Kimia– shkenca e përbërjes, strukturës, vetive dhe shndërrimeve të substancave.

Shkenca atomike-molekulare. Substancat përbëhen nga grimca kimike (molekula, atome, jone), të cilat kanë një strukturë komplekse dhe përbëhen nga grimca elementare (protone, neutrone, elektrone).

Atomi– një grimcë neutrale e përbërë nga një bërthamë pozitive dhe elektrone.

Molekula– një grup i qëndrueshëm atomesh të lidhur me lidhje kimike.

Element kimik– një lloj atomesh me të njëjtën ngarkesë bërthamore. Elementi shënojë

ku X është simboli i elementit, Z– numri serial i elementit në Tabelën Periodike të Elementeve D.I. Mendeleev, A- numri masiv. Numër serik Z e barabartë me ngarkesën e bërthamës atomike, numrin e protoneve në bërthamën atomike dhe numrin e elektroneve në atom. Numri masiv A e barabartë me shumën e numrit të protoneve dhe neutroneve në një atom. Numri i neutroneve është i barabartë me diferencën A–Z.

Izotopet– atomet e të njëjtit element që kanë numra të ndryshëm në masë.

Masa atomike relative(A r) është raporti i masës mesatare të një atomi të një elementi me përbërje natyrale izotopike me 1/12 e masës së një atomi të izotopit të karbonit 12 C.

Pesha molekulare relative(M r) është raporti i masës mesatare të një molekule të një substance me përbërje natyrale izotopike me 1/12 e masës së një atomi të izotopit të karbonit 12 C.

Njësia e masës atomike(a.u.m) – 1/12 e masës së një atomi të izotopit të karbonit 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 vjet

Nishani– sasia e një lënde që përmban aq njësi strukturore (atome, molekula, jone) sa atome ka në 0,012 kg të izotopit të karbonit 12 C. Nishani– sasia e një lënde që përmban 6,02 10 23 njësi strukturore (atome, molekula, jone).

n = N/N A, Ku n- sasia e substancës (mol), N– numri i grimcave, a N A– Konstantja e Avogadros. Sasia e një substance mund të shënohet edhe me simbolin v.

Konstantja e Avogadros N A = 6.02 10 23 grimca/mol.

Masa molareM(g/mol) – raporti i masës së substancës m(d) për sasinë e substancës n(mol):

M = m/n, ku: m = M n Dhe n = m/M.

Vëllimi molar i gazitV M(l/mol) – raporti i vëllimit të gazit V(l) për sasinë e substancës së këtij gazi n(mol). Në kushte normale V M = 22.4 l/mol.

Kushtet normale: temperatura t = 0°C, ose T = 273 K, presion p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101,325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, ku: V = V Mn Dhe n = V/V M .

Rezultati është një formulë e përgjithshme:

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

Ekuivalente- një grimcë reale ose fiktive që ndërvepron me një atom hidrogjeni, ose e zëvendëson atë, ose është ekuivalente me të në ndonjë mënyrë tjetër.

Ekuivalentët e masës molare M e– raporti i masës së një lënde me numrin e ekuivalentëve të kësaj lënde: M e = m/n (eq) .

Në reaksionet e shkëmbimit të ngarkesës, masa molare e ekuivalentëve të substancave është

me masë molare M e barabartë me: M e = M/(n ? m).

Në reaksionet redoks, masa molare e ekuivalentëve të një lënde me masë molare M e barabartë me: M e = M/n(e), Ku n(e)– numri i elektroneve të transferuara.

Ligji i ekuivalentëve– masat e reaktantëve 1 dhe 2 janë proporcionale me masat molare të ekuivalentëve të tyre. m 1 / m 2= M E1/M E2, ose m 1 /M E1 = m 2 /M E2, ose n 1 = n 2, Ku m 1 Dhe m 2- masat e dy substancave, M E1 Dhe M E2- masat molare të ekuivalentëve, n 1 Dhe n 2– numri i ekuivalentëve të këtyre substancave.

Për zgjidhjet, ligji i ekuivalentëve mund të shkruhet si më poshtë:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Ku me E1, me E2, V 1 Dhe V 2– përqendrimet molare të ekuivalentëve dhe vëllimeve të tretësirave të këtyre dy substancave.

Ligji i bashkuar i gazit: pV = nRT, Ku fq- presioni (Pa, kPa), V– vëllimi (m 3, l), n- sasia e substancës së gazit (mol), T - temperatura (K), T(K) = t(°C) + 273, R- konstante, R= 8,314 J/(K? mol), me J = Pa m 3 = kPa l.

2. Struktura atomike dhe ligji periodik

Dualiteti valë-grimcë materia - ideja që çdo objekt mund të ketë veti valore dhe korpuskulare. Louis de Broglie propozoi një formulë që lidh vetitë valore dhe korpuskulare të objekteve: ? = h/(mV), Ku h- Konstantja e Plankut, ? – gjatësi vale që i përgjigjet çdo trupi me masë m dhe shpejtësia V. Megjithëse vetitë valore ekzistojnë për të gjitha objektet, ato mund të vërehen vetëm për mikro-objektet me masa në rendin e masës së një atomi dhe një elektroni.

Parimi i pasigurisë së Heisenberg: ?(mV x) ?х > h/2n ose ?V x ?x > h/(2?m), Ku m- masa e grimcave, x- koordinata e saj, V x- shpejtësia në drejtim x, ?– pasiguri, gabim përcaktimi. Parimi i pasigurisë do të thotë që është e pamundur të tregohet njëkohësisht pozicioni (koordinata) x) dhe shpejtësia (V x) grimcat.

Grimcat me masa të vogla (atomet, bërthamat, elektronet, molekula) nuk janë grimca në kuptimin e mekanikës njutoniane dhe nuk mund të studiohen nga fizika klasike. Ato studiohen nga fizika kuantike.

Numri kuantik kryesorn merr vlerat 1, 2, 3, 4, 5, 6 dhe 7, që korrespondojnë me nivelet elektronike (shtresat) K, L, M, N, O, P dhe Q.

Niveli– hapësira ku ndodhen elektronet me numër të njëjtë n. Elektronet e niveleve të ndryshme janë të ndara në mënyrë hapësinore dhe energjike nga njëra-tjetra, që nga numri n përcakton energjinë e elektroneve E(më shumë n, më shumë E) dhe distanca R ndërmjet elektroneve dhe bërthamës (aq më shumë n, më shumë R).

Numri kuantik orbital (anësor, azimutal).l merr vlera në varësi të numrit n:l= 0, 1,…(n- 1). Për shembull, nëse n= 2, atëherë l = 0, 1; Nëse n= 3, atëherë l = 0, 1, 2. Numri l karakterizon nënnivelin (nënshtresën).

Nënniveli– hapësira ku elektronet me të caktuar n Dhe l. Nënnivelet e një niveli të caktuar caktohen në varësi të numrit l:s- Nëse l = 0, fq- Nëse l = 1, d- Nëse l = 2, f- Nëse l = 3. Nënnivelet e një atomi të caktuar caktohen në varësi të numrave n Dhe l, për shembull: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), etj. Nënnivelet e një niveli të caktuar kanë energji të ndryshme (aq më shumë l, më shumë E): E s< E < Е А < … dhe format e ndryshme të orbitaleve që përbëjnë këto nënnivele: orbitalja s ka formën e një topi, fq-orbitalja ka formën e një trap etj.

Numri kuantik magnetikm 1 karakterizon orientimin e momentit magnetik orbital, të barabartë me l, në hapësirë ​​në raport me fushën magnetike të jashtme dhe merr vlerat e mëposhtme: – l,…-1, 0, 1,…l, dmth total (2l + 1) vlera. Për shembull, nëse l = 2, atëherë m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitale(pjesë e një nënniveli) - hapësira ku elektronet (jo më shumë se dy) janë të vendosura me disa n, l, m 1. Nënniveli përmban 2l+1 orbitale. Për shembull, d– nënniveli përmban pesë orbitale d. Orbitalet e të njëjtit nënnivel që kanë numra të ndryshëm m 1, kanë të njëjtën energji.

Numri i rrotullimit magnetikZnj karakterizon orientimin e momentit magnetik të vetë elektronit s, i barabartë me?, në raport me fushën magnetike të jashtme dhe merr dy vlera: +? Dhe _ ?.

Elektronet në një atom zënë nivele, nënnivele dhe orbitale sipas rregullave të mëposhtme.

Rregulli i Paulit: Në një atom, dy elektrone nuk mund të kenë katër numra kuantikë identikë. Ato duhet të ndryshojnë në të paktën një numër kuantik.

Nga rregulli i Paulit rrjedh se një orbital mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone, një nënnivel mund të përmbajë jo më shumë se 2 (2l + 1) elektrone, një nivel nuk mund të përmbajë më shumë se 2n 2 elektronet.

Rregulli i Klechkovsky: Nënnivelet elektronike plotësohen sipas sasisë në rritje (n + l), dhe në rast të së njëjtës shumë (n+l)– sipas renditjes në rritje të numrit n.

Forma grafike e sundimit të Klechkovskit.

Sipas rregullit të Klechkovsky, nënnivelet plotësohen në rendin e mëposhtëm: 1s, 2s, 2р, 3s, Zr, 4s, 3d, 4r, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6D, 7p, 8s,…

Edhe pse mbushja e nënnivele ndodh sipas rregullit Klechkovsky, në formulën elektronike nënnivelet shkruhen në mënyrë sekuenciale sipas nivelit: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f etj. Kështu, formula elektronike e atomit të bromit shkruhet si më poshtë: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Konfigurimet elektronike të një numri atomesh ndryshojnë nga ato të parashikuara nga rregulli i Klechkovsky. Pra, për Cr dhe Cu:

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

Rregulli i Hundës (Gunda): Mbushja e orbitaleve të një nënniveli të caktuar kryhet në mënyrë që rrotullimi total të jetë maksimal. Orbitalet e një nënniveli të caktuar mbushen fillimisht me një elektron në të njëjtën kohë.

Konfigurimet elektronike të atomeve mund të shkruhen sipas niveleve, nënniveleve, orbitaleve. Për shembull, formula elektronike P(15e) mund të shkruhet:

a) sipas niveleve)2)8)5;

b) sipas nënniveleve 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) me orbital

Shembuj të formulave elektronike të disa atomeve dhe joneve:

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. Lidhja kimike

3.1. Metoda e lidhjes së valencës

Sipas metodës së lidhjes valente, një lidhje midis atomeve A dhe B formohet duke ndarë një palë elektrone.

Lidhja kovalente. Lidhja donator-pranues.

Valenca karakterizon aftësinë e atomeve për të formuar lidhje kimike dhe është e barabartë me numrin e lidhjeve kimike të formuara nga një atom. Sipas metodës së lidhjes së valencës, valenca është e barabartë me numrin e çifteve të përbashkëta të elektroneve, dhe në rastin e një lidhjeje kovalente, valenca është e barabartë me numrin e elektroneve të paçiftuara në nivelin e jashtëm të një atomi në gjendjen e tij bazë ose të ngacmuar. .

Valenca e atomeve

Për shembull, për karbonin dhe squfurin:

Ngopshmëria lidhje kovalente: atomet formojnë një numër të kufizuar lidhjesh të barabartë me valencën e tyre.

Hibridizimi i orbitaleve atomike– përzierja e orbitaleve atomike (AO) të nënniveleve të ndryshme të atomit, elektronet e të cilave marrin pjesë në formimin e lidhjeve?-ekuivalente. Ekuivalenca e orbitaleve hibride (HO) shpjegon ekuivalencën e lidhjeve kimike të formuara. Për shembull, në rastin e një atomi karboni katërvalent ekziston një 2s- dhe tre 2p-elektroni. Për të shpjeguar ekuivalencën e katër lidhjeve? të formuara nga karboni në molekulat CH 4, CF 4 etj., ajo atomike. s- dhe tre R- orbitalet zëvendësohen me katër hibride ekuivalente sp 3-orbitalet:

Fokusimi Një lidhje kovalente është se ajo formohet në drejtim të mbivendosjes maksimale të orbitaleve që formojnë një palë të përbashkët elektronesh.

Në varësi të llojit të hibridizimit, orbitalet hibride kanë një vendndodhje specifike në hapësirë:

sp– lineare, këndi ndërmjet boshteve të orbitaleve është 180°;

sp 2– trekëndësh, këndet ndërmjet boshteve të orbitaleve janë 120°;

sp 3– tetraedral, këndet ndërmjet boshteve të orbitaleve janë 109°;

sp 3 d 1– trigonal-bipiramidal, kënde 90° dhe 120°;

sp 2 d 1– katror, ​​këndet ndërmjet boshteve të orbitaleve janë 90°;

sp 3 d 2– oktaedral, këndet ndërmjet boshteve të orbitaleve janë 90°.

3.2. Teoria molekulare orbitale

Sipas teorisë së orbitaleve molekulare, një molekulë përbëhet nga bërthama dhe elektrone. Në molekula, elektronet janë të vendosura në orbitalet molekulare (MO). MO-të e elektroneve të jashtme kanë një strukturë komplekse dhe konsiderohen si një kombinim linear i orbitaleve të jashtme të atomeve që përbëjnë molekulën. Numri i OT-ve të formuara është i barabartë me numrin e OA-ve të përfshira në formimin e tyre. Energjitë e MO-ve mund të jenë më të ulëta (MO-të lidhëse), të barabarta (MO-të jo-lidhëse) ose më të larta (MO-të antilidhëse), sesa energjitë e AO-ve që i formojnë ato.

Kushtet e ndërveprimit të SHA

1. AO ndërveprojnë nëse kanë energji të ngjashme.

2. AO-të ndërveprojnë nëse mbivendosen.

3. AO ndërveprojnë nëse kanë simetrinë e duhur.

Për një molekulë diatomike AB (ose çdo molekulë lineare), simetria e MO mund të jetë:

Nëse një MO e dhënë ka një bosht simetrie,

Nëse një MO e dhënë ka një plan simetrie,

Nëse MO ka dy plane pingule të simetrisë.

Prania e elektroneve në MO-të e lidhjes stabilizon sistemin, pasi zvogëlon energjinë e molekulës në krahasim me energjinë e atomeve. Karakterizohet qëndrueshmëria e molekulës urdhër obligacioni n, e barabartë me: n = (n dritë – n madhësi)/2, Ku n dritë dhe n madhësi - numri i elektroneve në orbitalet lidhëse dhe antilidhëse.

Mbushja e MO-ve me elektrone ndodh sipas të njëjtave rregulla si mbushja e AO-ve në një atom, përkatësisht: rregulli i Paulit (nuk mund të ketë më shumë se dy elektrone në një MO), rregulli i Hundit (spini i përgjithshëm duhet të jetë maksimal), etj. .

Ndërveprimi i atomeve 1s-AO të periudhës së parë (H dhe He) çon në formimin e lidhjes?-MO dhe antilidhjes?*-MO:

Formulat elektronike të molekulave, renditjet e lidhjeve n, energjitë e lidhjeve eksperimentale E dhe distancat ndërmolekulare R për molekulat diatomike nga atomet e periudhës së parë janë dhënë në tabelën e mëposhtme:

Atome të tjera të periudhës së dytë përmbajnë, përveç 2s-AO, edhe 2p x -, 2p y – dhe 2p z -AO, të cilat me bashkëveprim mund të formojnë?– dhe?-MO. Për atomet O, F dhe Ne, energjitë e 2s– dhe 2p-AOs ndryshojnë ndjeshëm, dhe ndërveprimi ndërmjet 2s-AO të një atomi dhe 2p-AO të një atomi tjetër mund të neglizhohet, duke marrë parasysh ndërveprimin midis 2s-AO e dy atomeve veçmas nga bashkëveprimi i 2p-AO të tyre. Skema MO për molekulat O 2, F 2, Ne 2 ka formën e mëposhtme:

Për atomet B, C, N, energjitë e 2s– dhe 2p-AO janë të afërta në energjitë e tyre, dhe 2s-AO e një atomi ndërvepron me 2p z-AO të një atomi tjetër. Prandaj, rendi i MOs në molekulat B 2, C 2 dhe N 2 ndryshon nga rendi i MOs në molekulat O 2, F 2 dhe Ne 2. Më poshtë është skema MO për molekulat B 2, C 2 dhe N 2:

Bazuar në skemat e dhëna MO, është e mundur, për shembull, të shënohen formulat elektronike të molekulave O 2 , O 2 + dhe 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;

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

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

Në rastin e molekulës O 2, teoria MO na lejon të parashikojmë forcë më të madhe të kësaj molekule, pasi n = 2, natyra e ndryshimeve në energjitë lidhëse dhe distancat ndërbërthamore në serinë O 2 + – O 2 – O 2 ?, si dhe paramagnetizmi i molekulës O 2, MO-të e sipërme të së cilës kanë dy elektrone të paçiftuar.

3.3. Disa lloje lidhjesh

Lidhja jonike– lidhje elektrostatike ndërmjet joneve me ngarkesa të kundërta. Një lidhje jonike mund të konsiderohet një rast ekstrem i një lidhje kovalente polare. Një lidhje jonike formohet nëse diferenca në elektronegativitetin e atomeve?X është më e madhe se 1,5–2,0.

Një lidhje jonike është jo-drejtues i pangopshëm komunikimi Në një kristal NaCl, joni Na+ tërhiqet nga të gjithë jonet Cl? dhe zmbrapset nga të gjithë jonet e tjera të Na +, pavarësisht nga drejtimi i bashkëveprimit dhe numri i joneve. Kjo përcakton stabilitetin më të madh të kristaleve jonike në krahasim me molekulat jonike.

Lidhja hidrogjenore– një lidhje ndërmjet një atomi hidrogjeni të një molekule dhe një atomi elektronegativ (F, CI, N) të një molekule tjetër.

Ekzistenca e një lidhjeje hidrogjeni shpjegon vetitë anormale të ujit: pika e vlimit të ujit është shumë më e lartë se ajo e analogëve të tij kimikë: t kip (H 2 O) = 100 °C, dhe t kip (H 2 S) = - 61 ° C. Nuk krijohen lidhje hidrogjenore midis molekulave H 2 S.

4. Modelet e proceseve kimike

4.1. Termokimia

Energjisë(E)- aftësia për të prodhuar punë. Puna mekanike (A) kryhet, për shembull, me gaz gjatë zgjerimit të tij: A = p?V.

Reaksionet që ndodhin me thithjen e energjisë janë: endotermike.

Reaksionet që përfshijnë çlirimin e energjisë janë: ekzotermike.

Llojet e energjisë: nxehtësia, drita, energjia elektrike, kimike, bërthamore etj.

Llojet e energjisë: kinetike dhe potenciale.

Energjia kinetike– energjia e një trupi në lëvizje, kjo është puna që një trup mund të bëjë para se të pushojë.

Nxehtësia (Q)– një lloj energjie kinetike – e lidhur me lëvizjen e atomeve dhe molekulave. Kur komunikoni me një trup me masë (m) dhe kapaciteti termik specifik (c) i nxehtësisë?Q temperatura e saj rritet me? t: ?Q = m me ?t, ku t = ?Q/(c t).

Energji potenciale- energjia e fituar nga një trup si rezultat i një ndryshimi të pozicionit në hapësirë ​​nga ai ose pjesët përbërëse të tij. Energjia e lidhjeve kimike është një lloj energjie potenciale.

Ligji i parë i termodinamikës: energjia mund të kalojë nga një lloj në tjetrin, por nuk mund të zhduket ose të lindë.

Energjia e brendshme (U) – shuma e energjive kinetike dhe potenciale të grimcave që përbëjnë trupin. Nxehtësia e përthithur në reaksion është e barabartë me ndryshimin në energjinë e brendshme të produkteve dhe reagentëve të reaksionit (Q = ?U = U 2 – U 1), me kusht që sistemi të mos ketë kryer asnjë punë në mjedis. Nëse reaksioni ndodh me presion konstant, atëherë gazrat e çliruar veprojnë kundër forcave të presionit të jashtëm, dhe nxehtësia e thithur gjatë reaksionit është e barabartë me shumën e ndryshimeve në energjinë e brendshme. ?U dhe puna A = p?V. Kjo nxehtësi e thithur me presion konstant quhet ndryshimi i entalpisë: ? Н = ?U + p?V, duke përcaktuar entalpi Si H = U + pV. Reaksionet e substancave të lëngshme dhe të ngurta ndodhin pa ndryshime të rëndësishme në vëllim (? V = 0), po në lidhje me këto reagime? N afër me ?U (?Н = ?U). Për reaksionet me ndryshim vëllimi kemi ?Н > ?U, nëse zgjerimi është në proces, dhe ?N< ?U , nëse ka ngjeshje.

Ndryshimi në entalpi zakonisht i referohet gjendjes standarde të një substance: domethënë për një substancë të pastër në një gjendje të caktuar (të ngurtë, të lëngët ose të gaztë), në një presion prej 1 atm = 101,325 Pa, një temperaturë prej 298 K dhe një përqendrim i substancave prej 1 mol/l.

Entalpia standarde e formimit?– nxehtësia e çliruar ose e përthithur gjatë formimit të 1 mol të një lënde nga substancat e thjeshta që e përbëjnë atë, në kushte standarde. Për shembull, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Kjo do të thotë se në reaksionin Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) kur formohet 1 mol NaCl, lirohet 411 kJ energji.

Entalpia standarde e reaksionit?H- ndryshimi i entalpisë gjatë një reaksioni kimik, i përcaktuar nga formula: ?N = ?N arr.(produkte) - ?N arr.(reagentë).

Pra, për reaksionin NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv), duke ditur? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol dhe?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol kemi:

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

Nëse? N< 0, atëherë reagimi është ekzotermik. Nëse? N> 0, atëherë reaksioni është endotermik.

Ligji Hess: Entalpia standarde e një reaksioni varet nga entalpitë standarde të reaktantëve dhe produkteve dhe nuk varet nga rruga e reaksionit.

Proceset spontane mund të jenë jo vetëm ekzotermike, pra procese me një rënie të energjisë (?N< 0), por mund të jenë edhe procese endotermike, pra procese me energji në rritje (?N> 0). Në të gjitha këto procese rritet “çrregullimi” i sistemit.

EntropiaS – një sasi fizike që karakterizon shkallën e çrregullimit të sistemit. S – entropia standarde, ?S – ndryshimi në entropinë standarde. Nëse?S > 0, çrregullimi rritet nëse AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Për proceset në të cilat zvogëlohet numri i grimcave, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

Proceset ndodhin spontanisht me çlirimin e energjisë, pra për cilin? N< 0, dhe me rritjen e entropisë, pra për cilin?S > 0. Marrja parasysh e të dy faktorëve çon në shprehjen për Energjia Gibbs: G = H – TS apo? G = ?H – T?S. Reaksionet në të cilat energjia Gibbs zvogëlohet, d.m.th. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, mos shkoni spontanisht. Kushti?G = 0 do të thotë që është vendosur ekuilibri ndërmjet produkteve dhe reaktantëve.

Në temperatura të ulëta, kur vlera Tështë afër zeros, ndodhin vetëm reaksione ekzotermike, pasi T?S– pak dhe?G = ? N< 0. Në temperatura të larta vlerat T?S e madhe, dhe, duke lënë pas dore madhësinë? N, kemi?G = - T?S, d.m.th., proceset me entropi në rritje do të ndodhin në mënyrë spontane, për të cilat?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Vlera e AG për një reaksion të caktuar mund të përcaktohet me formulën:

G = ?С arr (produkte) – ?G o b p (reagentë).

Në këtë rast, vlerat e ?G o br, si dhe? N arr. dhe?S o br për një numër të madh substancash jepen në tabela të veçanta.

4.2. Kinetika kimike

Shpejtësia e reaksionit kimik(v) përcaktohet nga ndryshimi në përqendrimin molar të reaktantëve për njësi të kohës:

Ku v– shpejtësia e reagimit, s – përqendrimi molar i reagentit, t- koha.

Shpejtësia e një reaksioni kimik varet nga natyra e reaktantëve dhe kushtet e reaksionit (temperatura, përqendrimi, prania e një katalizatori, etj.)

Efekti i përqendrimit. NË Në rastin e reaksioneve të thjeshta, shpejtësia e reaksionit është proporcionale me produktin e përqendrimeve të reaktantëve, të marrë në fuqi të barabarta me koeficientët e tyre stoikiometrikë.

Për reagim

ku 1 dhe 2 janë drejtimet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta, përkatësisht:

v 1 = k 1 ? [Jam ? [B]n dhe

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

Ku v- reagimi i shpejtësisë, k– konstante e shpejtësisë, [A] – përqendrimi molar i substancës A.

Molekulariteti i reaksionit– numri i molekulave që marrin pjesë në aktin elementar të reaksionit. Për reagime të thjeshta, për shembull: mA + nB> рС + qD, molekulariteti është i barabartë me shumën e koeficientëve (m + n). Reaksionet mund të jenë me një molekulë, me dy molekula dhe rrallë me një molekulë të trefishtë. Reaksionet me peshë më të madhe molekulare nuk ndodhin.

Rendi i reagimitështë e barabartë me shumën e eksponentëve të shkallëve të përqendrimit në shprehjen eksperimentale të shpejtësisë së një reaksioni kimik. Pra, për një reagim kompleks

mA + nB > рС + qD shprehja eksperimentale për shpejtësinë e reaksionit është

v 1 = k 1 ? [A] ? ? [NË] ? dhe rendi i reagimit është (? + ?). Ku? Dhe? gjenden në mënyrë eksperimentale dhe mund të mos përkojnë me m Dhe n në përputhje me rrethanat, meqenëse ekuacioni i një reaksioni kompleks është rezultat i disa reaksioneve të thjeshta.

Efekti i temperaturës. Shpejtësia e një reaksioni varet nga numri i përplasjeve efektive midis molekulave. Rritja e temperaturës rrit numrin e molekulave aktive, duke u dhënë atyre energjinë e nevojshme që të ndodhë reaksioni. energjia e aktivizimit E veprojnë dhe rrit shpejtësinë e një reaksioni kimik.

Rregulli i Van't Hoff. Kur temperatura rritet me 10°, shpejtësia e reagimit rritet me 2-4 herë. Matematikisht kjo shkruhet si:

v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

ku v 1 dhe v 2 janë shpejtësitë e reaksionit në temperaturën fillestare (t 1) dhe përfundimtare (t 2), ? – koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit, i cili tregon se sa herë rritet shpejtësia e reaksionit me një rritje të temperaturës me 10°.

Më saktësisht, shprehet varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura Ekuacioni Arrhenius:

k = A? e - E/(RT)

Ku k- norma konstante, A– konstante e pavarur nga temperatura, e = 2,71828, E- energjia e aktivizimit, R= 8,314 J/(K? mol) – konstante e gazit; T– temperatura (K). Mund të shihet se konstanta e shpejtësisë rritet me rritjen e temperaturës dhe uljen e energjisë së aktivizimit.

4.3. Ekuilibri kimik

Një sistem është në ekuilibër nëse gjendja e tij nuk ndryshon me kalimin e kohës. Barazia e shpejtësisë së reaksioneve të përparme dhe të kundërta është kusht për ruajtjen e ekuilibrit të sistemit.

Një shembull i një reaksioni të kthyeshëm është reagimi

N 2 + 3H 2 - 2NH 3 .

Ligji i veprimit masiv: raporti i produktit të përqendrimeve të produkteve të reaksionit me produktin e përqendrimeve të substancave fillestare (të gjitha përqendrimet tregohen në fuqi të barabarta me koeficientët e tyre stoikiometrikë) është një konstante e quajtur konstante ekuilibri.

Konstanta e ekuilibrit është një masë e ecurisë së një reaksioni përpara.

K = O - reagimi i drejtpërdrejtë nuk ndodh;

K =? – reagimi i drejtpërdrejtë shkon deri në përfundim;

K > 1 - bilanci i zhvendosur në të djathtë;

TE< 1 - bilanci zhvendoset në të majtë.

Konstanta e ekuilibrit të reaksionit TEështë e lidhur me madhësinë e ndryshimit në energjinë standarde të Gibbs?G për të njëjtin reaksion:

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

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

Nëse TE< 1, pastaj lg K < 0 и?G >0, pra nëse ekuilibri zhvendoset në të majtë, atëherë reagimi nuk shkon spontanisht djathtas.

Ligji i zhvendosjes së ekuilibrit: Nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem në ekuilibër, në sistem lind një proces që kundërshton ndikimin e jashtëm.

5. Reaksionet redoks

Reaksionet redoks– reaksionet që ndodhin me ndryshimin e gjendjeve të oksidimit të elementeve.

Oksidimi– procesi i dhurimit të elektroneve.

Rimëkëmbja– procesi i shtimit të elektroneve.

Oksidues– një atom, molekulë ose jon që pranon elektrone.

Agjent reduktues– një atom, molekulë ose jon që dhuron elektrone.

Agjentët oksidues, duke pranuar elektrone, kalojnë në një formë të reduktuar:

F 2 [përafërsisht. ] + 2e > 2F? [restauruar].

Reduktuesit, duke hequr dorë nga elektronet, kalojnë në formën e oksiduar:

Na 0 [rikuperim ] – 1e > Na + [përafërsisht].

Ekuilibri ndërmjet formave të oksiduara dhe të reduktuara karakterizohet nga Ekuacionet Nernst për potencialin redoks:

Ku E 0– vlera standarde e potencialit redoks; n– numri i elektroneve të transferuara; [restauruar ] dhe [përafërsisht. ] janë përqendrimet molare të përbërjes përkatësisht në forma të reduktuara dhe të oksiduara.

Vlerat e potencialeve standarde të elektrodës E 0 jepen në tabela dhe karakterizojnë vetitë oksiduese dhe reduktuese të përbërjeve: aq më pozitive është vlera E 0, aq më të forta janë vetitë oksiduese dhe aq më negative është vlera E 0, aq më të forta janë vetitë restauruese.

Për shembull, për F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volt, dhe për Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volt (procesi regjistrohet gjithmonë për reaksionet e reduktimit).

Një reaksion redoks është një kombinim i dy gjysmëreaksioneve, oksidimi dhe reduktimi, dhe karakterizohet nga një forcë elektromotore (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 në rregull – ?E 0 restaurimi, Ku E 0 në rregull Dhe? E 0 restaurimi– Potencialet standarde të agjentit oksidues dhe reduktues për këtë reaksion.

E.m.f. reagimet? E 0 lidhet me ndryshimin e energjisë së lirë të Gibbs?G dhe konstantës së ekuilibrit të reaksionit PËR:

?G = –nF?E 0 apo? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reaksione në përqendrime jo standarde? E e barabartë me: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K apo? E =?E 0 -(0,059/n) lg K.

Në rastin e ekuilibrit?G = 0 dhe?E = 0, nga vjen? E =(0,059/n)lg K Dhe K = 10 n?E/0,059 .

Që reagimi të vazhdojë spontanisht, duhet të plotësohen këto marrëdhënie: ?G< 0 или K >> 1, të cilit kushti korrespondon? E 0> 0. Prandaj, për të përcaktuar mundësinë e një reaksioni të caktuar redoks, është e nevojshme të llogaritet vlera? E 0. Nëse? E 0 > 0, reagimi është në zhvillim e sipër. Nëse? E 0< 0, asnjë përgjigje.

Burimet e rrymës kimike

Qelizat galvanike– pajisje që konvertojnë energjinë e një reaksioni kimik në energji elektrike.

Qeliza galvanike e Danielit përbëhet nga elektroda zinku dhe bakri të zhytura në tretësirat e ZnSO 4 dhe CuSO 4, përkatësisht. Tretësirat e elektrolitit komunikojnë përmes një ndarjeje poroze. Në këtë rast, oksidimi ndodh në elektrodën e zinkut: Zn > Zn 2+ + 2e, dhe reduktimi ndodh në elektrodën e bakrit: Cu 2+ + 2e > Cu. Në përgjithësi, reaksioni shkon: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anoda– elektroda në të cilën ndodh oksidimi. Katodë– elektroda në të cilën bëhet reduktimi. Në qelizat galvanike, anoda është e ngarkuar negativisht dhe katoda është e ngarkuar pozitivisht. Në diagramet e elementeve, metali dhe llaçi ndahen me një vijë vertikale dhe dy llaç janë të ndara nga një vijë vertikale e dyfishtë.

Pra, për reaksionin Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu, diagrami i qarkut të celulës galvanike shkruhet: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu (+).

Forca elektromotore (emf) e reaksionit është? E 0 = E 0 ok – E 0 rivendos= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Për shkak të humbjeve, tensioni i krijuar nga elementi do të jetë pak më i vogël se? E 0. Nëse përqendrimet e tretësirave ndryshojnë nga ato standarde, të barabarta me 1 mol/l, atëherë E 0 në rregull Dhe E 0 restaurimi llogariten duke përdorur ekuacionin Nernst, dhe më pas llogaritet emf. qeliza galvanike përkatëse.

Element i thatë përbëhet nga një trup zinku, paste NH 4 Cl me niseshte ose miell, një përzierje e MnO 2 me grafit dhe një elektrodë grafiti. Gjatë funksionimit të tij ndodh ky reaksion: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Diagrami i elementit: (-)Zn | NH4Cl | MnO2, C(+). E.m.f. element - 1,5 V.

Bateritë. Një bateri plumbi përbëhet nga dy pllaka plumbi të zhytura në një tretësirë ​​të acidit sulfurik 30% dhe të veshura me një shtresë PbSO 4 të patretshme. Kur ngarkoni një bateri, proceset e mëposhtme ndodhin në elektroda:

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

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

Kur bateria shkarkohet, proceset e mëposhtme ndodhin në elektroda:

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

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

Reagimi total mund të shkruhet si:

Për të funksionuar, bateria kërkon karikim të rregullt dhe monitorim të përqendrimit të acidit sulfurik, i cili mund të ulet pak gjatë funksionimit të baterisë.

6. Zgjidhjet

6.1. Përqendrimi i tretësirave

Pjesa masive e substancës në tretësirë w e barabartë me raportin e masës së substancës së tretur me masën e tretësirës: w = m ujë / m zgjidhje ose w = m in-va /(V ? ?), sepse m zgjidhje = V p-pa ? ?r-ra.

Përqendrimi molar Me e barabartë me raportin e numrit të moleve të substancës së tretur me vëllimin e tretësirës: c = n(mol)/ V(l) ose c = m/(M? V( l )).

Përqendrimi molar i ekuivalentëve (përqendrimi normal ose ekuivalent) me eështë e barabartë me raportin e numrit të ekuivalentëve të një substance të tretur me vëllimin e tretësirës: me e = n(eq. mol)/ V(l) ose me e = m/(M e? V(l)).

6.2. Disociimi elektrolitik

Disociimi elektrolitik– zbërthimi i elektrolitit në katione dhe anione nën ndikimin e molekulave të tretësit polare.

Shkalla e disociimit?– raporti i përqendrimit të molekulave të dissociuara (me diss) me përqendrimin total të molekulave të tretura (me vëllim): ? = me diss / me ob.

Elektrolitet mund të ndahen në të fortë(? ~ 1) dhe i dobët.

Elektrolite të forta(për ta? ~ 1) – kripërat dhe bazat e tretshme në ujë, si dhe disa acide: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 e të tjera.

Elektrolite të dobëta(për ata?<< 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.

Ekuacionet e reaksionit jonik. NË Në ekuacionet jonike të reaksioneve, elektrolitet e forta shkruhen në formën e joneve, dhe elektrolitet e dobëta, substancat dhe gazrat pak të tretshëm shkruhen në formën e molekulave. Për shembull:

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

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

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

Reaksionet ndërmjet joneve shkojnë drejt formimit të një substance që prodhon më pak jone, pra drejt një elektroliti më të dobët ose një lënde më pak të tretshme.

6.3. Shpërbërja e elektroliteve të dobëta

Le të zbatojmë ligjin e veprimit të masës në ekuilibrin midis joneve dhe molekulave në një tretësirë ​​të një elektroliti të dobët, për shembull acid acetik:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Konstantet e ekuilibrit për reaksionet e disociimit quhen konstantet e disociimit. Konstantat e disociimit karakterizojnë shpërbërjen e elektroliteve të dobëta: sa më e ulët të jetë konstanta, aq më pak disociohet elektroliti i dobët, aq më i dobët është.

Acidet polibazike shpërndahen hap pas hapi:

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

Konstanta e ekuilibrit të reaksionit total të disociimit është e barabartë me produktin e konstantave të fazave individuale të disociimit:

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

Ligji i hollimit të Ostwald: shkalla e disociimit të një elektroliti të dobët (a) rritet me uljen e përqendrimit të tij, d.m.th., me hollimin:

Efekti i një joni të përbashkët në shpërbërjen e një elektroliti të dobët: shtimi i një joni të përbashkët redukton shpërbërjen e elektrolitit të dobët. Pra, kur shtoni CH 3 COOH në një zgjidhje të një elektroliti të dobët

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

një elektrolit i fortë që përmban një jon të përbashkët për CH 3 COOH, d.m.th. një jon acetat, për shembull CH 3 COONa

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

përqendrimi i jonit të acetatit rritet dhe ekuilibri i disociimit të CH 3 COOH zhvendoset në të majtë, d.m.th., zvogëlohet shpërbërja e acidit.

6.4. Shpërbërja e elektroliteve të forta

Aktiviteti i joneve A – përqendrimi i një joni, i shfaqur në vetitë e tij.

Faktori i aktivitetitf– raporti i aktivitetit të joneve A për t'u përqendruar me: f= a/c ose A = fc.

Nëse f = 1, atëherë jonet janë të lira dhe nuk ndërveprojnë me njëri-tjetrin. Kjo ndodh në tretësirat shumë të holluara, në tretësirat e elektroliteve të dobëta, etj.

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

Koeficienti i aktivitetit varet nga forca jonike e tretësirës I: sa më e lartë të jetë forca jonike, aq më i ulët është koeficienti i aktivitetit.

Forca jonike e tretësirës I varet nga tarifat z dhe përqendrimet nga jonet:

Unë = 0,52?s z2.

Koeficienti i aktivitetit varet nga ngarkesa e jonit: sa më i madh të jetë ngarkesa e jonit, aq më i ulët është koeficienti i aktivitetit. Matematikisht, varësia e koeficientit të aktivitetit f në forcën jonike I dhe ngarkesa jonike z shkruar duke përdorur formulën Debye-Hückel:

Koeficientët e aktivitetit të joneve mund të përcaktohen duke përdorur tabelën e mëposhtme:

6.5 Produkt jonik i ujit. vlera e pH

Uji, një elektrolit i dobët, shpërndahet, duke formuar jone H+ dhe OH?. Këto jone janë të hidratuar, domethënë të lidhur me disa molekula uji, por për thjeshtësi ato shkruhen në formë jo të hidratuar.

H 2 O - H + + OH?.

Bazuar në ligjin e veprimit të masës, për këtë ekuilibër:

Përqendrimi i molekulave të ujit [H 2 O], pra numri i moleve në 1 litër ujë, mund të konsiderohet konstant dhe i barabartë me [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Nga këtu:

TE[H 2 O] = TE(H 2 O ) = [H + ] = 10 -14 (22°C).

Produkt jonik i ujit– produkti i përqendrimeve [H + ] dhe – është një vlerë konstante në një temperaturë konstante dhe e barabartë me 10 -14 në 22°C.

Produkti jonik i ujit rritet me rritjen e temperaturës.

vlera e pH– logaritmi negativ i përqendrimit të joneve të hidrogjenit: pH = – log. Në mënyrë të ngjashme: pOH = – log.

Marrja e logaritmit të produktit jonik të ujit jep: pH + pHOH = 14.

Vlera e pH karakterizon reagimin e mediumit.

Nëse pH = 7, atëherë [H + ] = është një mjedis neutral.

Nëse pH< 7, то [Н + ] >– mjedis acid.

Nëse pH > 7, atëherë [H + ]< – щелочная среда.

6.6. Tretësirat tampon

Tretësirat tampon janë tretësira që kanë një përqendrim të caktuar të joneve të hidrogjenit. PH i këtyre tretësirave nuk ndryshon kur hollohet dhe ndryshon pak kur shtohen sasi të vogla acidesh dhe alkalesh.

I. Tretësira e acidit të dobët HA, përqendrimi – nga acidi, dhe kripa e tij me bazën e fortë BA, përqendrimi – nga kripa. Për shembull, një tampon acetati është një zgjidhje e acidit acetik dhe acetatit të natriumit: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH = pK acid + log(kripë/s e thartë).

II. Një zgjidhje e bazës së dobët BOH, përqendrimi - nga bazike, dhe kripa e saj me një acid të fortë BA, përqendrimi - nga kripa. Për shembull, një tampon amoniaku është një zgjidhje e hidroksidit të amonit dhe klorurit të amonit NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК bazë – log(me kripë/me bazë).

6.7. Hidroliza e kripërave

Hidroliza e kripërave– ndërveprimi i joneve të kripës me ujin për të formuar një elektrolit të dobët.

Shembuj të ekuacioneve të reaksionit të hidrolizës.

I. Një kripë formohet nga një bazë e fortë dhe një acid i dobët:

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

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

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

Në fazën e dytë, hidroliza praktikisht nuk ndodh.

II. Një kripë formohet nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë:

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

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

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

Në fazën e dytë, hidroliza ndodh më pak, dhe në fazën e tretë praktikisht nuk ka hidrolizë.

III. Një kripë formohet nga një bazë e fortë dhe një acid i fortë:

K + + JO 3 ? + H 2 O ? nuk ka hidrolizë, pH? 7.

IV. Një kripë formohet nga një bazë e dobët dhe një acid i dobët:

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.

Në disa raste, kur kripa formohet nga baza dhe acide shumë të dobëta, ndodh hidrolizë e plotë. Në tabelën e tretshmërisë për kripëra të tilla simboli "zbërthehet nga uji":

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

Mundësia e hidrolizës së plotë duhet të merret parasysh në reaksionet e shkëmbimit:

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

Shkalla e hidrolizësh – raporti i përqendrimit të molekulave të hidrolizuara me përqendrimin total të molekulave të tretura.

Për kripërat e formuara nga një bazë e fortë dhe një acid i dobët:

= chрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Nga shprehja del se shkalla e hidrolizës h(d.m.th. hidroliza) rritet:

a) me rritjen e temperaturës, me rritjen e K(H 2 O);

b) me një ulje të disociimit të acidit që formon kripën: sa më i dobët të jetë acidi, aq më e madhe është hidroliza;

c) me hollim: sa më i vogël c, aq më e madhe është hidroliza.

Për kripërat e formuara nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë

[H + ] = ch pH = – log.

Për kripërat e formuara nga një bazë e dobët dhe një acid i dobët

6.8. Teoria protolitike e acideve dhe bazave

Protoliza- procesi i transferimit të protoneve.

Protolitët– acide dhe baza që dhurojnë dhe pranojnë protone.

Acidi– një molekulë ose jon i aftë të dhurojë një proton. Çdo acid ka një bazë të konjuguar përkatëse. Forca e acideve karakterizohet nga konstanta e acidit K k.

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

Baza– një molekulë ose jon që mund të pranojë një proton. Çdo bazë ka një acid të konjuguar përkatës. Forca e bazave karakterizohet nga konstanta e bazës K 0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolite- protolite të aftë për të çliruar dhe përvetësuar një proton.

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

HCO3? – acid.

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

HCO3? – themeli.

Për ujin: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Konstante K k Dhe K 0 sepse acidet dhe bazat e konjuguara janë të lidhura.

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

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

7. Konstanta e tretshmërisë. Tretshmëria

Në një sistem të përbërë nga një tretësirë ​​dhe një precipitat, ndodhin dy procese - shpërbërja e precipitatit dhe precipitimi. Barazia e ritmeve të këtyre dy proceseve është kusht i ekuilibrit.

Zgjidhje e ngopur– tretësirë ​​që është në ekuilibër me precipitatin.

Ligji i veprimit të masës i zbatuar në ekuilibrin midis precipitatit dhe tretësirës jep:

Meqenëse = konst,

TE = K s (AgCl) = .

Në përgjithësi kemi:

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

K s ( A m B n)= [A +n ] m[NË -m ] n .

Konstanta e tretshmërisëK s(ose produkti i tretshmërisë PR) - produkti i përqendrimeve të joneve në një tretësirë ​​të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm - është një vlerë konstante dhe varet vetëm nga temperatura.

Tretshmëria e një lënde pak të tretshme s mund të shprehet në mol për litër. Në varësi të madhësisë s substancat mund të ndahen në pak të tretshme – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l dhe shumë i tretshëm s>10 -2 mol/l.

Tretshmëria e përbërjeve lidhet me produktin e tretshmërisë së tyre.

Kushtet për reshjet dhe shpërbërjen e sedimentit

Në rastin e AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) gjendja e ekuilibrit ndërmjet precipitatit dhe tretësirës: = Ks.

b) kushti i depozitimit: > Ks; gjatë reshjeve, përqendrimet e joneve ulen derisa të vendoset ekuilibri;

c) kushti për tretjen e precipitatit ose ekzistenca e një tretësire të ngopur:< Ks; Ndërsa precipitati shpërndahet, përqendrimi i joneve rritet derisa të vendoset ekuilibri.

8. Komponimet e koordinimit

Komponimet koordinuese (komplekse) janë komponime me një lidhje dhurues-pranues.

Për K 3:

jonet e sferës së jashtme - 3K +,

joni i sferës së brendshme – 3-,

agjent kompleks – Fe 3+,

ligandët – 6CN?, dhëmbëzimi i tyre – 1,

numri i koordinimit – 6.

Shembuj të agjentëve kompleksues: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+, etj.

Shembuj të ligandëve: molekulat polare H 2 O, NH 3, CO dhe anionet CN?, Cl?, OH? dhe etj.

Numrat e koordinimit: zakonisht 4 ose 6, më rrallë 2, 3, etj.

Nomenklatura. Emërtohet fillimisht anioni (në rasën emërore), pastaj kationi (në rasën gjinore). Emrat e disa ligandëve: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – ciano, Cl? - kloro, oh? – hidrokso. Emrat e numrave bashkërenditës: 2 – di, 3 – tre, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Gjendja e oksidimit të agjentit kompleks tregohet:

Cl-klorur diamine argjendi (I);

SO 4 – sulfat tetramine bakri (II);

K 3 – hekzacianoferrat kaliumi (III).

Kimike lidhje.

Teoria e lidhjes së valencës supozon hibridizimin e orbitaleve të atomit qendror. Vendndodhja e orbitaleve hibride që rezultojnë përcakton gjeometrinë e komplekseve.

Jon kompleks diamagnetik Fe(CN) 6 4-.

Jon cianid – dhurues

Joni i hekurit Fe 2+ – pranues – ka formulën 3d 6 4s 0 4p 0. Duke marrë parasysh natyrën diamagnetike të kompleksit (të gjitha elektronet janë çiftuar) dhe numrin e koordinimit (duhen 6 orbitale të lira), kemi d 2 sp 3- hibridizimi:

Kompleksi është diamagnetik, me rrotullim të ulët, intraorbital, i qëndrueshëm (nuk përdoren elektrone të jashtme), oktaedral ( d 2 sp 3-hibridizimi).

Jon kompleks paramagnetik FeF 6 3-.

Joni i fluorit është një dhurues.

Joni i hekurit Fe 3+ – pranues – ka formulën 3d 5 4s 0 4p 0 . Duke marrë parasysh paramagnetizmin e kompleksit (elektronet janë të lidhura) dhe numrin e koordinimit (duhen 6 orbitale të lira), kemi sp 3 d 2- hibridizimi:

Kompleksi është paramagnetik, me rrotullim të lartë, orbital i jashtëm, i paqëndrueshëm (përdoren orbitalet e jashtme 4d), oktaedral ( sp 3 d 2-hibridizimi).

Shkëputja e përbërjeve të koordinimit.

Komponimet e koordinimit në tretësirë ​​shpërndahen plotësisht në jone të sferës së brendshme dhe të jashtme.

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

Jonet e sferës së brendshme, d.m.th., jonet komplekse, shpërndahen në jone metalike dhe ligande, si elektrolitë të dobët, në faza.

Ku K 1 , TE 2 , TE 1 _ 2 quhen konstante të paqëndrueshmërisë dhe karakterizojnë shpërbërjen e komplekseve: sa më e ulët të jetë konstanta e paqëndrueshmërisë, aq më pak disociohet kompleksi, aq më i qëndrueshëm është.

disa koncepte dhe formula themelore.

Të gjitha substancat kanë masë, dendësi dhe vëllim të ndryshëm. Një copë metali nga një element mund të peshojë shumë herë më shumë se një copë metali tjetër saktësisht me të njëjtën madhësi.

Nishani(numri i nishaneve)

emërtimi: nishan, ndërkombëtare: mol- një njësi matëse për sasinë e një lënde. Korrespondon me sasinë e substancës që përmban N.A. grimcat (molekulat, atomet, jonet) Prandaj, u prezantua një sasi universale - numri i nishaneve. Një frazë që haset shpesh në detyra është "marrë... mol substancë"

N.A.= 6,02 1023

N.A.- Numri i Avogadros. Gjithashtu "një numër me marrëveshje". Sa atome ka në majën e një lapsi? Rreth një mijë. Nuk është i përshtatshëm për të vepruar me sasi të tilla. Prandaj, kimistët dhe fizikantët në mbarë botën ranë dakord - le të caktojmë 6.02 × 1023 grimca (atome, molekula, jone) si 1 nishan substancave.

1 mol = 6.02 1023 grimca

Kjo ishte e para nga formulat bazë për zgjidhjen e problemeve.

Masa molare e një lënde

Masa molare substanca është masa e një mol lënde.

Shënohet si z. Gjendet sipas tabelës periodike - është thjesht shuma e masave atomike të një substance.

Për shembull, na jepet acidi sulfurik - H2SO4. Le të llogarisim masën molare të një lënde: masa atomike H = 1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

Formula e dytë e nevojshme për zgjidhjen e problemeve është

formula e masës së substancës:

Kjo do të thotë, për të gjetur masën e një substance, duhet të dini numrin e moleve (n), dhe masën molare e gjejmë nga Tabela Periodike.

Ligji i ruajtjes së masës - Masa e substancave që hyjnë në një reaksion kimik është gjithmonë e barabartë me masën e substancave që rezultojnë.

Nëse e dimë masën(at) e substancave që kanë reaguar, mund të gjejmë masën(at) e produkteve të atij reaksioni. Dhe anasjelltas.

Formula e tretë për zgjidhjen e problemeve të kimisë është

vëllimi i substancës:

Na vjen keq, por ky imazh nuk i plotëson udhëzimet tona. Për të vazhduar publikimin, ju lutemi fshini imazhin ose ngarkoni një tjetër.

Nga erdhi numri 22.4? Nga Ligji i Avogadros:

vëllime të barabarta të gazeve të ndryshme të marra në të njëjtën temperaturë dhe presion përmbajnë të njëjtin numër molekulash.

Sipas ligjit të Avogadros, 1 mol gaz ideal në kushte normale (n.s.) ka të njëjtin vëllim. Vm= 22,413 996 (39) l

Kjo do të thotë, nëse në problem na jepen kushte normale, atëherë, duke ditur numrin e moleve (n), mund të gjejmë vëllimin e substancës.

Kështu që, formulat bazë për zgjidhjen e problemeve në kimi

Numri i AvogadrosN.A.

6.02 1023 grimca

Sasia e substancës n (mol)

n=V\22.4 (l\mol)

Masa e substancës m (g)

Vëllimi i substancës V(l)

V=n 22,4 (l\mol)

Na vjen keq, por ky imazh nuk i plotëson udhëzimet tona. Për të vazhduar publikimin, ju lutemi fshini imazhin ose ngarkoni një tjetër.

Këto janë formula. Shpesh, për të zgjidhur problemet, së pari duhet të shkruani ekuacionin e reagimit dhe (kërkohet!) të rregulloni koeficientët - raporti i tyre përcakton raportin e moleve në proces.

Madhësia dhe dimensioni i saj	Raport
Masa atomike e elementit X (relative)
Numri serial i elementit	Z= N(e –) = N(R +)
Pjesa masive e elementit E në substancën X, në fraksione të një njësie, në %)
Sasia e substancës X, mol
Sasia e substancës së gazit, mol	V m= 22,4 l/mol (n.s.) Epo. - R= 101 325 Pa, T= 273 K
Masa molare e substancës X, g/mol, kg/mol
Masa e substancës X, g, kg	m(X) = n(X) M(X)
Vëllimi molar i gazit, l/mol, m 3 /mol	V m= 22,4 l/mol në N.S.
Vëllimi i gazit, m3	V = V m × n
Rendimenti i produktit
Dendësia e substancës X, g/l, g/ml, kg/m3
Dendësia e substancës së gaztë X nga hidrogjeni
Dendësia e substancës së gaztë X në ajër	M(ajër) = 29 g/mol
Ligji i Bashkuar i Gazit
Ekuacioni Mendeleev-Klapeyron	PV = nRT, R= 8,314 J/mol×K
Pjesa vëllimore e një lënde të gaztë në një përzierje gazesh, në fraksione të një njësie ose në %
Masa molare e një përzierje gazesh
Pjesa mole e një substance (X) në një përzierje
Sasia e nxehtësisë, J, kJ	P = n(X) P(X)
Efekti termik i reaksionit	Q =–H
Nxehtësia e formimit të substancës X, J/mol, kJ/mol
Shpejtësia e reaksionit kimik (mol/lsek)
Ligji i Veprimit Masiv (për një reagim të thjeshtë)	a A+ V B= Me C + d D u = k Me a(A) Me V(B)
Rregulli i Van't Hoff
Tretshmëria e substancës (X) (g/100 g tretës)
Pjesa masive e substancës X në përzierjen A + X, në fraksione të një njësie, në %
Pesha e tretësirës, ​​g, kg	m(rr) = m(X)+ m(H2O) m(rr) = V(rr)  (rr)
Pjesa masive e substancës së tretur në tretësirë, në fraksione të një njësie, në %
Dendësia e tretësirës
Vëllimi i tretësirës, ​​cm 3, l, m 3
Përqendrimi molar, mol/l
Shkalla e disociimit të elektrolitit (X), në fraksione të një njësie ose %
Produkt jonik i ujit	K(H2O) =
vlera e pH	pH = –lg

Kryesor:

Kuznetsova N.E. dhe etj. Kimia. Klasa 8-klasa e 10. – M.: Ventana-Graf, 2005-2007.

Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Kimi.Klasa e 11-të në 2 pjesë, 2005-2007.

Egorov A.S. Kimia. Një libër i ri shkollor për përgatitjen për arsimin e lartë. Rostov n/d: Phoenix, 2004.– 640 f.

Egorov A.S. Kimia: një kurs modern për përgatitjen për Provimin e Unifikuar të Shtetit. Rostov n/a: Phoenix, 2011. (2012) – 699 f.

Egorov A.S. Manual vetë-udhëzues për zgjidhjen e problemeve kimike. – Rostov-on-Don: Phoenix, 2000. – 352 f.

Manuali i kimisë/tutorit për aplikantët në universitete. Rostov-n/D, Phoenix, 2005– 536 f.

Khomchenko G.P., Khomchenko I.G.. Probleme në kimi për aplikantët në universitete. M.: Shkolla e lartë. 2007.–302 f.

Shtesë:

Vrublevsky A.I.. Materiale edukative dhe trajnuese për përgatitjen për testim të centralizuar në kimi / A.I. Vrublevsky –Mn.: Unipress LLC, 2004. – 368 f.

Vrublevsky A.I.. 1000 probleme në kimi me zinxhirë transformimesh dhe teste kontrolli për nxënës dhe aplikantë – Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 f.

Egorov A.S.. Të gjitha llojet e problemeve llogaritëse në kimi për përgatitjen për Provimin e Unifikuar të Shtetit – Rostov n/D: Phoenix, 2003. – 320 f.

Egorov A.S., Aminova G.Kh.. Detyra dhe ushtrime tipike për përgatitjen për provimin e kimisë. – Rostov n/d: Phoenix, 2005. – 448 f.

Provimi i Unifikuar i Shtetit 2007. Kimi. Materiale edukative dhe trajnuese për përgatitjen e studentëve / FIPI - M.: Intellect-Center, 2007. – 272 f.

Provimi i Unifikuar i Shtetit 2011. Kimia. Kompleti arsimor dhe trajnimi ed. A.A. Kaverina. – M.: Arsimi Kombëtar, 2011.

Opsionet e vetme reale për detyrat për t'u përgatitur për Provimin e Unifikuar të Shtetit. Provimi i Unifikuar i Shtetit 2007. Kimi/V.Yu. Mishina, E.N. Strelnikova. M.: Qendra Federale e Testimit, 2007.–151 f.

Kaverina A.A. Banka optimale e detyrave për përgatitjen e studentëve. Provimi i Unifikuar i Shtetit 2012. Kimi. Libër mësuesi./ A.A. Kaverina, D.Yu. Dobrotin, Yu.N. Medvedev, M.G. Snastina.– M.: Intelekt-Qendra, 2012. – 256 f.

Litvinova T.N., Vyskubova N.K., Azhipa L.T., Solovyova M.V.. Detyrat testuese krahas testeve për studentët e kurseve përgatitore me korrespondencë 10 mujore (udhëzime metodologjike). Krasnodar, 2004. – F. 18 – 70.

Litvinova T.N.. Kimia. Provimi i Unifikuar i Shtetit 2011. Testet e trajnimit. Rostov n/d: Phoenix, 2011.– 349 f.

Litvinova T.N.. Kimia. Testet për Provimin e Unifikuar të Shtetit. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 284 f.

Litvinova T.N.. Kimia. Ligjet, vetitë e elementeve dhe përbërjet e tyre. Rostov n/d.: Phoenix, 2012. - 156 f.

Litvinova T.N., Melnikova E.D., Solovyova M.V.., Azhipa L.T., Vyskubova N.K. Kimia në detyra për aplikantët në universitete – M.: Shtëpia Botuese Onyx LLC: Mir dhe Education Publishing House LLC, 2009. – 832 f.

Kompleksi arsimor dhe metodologjik në kimi për studentët e klasave mjekësore dhe biologjike, red. T.N. Litvinova. – Krasnodar.: KSMU, – 2008.

Kimia. Provimi i Unifikuar i Shtetit 2008. Testet e hyrjes, mjetet mësimore / ed. V.N. Doronkina. – Rostov n/a: Legjioni, 2008.– 271 f.

Lista e faqeve të internetit për kiminë:

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

2. Kimi për të gjithë. Libër referimi elektronik për një kurs të plotë të kimisë.

http:// www. informika. ru/ teksti/ bazën e të dhënave/ kimisë/ FILLO. html

3. Kimia e shkollës - libër referimi. http:// www. kimia e shkollës. nga. ru

4. Mësues i kimisë. http://www. kimi.nm.ru

Burimet e internetit

Alhimik. http:// www. alhimik. ru

Kimi për të gjithë. Libër referimi elektronik për një kurs të plotë të kimisë.

http:// www. informika. ru/ teksti/ bazën e të dhënave/ kimisë/ FILLO. html

Kimia e shkollës - libër referimi. http:// www. kimia e shkollës. nga. ru

http://www.classchem.narod.ru

Tutor i kimisë. http://www. kimi.nm.ru

http://www.aleng.ru/edu/chem.htm- burime edukative në internet për kiminë

http://schoolchemistry.by.ru/- kimia e shkollës. Kjo faqe ka mundësinë të kryejë testime on-line për tema të ndryshme, si dhe versione demo të Provimit të Unifikuar të Shtetit

Kimia dhe jeta - shekulli XXI: revistë shkencore popullore. http:// www. hij. ru

Kontrolloni informacionin. Është e nevojshme të kontrollohet saktësia e fakteve dhe besueshmëria e informacionit të paraqitur në këtë artikull. Në faqen e diskutimit zhvillohet një diskutim me temën: Dyshime në lidhje me terminologjinë. Formula kimike ... Wikipedia

Një formulë kimike pasqyron informacione rreth përbërjes dhe strukturës së substancave duke përdorur simbole kimike, numra dhe simbole ndarëse të kllapave. Aktualisht dallohen këto lloje të formulave kimike: Formula më e thjeshtë. Mund të merret nga... ... Wikipedia

Një formulë kimike pasqyron informacione rreth përbërjes dhe strukturës së substancave duke përdorur simbole kimike, numra dhe simbole ndarëse të kllapave. Aktualisht dallohen këto lloje të formulave kimike: Formula më e thjeshtë. Mund të merret nga... ... Wikipedia

Një formulë kimike pasqyron informacione rreth përbërjes dhe strukturës së substancave duke përdorur simbole kimike, numra dhe simbole ndarëse të kllapave. Aktualisht dallohen këto lloje të formulave kimike: Formula më e thjeshtë. Mund të merret nga... ... Wikipedia

Një formulë kimike pasqyron informacione rreth përbërjes dhe strukturës së substancave duke përdorur simbole kimike, numra dhe simbole ndarëse të kllapave. Aktualisht dallohen këto lloje të formulave kimike: Formula më e thjeshtë. Mund të merret nga... ... Wikipedia

Artikulli kryesor: Përbërjet inorganike Lista e përbërjeve inorganike sipas elementeve Lista informative e përbërjeve inorganike e paraqitur sipas rendit alfabetik (sipas formulës) për secilën substancë, acidet e hidrogjenit të elementeve (nëse ... ... Wikipedia

Ky artikull ose seksion ka nevojë për rishikim. Ju lutemi përmirësoni artikullin në përputhje me rregullat për shkrimin e artikujve... Wikipedia

Një ekuacion kimik (ekuacion i një reaksioni kimik) është një paraqitje konvencionale e një reaksioni kimik duke përdorur formula kimike, koeficientë numerikë dhe simbole matematikore. Ekuacioni i një reaksioni kimik jep cilësinë dhe sasinë... ... Wikipedia

Softueri kimik janë programe kompjuterike që përdoren në fushën e kimisë. Përmbajtja 1 Redaktorët kimikë 2 Platformat 3 Literatura ... Wikipedia

librat

• Fjalor japonez-anglisht-rusisht për instalimin e pajisjeve industriale. Rreth 8,000 terma, Popova I.S. Fjalori është menduar për një gamë të gjerë përdoruesish dhe kryesisht për përkthyes dhe specialistë teknikë të përfshirë në furnizimin dhe zbatimin e pajisjeve industriale nga Japonia ose...
• Një fjalor i shkurtër i termave biokimikë, Kunizhev S.M.. Fjalori është menduar për studentët e specialiteteve kimike dhe biologjike në universitete që studiojnë një kurs në biokiminë e përgjithshme, ekologji dhe bazat e bioteknologjisë, dhe mund të përdoret gjithashtu në ...

Simbolet moderne për elementet kimike u futën në shkencë në 1813 nga J. Berzelius. Sipas propozimit të tij, elementët përcaktohen me shkronjat fillestare të emrave të tyre latinë. Për shembull, oksigjeni (Oxygenium) shënohet me shkronjën O, squfuri (Sulfur) me shkronjën S, hidrogjeni (Hydrogenium) me shkronjën H. Në rastet kur emrat e elementeve fillojnë me të njëjtën shkronjë, një shkronjë më shumë është shtuar në shkronjën e parë. Kështu, karboni (Carboneum) ka simbolin C, kalciumi (Calcium) - Ca, bakri (Cuprum) - Cu.

Simbolet kimike nuk janë vetëm emra të shkurtuar të elementeve: ato shprehin edhe sasi (ose masa), d.m.th. Çdo simbol përfaqëson ose një atom të një elementi, ose një mol të atomeve të tij, ose një masë të një elementi të barabartë me (ose proporcionale) me masën molare të atij elementi. Për shembull, C do të thotë ose një atom karboni, ose një mol atomesh karboni, ose 12 njësi masë (zakonisht 12 g) karboni.

Formulat kimike

Formulat e substancave tregojnë gjithashtu jo vetëm përbërjen e substancës, por edhe sasinë dhe masën e saj. Çdo formulë përfaqëson ose një molekulë të një substance, ose një mol të një substance, ose një masë të një substance të barabartë me (ose proporcionale) masën e saj molare. Për shembull, H2O përfaqëson ose një molekulë uji, ose një mol ujë, ose 18 njësi masë (zakonisht (18 g) ujë.

Substancat e thjeshta përcaktohen gjithashtu me formula që tregojnë se sa atome përbëhet nga një molekulë e një substance të thjeshtë: për shembull, formula për hidrogjenin H 2. Nëse përbërja atomike e një molekule të një lënde të thjeshtë nuk dihet saktësisht ose substanca përbëhet nga molekula që përmbajnë një numër të ndryshëm atomesh, dhe gjithashtu nëse ajo ka një strukturë atomike ose metalike dhe jo molekulare, substanca e thjeshtë caktohet nga simboli i elementit. Për shembull, substanca e thjeshtë fosfor shënohet me formulën P, pasi, në varësi të kushteve, fosfori mund të përbëhet nga molekula me një numër të ndryshëm atomesh ose të ketë një strukturë polimer.

Formulat e kimisë për zgjidhjen e problemave

Formula e substancës përcaktohet në bazë të rezultateve të analizës. Për shembull, sipas analizave, glukoza përmban 40% (peshë) karbon, 6.72% (peshë) hidrogjen dhe 53.28% (peshë) oksigjen. Prandaj, masat e karbonit, hidrogjenit dhe oksigjenit janë në raportin 40:6.72:53.28. Le të shënojmë formulën e dëshiruar për glukozën C x H y O z, ku x, y dhe z janë numrat e atomeve të karbonit, hidrogjenit dhe oksigjenit në molekulë. Masat e atomeve të këtyre elementeve janë përkatësisht të barabarta me 12,01; 1.01 dhe 16.00 amu Prandaj, molekula e glukozës përmban 12.01x amu. karbon, 1.01u amu hidrogjeni dhe 16.00zа.u.m. oksigjen. Raporti i këtyre masave është 12.01x: 1.01y: 16.00z. Por ne e kemi gjetur tashmë këtë marrëdhënie bazuar në të dhënat e analizës së glukozës. Prandaj:

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

Sipas vetive të proporcionit:

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

ose x:y:z = 3.33:6.65:3.33 = 1:2:1.

Prandaj, në një molekulë glukoze ka dy atome hidrogjeni dhe një atom oksigjen për atom karboni. Ky kusht plotësohet nga formulat CH 2 O, C 2 H 4 O 2, C 3 H 6 O 3, etj. E para nga këto formula - CH 2 O- quhet formula më e thjeshtë ose empirike; ka një peshë molekulare prej 30.02. Për të gjetur formulën e vërtetë ose molekulare, është e nevojshme të dihet masa molekulare e një lënde të caktuar. Kur nxehet, glukoza shkatërrohet pa u shndërruar në gaz. Por pesha e saj molekulare mund të përcaktohet me metoda të tjera: është e barabartë me 180. Nga një krahasim i kësaj peshe molekulare me peshën molekulare që i përgjigjet formulës më të thjeshtë, është e qartë se formula C 6 H 12 O 6 i përgjigjet glukozës.

Kështu, një formulë kimike është një imazh i përbërjes së një substance duke përdorur simbole të elementeve kimike, indekse numerike dhe disa shenja të tjera. Dallohen llojet e mëposhtme të formulave:

— më e thjeshta , e cila përftohet në mënyrë eksperimentale duke përcaktuar raportin e elementeve kimike në një molekulë dhe duke përdorur vlerat e masave të tyre atomike relative (shih shembullin më lart);

— molekulare , e cila mund të merret duke ditur formulën më të thjeshtë të një lënde dhe peshën e saj molekulare (shih shembullin më lart);

— racionale , duke shfaqur grupe atomesh karakteristike për klasat e elementeve kimike (R-OH - alkoole, R - COOH - acide karboksilike, R - NH 2 - amina primare, etj.);

— strukturore (grafike) , që tregon renditjen relative të atomeve në një molekulë (mund të jetë dy-dimensionale (në një plan) ose tredimensionale (në hapësirë));

— elektronike, duke shfaqur shpërndarjen e elektroneve nëpër orbitale (të shkruara vetëm për elementët kimikë, jo për molekulat).

Le të hedhim një vështrim më të afërt në shembullin e molekulës së alkoolit etilik:

1. formula më e thjeshtë e etanolit është C2H6O;
2. formula molekulare e etanolit është C2H6O;
3. formula racionale e etanolit është C2H5OH;

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

Ushtrimi	Me djegien e plotë të një lënde organike që përmban oksigjen me peshë 13,8 g, u përftuan 26,4 g dioksid karboni dhe 16,2 g ujë. Gjeni formulën molekulare të një lënde nëse dendësia relative e avujve të saj në lidhje me hidrogjenin është 23.
Zgjidhje	Le të hartojmë një diagram të reaksionit të djegies së një përbërjeje organike, duke përcaktuar numrin e atomeve të karbonit, hidrogjenit dhe oksigjenit si "x", "y" dhe "z", përkatësisht: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Le të përcaktojmë masat e elementeve që përbëjnë këtë substancë. Vlerat e masave atomike relative të marra nga Tabela Periodike e D.I. Mendelejevi, rrumbullakos në numrat e plotë: 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(H2O)×M(H) = ×M(H); Le të llogarisim masat molare të dioksidit të karbonit dhe ujit. Siç dihet, masa molare e një molekule është e barabartë me shumën e masave atomike relative të atomeve që përbëjnë molekulën (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 g/mol; M(H 2 O) = 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. Le të përcaktojmë formulën kimike të përbërjes: 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. Kjo do të thotë se formula më e thjeshtë e përbërjes është C2H6O dhe masa molare është 46 g/mol. Masa molare e një lënde organike mund të përcaktohet duke përdorur densitetin e saj të hidrogjenit: Substanca M = M(H2) × D(H2); M substancë = 2 × 23 = 46 g/mol. Substanca M / M(C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1. Kjo do të thotë se formula e përbërjes organike do të jetë C 2 H 6 O.
Përgjigju	C2H6O

SHEMBULL 2

Ushtrimi	Pjesa masive e fosforit në një nga oksidet e tij është 56.4%. Dendësia e avullit të oksidit në ajër është 7.59. Përcaktoni formulën molekulare të oksidit.
Zgjidhje	Pjesa masive e elementit X në një molekulë të përbërjes NX llogaritet duke përdorur formulën e mëposhtme: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Le të llogarisim pjesën masive të oksigjenit në përbërje: ω(O) = 100% - ω(P) = 100% - 56,4% = 43,6%. Le të shënojmë numrin e moleve të elementeve të përfshirë në përbërje si "x" (fosfor), "y" (oksigjen). Pastaj, raporti molar do të duket kështu (vlerat e masave atomike relative të marra nga Tabela Periodike e D.I. Mendeleev janë të rrumbullakosura në numra të plotë): 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. Kjo do të thotë se formula më e thjeshtë për kombinimin e fosforit me oksigjenin do të jetë P 2 O 3 dhe një masë molare prej 94 g/mol. Masa molare e një lënde organike mund të përcaktohet duke përdorur densitetin e saj të ajrit: M substancë = M ajër × D ajër; Substanca M = 29 × 7,59 = 220 g/mol. Për të gjetur formulën e vërtetë të një përbërjeje organike, gjejmë raportin e masave molare që rezultojnë: Substanca M / M(P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. Kjo do të thotë që indekset e atomeve të fosforit dhe oksigjenit duhet të jenë 2 herë më të larta, d.m.th. formula e substancës do të jetë P 4 O 6.
Përgjigju	P4O6