolíticas se comunicam através de uma partição porosa. Neste caso, a oxidação ocorre no eletrodo de zinco: Zn > Zn 2+ + 2e, e a redução ocorre no eletrodo de cobre: ​​Cu 2+ + 2e > Cu. Em geral, a reação é: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Ânodo– eletrodo no qual ocorre a oxidação. Cátodo– o eletrodo no qual ocorre a redução. Nas células galvânicas, o ânodo está carregado negativamente e o cátodo está carregado positivamente. Nos diagramas de elementos, o metal e a argamassa são separados por uma linha vertical e duas argamassas são separadas por uma linha vertical dupla.

Assim, para a reação Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, o diagrama do circuito da célula galvânica está escrito: (-)Zn | ZnSO4 || CuSO4 | Cu(+).

A força eletromotriz (fem) da reação é? E 0 = E 0 ok – E 0 restaurar= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Devido às perdas, a tensão criada pelo elemento será um pouco menor que? E 0. Se as concentrações das soluções diferirem das padrão, iguais a 1 mol/l, então E 0 ok E E 0 restaurar são calculados usando a equação de Nernst e, em seguida, a fem é calculada. célula galvânica correspondente.

Elemento seco consiste em um corpo de zinco, pasta de NH 4 Cl com amido ou farinha, uma mistura de MnO 2 com grafite e um eletrodo de grafite. Durante sua operação ocorre a seguinte reação: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Diagrama de elementos: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). E.m.f. elemento - 1,5 V.

Baterias. Uma bateria de chumbo consiste em duas placas de chumbo imersas em uma solução de ácido sulfúrico a 30% e revestidas com uma camada de PbSO 4 insolúvel. Ao carregar uma bateria, ocorrem os seguintes processos nos eletrodos:

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

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

Quando a bateria está descarregada, ocorrem os seguintes processos nos eletrodos:

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

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

A reação total pode ser escrita como:

Para funcionar, a bateria requer carregamento regular e monitoramento da concentração de ácido sulfúrico, que pode diminuir ligeiramente durante a operação da bateria.

6. Soluções

6.1. Concentração de soluções

Fração de massa da substância em solução c igual à razão entre a massa do soluto e a massa da solução: w = m água / m solução ou w = m in-va /(V ? ?), porque m solução = V p-pa ? ?R-ra.

Concentração molar Com igual à razão entre o número de moles de soluto e o volume de solução: c=n(mol)/ V(eu) ou c = m/(M? V( eu )).

Concentração molar de equivalentes (concentração normal ou equivalente) com eé igual à razão entre o número de equivalentes de uma substância dissolvida e o volume da solução: com e = n(eq. mol)/ V(eu) ou com e = m/(M e? V(l)).

6.2. Dissociação eletrolítica

Dissociação eletrolítica– decomposição do eletrólito em cátions e ânions sob a influência de moléculas polares de solvente.

Grau de dissociação?– relação entre a concentração de moléculas dissociadas (com diss) e a concentração total de moléculas dissolvidas (com vol): ? = com diss / com ob.

Os eletrólitos podem ser divididos em forte(? ~ 1) e fraco.

Eletrólitos fortes(para eles? ~ 1) – sais e bases solúveis em água, bem como alguns ácidos: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 e outros.

Eletrólitos fracos(para eles?<< 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.

Equações de reação iônica. EM Nas equações de reações iônicas, eletrólitos fortes são escritos na forma de íons, e eletrólitos fracos, substâncias e gases pouco solúveis são escritos na forma de moléculas. Por exemplo:

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

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? = Ca 2+ + 2Cl? + H 2 O + CO 2 ^

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

Reações entre íons ir para a formação de uma substância que produza menos íons, ou seja, para um eletrólito mais fraco ou uma substância menos solúvel.

6.3. Dissociação de eletrólitos fracos

Vamos aplicar a lei da ação das massas ao equilíbrio entre íons e moléculas em uma solução de um eletrólito fraco, por exemplo, ácido acético:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

As constantes de equilíbrio para reações de dissociação são chamadas constantes de dissociação. As constantes de dissociação caracterizam a dissociação de eletrólitos fracos: quanto menor a constante, menos o eletrólito fraco se dissocia, mais fraco ele é.

Os ácidos polibásicos dissociam-se passo a passo:

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

A constante de equilíbrio da reação de dissociação total é igual ao produto das constantes dos estágios individuais de dissociação:

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

Lei de diluição de Ostwald: o grau de dissociação de um eletrólito fraco (a) aumenta com a diminuição de sua concentração, ou seja, com a diluição:

Efeito de um íon comum na dissociação de um eletrólito fraco: a adição de um íon comum reduz a dissociação do eletrólito fraco. Então, ao adicionar CH 3 COOH a uma solução de um eletrólito fraco

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

um eletrólito forte contendo um íon comum a CH 3 COOH, ou seja, um íon acetato, por exemplo CH 3 COONa

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

a concentração do íon acetato aumenta e o equilíbrio de dissociação do CH 3 COOH se desloca para a esquerda, ou seja, a dissociação do ácido diminui.

6.4. Dissociação de eletrólitos fortes

Atividade iônica A – concentração de um íon, manifestada em suas propriedades.

Fator de atividadef– razão de atividade iônica A para concentração com: f= ar condicionado ou A = FC.

Se f = 1, então os íons estão livres e não interagem entre si. Isto ocorre em soluções muito diluídas, em soluções de eletrólitos fracos, etc.

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

O coeficiente de atividade depende da força iônica da solução I: quanto maior a força iônica, menor o coeficiente de atividade.

Força iônica da solução EU depende de cobranças z e concentrações de íons:

eu = 0,52 s z2.

O coeficiente de atividade depende da carga do íon: quanto maior a carga do íon, menor será o coeficiente de atividade. Matematicamente, a dependência do coeficiente de atividade f na força iônica EU e carga de íon z escrito usando a fórmula de Debye-Hückel:

Os coeficientes de atividade iônica podem ser determinados usando a seguinte tabela:

6.5 Produto iônico da água. valor do PH

A água, um eletrólito fraco, dissocia-se, formando íons H+ e OH?. Esses íons são hidratados, ou seja, ligados a diversas moléculas de água, mas para simplificar são escritos na forma não hidratada

H2O-H++OH?.

Com base na lei da ação das massas, para este equilíbrio:

A concentração de moléculas de água [H 2 O], ou seja, o número de moles em 1 litro de água, pode ser considerada constante e igual a [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Daqui:

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

Produto iônico da água– o produto das concentrações [H + ] e – é um valor constante a uma temperatura constante e igual a 10 -14 a 22°C.

O produto iônico da água aumenta com o aumento da temperatura.

valor do PH– logaritmo negativo da concentração de íons hidrogênio: pH = – log. Da mesma forma: pOH = – log.

Tomar o logaritmo do produto iônico da água dá: pH + pHOH = 14.

O valor do pH caracteriza a reação do meio.

Se pH = 7, então [H + ] = é um meio neutro.

Se o pH< 7, то [Н + ] >– ambiente ácido.

Se pH > 7, então [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Soluções tampão

Soluções tampão são soluções que possuem uma certa concentração de íons hidrogênio. O pH dessas soluções não muda quando diluídas e muda pouco quando são adicionadas pequenas quantidades de ácidos e álcalis.

I. Uma solução do ácido fraco HA, concentração – do ácido, e seu sal com a base forte BA, concentração – do sal. Por exemplo, um tampão de acetato é uma solução de ácido acético e acetato de sódio: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK ácido + log(sal/s azedo).

II. Uma solução da base fraca BOH, concentração - do básico, e seu sal com um ácido forte BA, concentração - do sal. Por exemplo, um tampão de amônia é uma solução de hidróxido de amônio e cloreto de amônio NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК básico – log(com sal/com básico).

6.7. Hidrólise de sais

Hidrólise de sais– interação de íons de sal com água para formar um eletrólito fraco.

Exemplos de equações de reação de hidrólise.

I. Um sal é formado por uma base forte e um ácido fraco:

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

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

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

Na segunda etapa, a hidrólise praticamente não ocorre.

II. Um sal é formado por uma base fraca e um ácido forte:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

Al3+ +3Cl? + H 2 O - AlOH 2+ + 2Cl? +H++ +Cl?

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

Na segunda etapa a hidrólise ocorre menos e na terceira etapa praticamente não há hidrólise.

III. Um sal é formado por uma base forte e um ácido forte:

K + + NÃO 3 ? +H2O? sem hidrólise, pH? 7.

4. Um sal é formado por uma base fraca e um ácido fraco:

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.

Em alguns casos, quando o sal é formado por bases e ácidos muito fracos, ocorre hidrólise completa. Na tabela de solubilidade para tais sais o símbolo é “decomposto em água”:

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

A possibilidade de hidrólise completa deve ser levada em consideração nas reações de troca:

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

Grau de hidróliseh – a proporção entre a concentração de moléculas hidrolisadas e a concentração total de moléculas dissolvidas.

Para sais formados por uma base forte e um ácido fraco:

= CHрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Da expressão segue-se que o grau de hidrólise h(ou seja, hidrólise) aumenta:

a) com o aumento da temperatura, à medida que o K(H 2 O) aumenta;

b) com diminuição da dissociação do ácido formador do sal: quanto mais fraco o ácido, maior a hidrólise;

c) com diluição: quanto menor for c, maior será a hidrólise.

Para sais formados por uma base fraca e um ácido forte

[H+] = CH pH = – log.

Para sais formados por uma base fraca e um ácido fraco

6.8. Teoria protolítica de ácidos e bases

Protólise– processo de transferência de prótons.

Protólitos– ácidos e bases que doam e aceitam prótons.

Ácido– uma molécula ou íon capaz de doar um próton. Cada ácido possui uma base conjugada correspondente. A força dos ácidos é caracterizada pela constante ácida Kk.

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

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H 2 O - 2+ + H 3 O +

K k = 9 ? 10 -6

Base– uma molécula ou íon que pode aceitar um próton. Cada base possui um ácido conjugado correspondente. A resistência das bases é caracterizada pela constante de base K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Anfólitos– protólitos capazes de liberar e adquirir um próton.

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

HCO3? – ácido.

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

HCO3? - Fundação.

Para água: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Constantes Kk E K 0 para ácidos e bases conjugados estão ligados.

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

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

7. Constante de solubilidade. Solubilidade

Em um sistema que consiste em uma solução e um precipitado, ocorrem dois processos - dissolução do precipitado e precipitação. A igualdade das taxas desses dois processos é uma condição de equilíbrio.

Solução saturada– uma solução que está em equilíbrio com o precipitado.

A lei da ação das massas aplicada ao equilíbrio entre precipitado e solução dá:

Como = const,

PARA = Ks (AgCl) = .

Em geral temos:

A eu B n(TELEVISÃO) - eu A +n+n B -m

Ks ( A eu B n)= [Uma +n ] eu[EM -m ] n .

Constante de solubilidadeKs(ou produto de solubilidade PR) - o produto das concentrações de íons em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel - é um valor constante e depende apenas da temperatura.

Solubilidade de uma substância pouco solúvel é pode ser expresso em mols por litro. Dependendo do tamanho é substâncias podem ser divididas em pouco solúveis – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? é? 10 -2 mol/le altamente solúvel é>10 -2 mol/l.

A solubilidade dos compostos está relacionada ao seu produto de solubilidade.

Condição para precipitação e dissolução de sedimentos

No caso do AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

Ks= :

a) condição de equilíbrio entre precipitado e solução: = Ks.

b) condição de deposição: > Ks; durante a precipitação, as concentrações de íons diminuem até que o equilíbrio seja estabelecido;

c) a condição para a dissolução do precipitado ou a existência de uma solução saturada:< Ks;À medida que o precipitado se dissolve, a concentração de íons aumenta até que o equilíbrio seja estabelecido.

8. Compostos de coordenação

Compostos de coordenação (complexos) são compostos com uma ligação doador-aceitador.

Para K3:

íons da esfera externa – 3K +,

íon da esfera interna – 3-,

agente complexante – Fe 3+,

ligantes – 6CN?, sua dentição – 1,

número de coordenação – 6.

Exemplos de agentes complexantes: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+, etc.

Exemplos de ligantes: moléculas polares H 2 O, NH 3, CO e ânions CN?, Cl?, OH? e etc.

Números de coordenação: geralmente 4 ou 6, menos frequentemente 2, 3, etc.

Nomenclatura. O ânion é nomeado primeiro (no caso nominativo), depois o cátion (no caso genitivo). Nomes de alguns ligantes: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – ciano, Cl? – cloro, OH? – hidroxo. Nomes dos números de coordenação: 2 – di, 3 – três, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. O estado de oxidação do agente complexante é indicado:

Cl—cloreto de diaminaprata(I);

SO 4 – sulfato de cobre(II) tetrammina;

K 3 – hexacianoferrato(III) de potássio.

Químico conexão.

A teoria das ligações de valência pressupõe a hibridização dos orbitais do átomo central. A localização dos orbitais híbridos resultantes determina a geometria dos complexos.

Íon complexo diamagnético Fe(CN) 6 4-.

Íon cianeto – doador

O íon de ferro Fe 2+ – aceitador – tem a fórmula 3d 6 4s 0 4p 0. Levando em consideração a natureza diamagnética do complexo (todos os elétrons estão emparelhados) e o número de coordenação (são necessários 6 orbitais livres), temos d 2 sp 3-hibridização:

O complexo é diamagnético, de baixo spin, intraorbital, estável (nenhum elétron externo é usado), octaédrico ( d 2 sp 3-hibridização).

Íon complexo paramagnético FeF 6 3-.

O íon fluoreto é um doador.

O íon de ferro Fe 3+ – aceitador – tem a fórmula 3d 5 4s 0 4p 0 . Levando em consideração a paramagneticidade do complexo (os elétrons estão acoplados) e o número de coordenação (são necessários 6 orbitais livres), temos sp 3 d 2-hibridização:

O complexo é paramagnético, de alto spin, orbital externo, instável (orbitais 4d externos são usados), octaédrico ( sp 3 d 2-hibridização).

Dissociação de compostos de coordenação.

Os compostos de coordenação em solução dissociam-se completamente em íons das esferas interna e externa.

NÃO 3 > Ag(NH 3) 2 + + NO 3 ?, ? = 1.

Os íons da esfera interna, isto é, íons complexos, dissociam-se em íons metálicos e ligantes, como eletrólitos fracos, em estágios.

Onde K 1 , PARA 2 , PARA 1 _ 2 são chamadas de constantes de instabilidade e caracterizar a dissociação dos complexos: quanto menor a constante de instabilidade, menos o complexo se dissocia, mais estável ele é.

vários conceitos e fórmulas básicas.

Todas as substâncias têm massa, densidade e volume diferentes. Um pedaço de metal de um elemento pode pesar muitas vezes mais do que um pedaço exatamente do mesmo tamanho de outro metal.

Verruga(número de moles)

designação: verruga, internacional: mol- uma unidade de medida da quantidade de uma substância. Corresponde à quantidade de substância que contém N / D. partículas (moléculas, átomos, íons). Portanto, uma quantidade universal foi introduzida - número de moles. Uma frase frequentemente encontrada em tarefas é “recebido... mol de substância"

N / D.= 6,02 1023

N / D.- Número de Avogadro. Também “um número por acordo”. Quantos átomos existem na ponta de um lápis? Cerca de mil. Não é conveniente operar com tais quantidades. Portanto, químicos e físicos de todo o mundo concordaram - vamos designar partículas 6,02 × 1023 (átomos, moléculas, íons) como 1 toupeira substâncias.

1 mol = 6,02 1023 partículas

Esta foi a primeira das fórmulas básicas para resolução de problemas.

Massa molar de uma substância

Massa molar substância é a massa de um mol de substância.

Denotado como Sr. É encontrado de acordo com a tabela periódica - é simplesmente a soma das massas atômicas de uma substância.

Por exemplo, recebemos ácido sulfúrico - H2SO4. Vamos calcular a massa molar de uma substância: massa atômica H = 1, S-32, O-16.
Senhor(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

A segunda fórmula necessária para resolver problemas é

fórmula de massa da substância:

Ou seja, para encontrar a massa de uma substância, é necessário saber o número de moles (n), e encontramos a massa molar na Tabela Periódica.

Lei da conservação de massa - A massa das substâncias que entram em uma reação química é sempre igual à massa das substâncias resultantes.

Se conhecermos a(s) massa(s) das substâncias que reagiram, poderemos encontrar a(s) massa(s) dos produtos dessa reação. E vice versa.

A terceira fórmula para resolver problemas de química é

volume de substância:

Desculpe, esta imagem não atende às nossas diretrizes. Para continuar publicando, exclua a imagem ou carregue outra.

De onde veio o número 22,4? De Lei de Avogrado:

volumes iguais de gases diferentes, obtidos à mesma temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.

De acordo com a lei de Avogadro, 1 mol de um gás ideal em condições normais (n.s.) tem o mesmo volume Vm= 22,413 996(39)l

Ou seja, se no problema tivermos condições normais, então, conhecendo o número de moles (n), podemos encontrar o volume da substância.

Então, fórmulas básicas para resolver problemas em química

Número de AvogradoN / D.

6,02 1023 partículas

Quantidade de substância n (mol)

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

Massa de substância m (g)

Volume da substância V(eu)

V=n 22,4 (l\mol)

Desculpe, esta imagem não atende às nossas diretrizes. Para continuar publicando, exclua a imagem ou carregue outra.

Estas são fórmulas. Freqüentemente, para resolver problemas, primeiro você precisa escrever a equação da reação e (obrigatório!) organizar os coeficientes - sua proporção determina a proporção de moles no processo.

Magnitude e sua dimensão	Razão
Massa atômica do elemento X (relativa)
Número de série do elemento	Z = N(e –) = N(R +)
Fração de massa do elemento E na substância X, em frações de uma unidade, em %)
Quantidade de substância X, mol
Quantidade de substância gasosa, mol	V eu= 22,4 l/mol (n.s.) Bem. – R= 101.325 Pa, T= 273K
Massa molar da substância X, g/mol, kg/mol
Massa da substância X, g, kg	eu(X) = n(X) M(X)
Volume molar de gás, l/mol, m 3 /mol	V eu= 22,4 l/mol em N.S.
Volume de gás, m 3	V = V eu × n
Rendimento do produto
Densidade da substância X, g/l, g/ml, kg/m3
Densidade da substância gasosa X por hidrogênio
Densidade da substância gasosa X no ar	M(ar) = 29 g/mol
Lei do Gás Unido
Equação de Mendeleev-Clapeyron	VP = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Fração volumétrica de uma substância gasosa em uma mistura de gases, em frações de uma unidade ou em %
Massa molar de uma mistura de gases
Fração molar de uma substância (X) em uma mistura
Quantidade de calor, J, kJ	P = n(X) P(X)
Efeito térmico da reação	Q =–H
Calor de formação da substância X, J/mol, kJ/mol
Taxa de reação química (mol/lseg)
Lei da Ação de Massa (para uma reação simples)	a UM+ V B = Com C+ d D você = k Com a(A) Com V(B)
Regra de Van't Hoff
Solubilidade da substância (X) (g/100 g solvente)
Fração mássica da substância X na mistura A + X, em frações de uma unidade, em %
Peso da solução, g, kg	eu(rr) = eu(X)+ eu(H2O) eu(rr) = V(rr)  (rr)
Fração mássica de substância dissolvida em solução, em frações de uma unidade, em %
Densidade da solução
Volume da solução, cm 3, l, m 3
Concentração molar, mol/l
Grau de dissociação eletrolítica (X), em frações de uma unidade ou %
Produto iônico da água	K(H2O) =
valor do PH	pH = –lg

Principal:

Kuznetsova N.E. e etc.. Química. 8º ao 10º ano – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Química.11º ano em 2 partes, 2005-2007.

Egorov A.S. Química. Um novo livro de preparação para o ensino superior. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 p.

Egorov A.S. Química: um curso moderno de preparação para o Exame Estadual Unificado. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 p.

Egorov A.S. Manual de autoinstrução para solução de problemas químicos. – Rostov do Don: Phoenix, 2000. – 352 p.

Manual de química/tutor para candidatos a universidades. Rostov-n/D, Phoenix, 2005–536 p.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Problemas em química para candidatos a universidades. M.: Ensino superior. 2007.–302p.

Adicional:

Vrublevsky A.I.. Materiais educacionais e de treinamento para preparação para testes centralizados em química / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 p.

Vrublevsky A.I.. 1000 problemas em química com cadeias de transformações e testes de controle para alunos e candidatos. – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 p.

Egorov A.S.. Todos os tipos de problemas de cálculo em química para preparação para o Exame Estadual Unificado. – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 p.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Tarefas e exercícios típicos de preparação para o exame de química. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 p.

Exame Estadual Unificado 2007. Química. Materiais educativos e formativos para preparação de alunos / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 p.

Exame Estadual Unificado 2011. Química. Kit educacional e de treinamento ed. A.A. Kaverina.-M.: Educação Nacional, 2011.

As únicas opções reais de tarefas de preparação para o Exame de Estado Unificado. Exame Estadual Unificado 2007. Química/V.Yu. Mishina, E. N. Strelnikova. M.: Centro Federal de Testes, 2007.–151 p.

Kaverina A.A.. O banco ideal de tarefas para preparar os alunos. Exame Estadual Unificado 2012. Química. Livro didático./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina.– M.: Centro de Intelecto, 2012. – 256 p.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Tarefas de teste além de testes para alunos de cursos preparatórios por correspondência de 10 meses (instruções metodológicas). Krasnodar, 2004. – P. 18 – 70.

Litvinova T. N.. Química. Exame Estadual Unificado 2011. Testes de treinamento. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 p.

Litvinova T. N.. Química. Testes para o Exame Estadual Unificado. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 p.

Litvinova T. N.. Química. Leis, propriedades dos elementos e seus compostos. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 p.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Química em tarefas para candidatos a universidades. – M.: Onyx Publishing House LLC: Mir and Education Publishing House LLC, 2009. – 832 p.

Complexo educacional e metodológico em química para alunos das aulas de medicina e biologia, ed. T. N. Litvinova. – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Química. Exame Estadual Unificado 2008. Provas de ingresso, auxílio didático / ed. V. N. Doronkina. – Rostov n/a: Legião, 2008.– 271 p.

Lista de sites sobre química:

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

2. Química para todos. Livro de referência eletrônico para um curso completo de química.

http:// www. informação. ru/ texto/ base de dados/ química/ COMEÇAR. HTML

3. Química escolar - livro de referência. http:// www. química escolar. por. ru

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

Recursos da Internet

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Química para todos. Livro de referência eletrônico para um curso completo de química.

http:// www. informação. ru/ texto/ base de dados/ química/ COMEÇAR. HTML

Química escolar - livro de referência. http:// www. química escolar. por. ru

http://www.classchem.narod.ru

Tutor de química. http://www. química.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm- recursos educacionais da Internet sobre química

http://schoolchemistry.by.ru/- química escolar. Este site tem a oportunidade de realizar testes on-line sobre diversos temas, bem como versões demo do Exame Estadual Unificado

Química e vida - século XXI: revista científica popular. http:// www. hij. ru

Verifique informações. É necessário verificar a veracidade dos fatos e a confiabilidade das informações apresentadas neste artigo. Na página de discussão há discussão sobre o tema: Dúvidas quanto à terminologia. Fórmula química ... Wikipédia

Uma fórmula química reflete informações sobre a composição e estrutura das substâncias usando símbolos químicos, números e símbolos de divisão entre colchetes. Atualmente, distinguem-se os seguintes tipos de fórmulas químicas: A fórmula mais simples. Pode ser obtido por experiente... ... Wikipedia

Uma fórmula química reflete informações sobre a composição e estrutura das substâncias usando símbolos químicos, números e símbolos de divisão entre colchetes. Atualmente, distinguem-se os seguintes tipos de fórmulas químicas: A fórmula mais simples. Pode ser obtido por experiente... ... Wikipedia

Uma fórmula química reflete informações sobre a composição e estrutura das substâncias usando símbolos químicos, números e símbolos de divisão entre colchetes. Atualmente, distinguem-se os seguintes tipos de fórmulas químicas: A fórmula mais simples. Pode ser obtido por experiente... ... Wikipedia

Uma fórmula química reflete informações sobre a composição e estrutura das substâncias usando símbolos químicos, números e símbolos de divisão entre colchetes. Atualmente, distinguem-se os seguintes tipos de fórmulas químicas: A fórmula mais simples. Pode ser obtido por experiente... ... Wikipedia

Artigo principal: Compostos inorgânicos Lista de compostos inorgânicos por elemento lista informativa de compostos inorgânicos apresentada em ordem alfabética (por fórmula) para cada substância, ácidos hidrogênio dos elementos (se ... ... Wikipedia

Este artigo ou seção precisa de revisão. Por favor, melhore o artigo de acordo com as regras para escrever artigos... Wikipedia

Uma equação química (equação de uma reação química) é uma representação convencional de uma reação química usando fórmulas químicas, coeficientes numéricos e símbolos matemáticos. A equação de uma reação química fornece qualitativo e quantitativo... ... Wikipedia

Software químico são programas de computador usados ​​na área de química. Conteúdo 1 Editores químicos 2 Plataformas 3 Literatura ... Wikipedia

Livros

• Dicionário Japonês-Inglês-Russo para instalação de equipamentos industriais. Cerca de 8.000 termos, Popova I.S.. O dicionário destina-se a uma ampla gama de usuários e principalmente a tradutores e especialistas técnicos envolvidos no fornecimento e implementação de equipamentos industriais do Japão ou...
• Um breve dicionário de termos bioquímicos, Kunizhev S.M.. O dicionário é destinado a estudantes de especialidades químicas e biológicas em universidades que estudam um curso de bioquímica geral, ecologia e fundamentos de biotecnologia, e também pode ser usado em ...

Os símbolos modernos para elementos químicos foram introduzidos na ciência em 1813 por J. Berzelius. Segundo sua proposta, os elementos são designados pelas letras iniciais de seus nomes latinos. Por exemplo, o oxigênio (Oxigênio) é designado pela letra O, o enxofre (Enxofre) pela letra S, o hidrogênio (Hidrogênio) pela letra H. Nos casos em que os nomes dos elementos começam com a mesma letra, mais uma letra é adicionado à primeira letra. Assim, o carbono (Carboneum) tem o símbolo C, o cálcio (Cálcio) - Ca, o cobre (Cuprum) - Cu.

Os símbolos químicos não são apenas nomes abreviados de elementos: eles também expressam certas quantidades (ou massas), ou seja, Cada símbolo representa um átomo de um elemento, ou um mol de seus átomos, ou uma massa de um elemento igual (ou proporcional) à massa molar desse elemento. Por exemplo, C significa um átomo de carbono, ou um mol de átomos de carbono, ou 12 unidades de massa (geralmente 12 g) de carbono.

Fórmulas químicas

As fórmulas das substâncias também indicam não apenas a composição da substância, mas também sua quantidade e massa. Cada fórmula representa uma molécula de uma substância, ou um mol de uma substância, ou uma massa de uma substância igual (ou proporcional à) sua massa molar. Por exemplo, H2O representa uma molécula de água, ou um mol de água, ou 18 unidades de massa (geralmente (18 g) de água.

Substâncias simples também são designadas por fórmulas que mostram quantos átomos consiste em uma molécula de uma substância simples: por exemplo, a fórmula do hidrogênio H 2. Se a composição atômica de uma molécula de uma substância simples não for conhecida com precisão ou a substância consistir em moléculas contendo um número diferente de átomos, e também se tiver uma estrutura atômica ou metálica em vez de molecular, a substância simples é designada por o símbolo do elemento. Por exemplo, a substância simples fósforo é denotada pela fórmula P, pois, dependendo das condições, o fósforo pode consistir em moléculas com um número diferente de átomos ou ter uma estrutura polimérica.

Fórmulas químicas para resolver problemas

A fórmula da substância é determinada com base nos resultados da análise. Por exemplo, de acordo com a análise, a glicose contém 40% (em peso) de carbono, 6,72% (em peso) de hidrogênio e 53,28% (em peso) de oxigênio. Portanto, as massas de carbono, hidrogênio e oxigênio estão na proporção 40:6,72:53,28. Vamos denotar a fórmula desejada para a glicose C x H y O z, onde x, y e z são os números de átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio na molécula. As massas dos átomos desses elementos são respectivamente iguais a 12,01; 1h01 e 16h00 Portanto, a molécula de glicose contém 12,01x amu. carbono, 1,01u u hidrogênio e 16.00zа.u.m. oxigênio. A proporção dessas massas é 12,01x: 1,01y: 16,00z. Mas já encontramos essa relação com base nos dados da análise da glicose. Por isso:

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

De acordo com as propriedades de proporção:

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

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

Portanto, em uma molécula de glicose existem dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio por átomo de carbono. Esta condição é satisfeita pelas fórmulas CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3, etc. A primeira dessas fórmulas - CH 2 O- é chamada de fórmula mais simples ou empírica; tem um peso molecular de 30,02. Para descobrir a fórmula verdadeira ou molecular, é necessário conhecer a massa molecular de uma determinada substância. Quando aquecida, a glicose é destruída sem se transformar em gás. Mas seu peso molecular pode ser determinado por outros métodos: é igual a 180. A partir da comparação desse peso molecular com o peso molecular correspondente à fórmula mais simples, fica claro que a fórmula C 6 H 12 O 6 corresponde à glicose.

Assim, uma fórmula química é uma imagem da composição de uma substância por meio de símbolos de elementos químicos, índices numéricos e alguns outros sinais. Os seguintes tipos de fórmulas são diferenciados:

— mais simples , que é obtido experimentalmente determinando a proporção dos elementos químicos em uma molécula e utilizando os valores de suas massas atômicas relativas (ver exemplo acima);

— molecular , que pode ser obtido conhecendo-se a fórmula mais simples de uma substância e seu peso molecular (ver exemplo acima);

— racional , exibindo grupos de átomos característicos de classes de elementos químicos (R-OH - álcoois, R - COOH - ácidos carboxílicos, R - NH 2 - aminas primárias, etc.);

— estrutural (gráfico) , mostrando o arranjo relativo dos átomos em uma molécula (pode ser bidimensional (em um plano) ou tridimensional (no espaço));

— eletrônico, exibindo a distribuição de elétrons entre orbitais (escrita apenas para elementos químicos, não para moléculas).

Vejamos mais de perto o exemplo da molécula de álcool etílico:

1. a fórmula mais simples do etanol é C 2 H 6 O;
2. a fórmula molecular do etanol é C 2 H 6 O;
3. a fórmula racional do etanol é C 2 H 5 OH;

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Exercício	Com a combustão completa de uma substância orgânica contendo oxigênio pesando 13,8 g, foram obtidos 26,4 g de dióxido de carbono e 16,2 g de água. Encontre a fórmula molecular de uma substância se a densidade relativa de seus vapores em relação ao hidrogênio for 23.
Solução	Vamos traçar um diagrama da reação de combustão de um composto orgânico, designando o número de átomos de carbono, hidrogênio e oxigênio como “x”, “y” e “z”, respectivamente: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Vamos determinar as massas dos elementos que compõem esta substância. Valores de massas atômicas relativas retirados da Tabela Periódica de D.I. Mendeleev, arredonde para números inteiros: Ar(C) = 12 amu, Ar(H) = 1 amu, Ar(O) = 16 amu. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Vamos calcular as massas molares do dióxido de carbono e da água. Como se sabe, a massa molar de uma molécula é igual à soma das massas atômicas relativas dos átomos que compõem a molécula (M = Mr): M(CO 2) = 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 e O z) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 g. Vamos determinar a fórmula química do composto: 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. Isso significa que a fórmula mais simples do composto é C 2 H 6 O e a massa molar é 46 g/mol. A massa molar de uma substância orgânica pode ser determinada usando sua densidade de hidrogênio: Substância M = M(H 2) × D(H 2); Substância M = 2 × 23 = 46 g/mol. Substância M / M(C 2 H 6 O) = 46/46 = 1. Isso significa que a fórmula do composto orgânico será C 2 H 6 O.
Responder	C2H6O

EXEMPLO 2

Exercício	A fração mássica de fósforo em um de seus óxidos é de 56,4%. A densidade do vapor de óxido no ar é 7,59. Determine a fórmula molecular do óxido.
Solução	A fração de massa do elemento X em uma molécula da composição NX é calculada usando a seguinte fórmula: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Vamos calcular a fração mássica de oxigênio no composto: ω(O) = 100% - ω(P) = 100% - 56,4% = 43,6%. Vamos denotar o número de moles dos elementos incluídos no composto como “x” (fósforo), “y” (oxigênio). Então, a razão molar ficará assim (os valores das massas atômicas relativas retirados da Tabela Periódica de D.I. Mendeleev são arredondados para números inteiros): 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. Isto significa que a fórmula mais simples para combinar fósforo com oxigênio será P 2 O 3 e uma massa molar de 94 g/mol. A massa molar de uma substância orgânica pode ser determinada usando a densidade do ar: Substância M = M ar × D ar; Substância M = 29 × 7,59 = 220 g/mol. Para encontrar a verdadeira fórmula de um composto orgânico, encontramos a proporção das massas molares resultantes: Substância M / M(P 2 O 3) = 220/94 = 2. Isso significa que os índices dos átomos de fósforo e oxigênio devem ser 2 vezes maiores, ou seja, a fórmula da substância será P 4 O 6.
Responder	P4O6