Chémia – veda o látkach a ich vzájomných premenách.

Látky sú chemicky čisté látky

Chemicky čistá látka je súbor molekúl, ktoré majú rovnaké kvalitatívne a kvantitatívne zloženie a rovnakú štruktúru.

CH3-O-CH3-

CH3-CH2-OH

Molekula - najmenšie častice látky, ktoré majú všetky jej chemické vlastnosti; molekula sa skladá z atómov.

Atóm je chemicky nedeliteľná častica, z ktorej sa tvoria molekuly. (pre vzácne plyny sú molekula a atóm rovnaké, He, Ar)

Atóm je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z kladne nabitého jadra, okolo ktorého sú negatívne nabité elektróny rozdelené podľa ich presne definovaných zákonov. Okrem toho sa celkový náboj elektrónov rovná náboju jadra.

Jadro atómu pozostáva z kladne nabitých protónov (p) a neutrónov (n), ktoré nenesú žiadny náboj. Všeobecný názov pre neutróny a protóny je nukleón. Hmotnosť protónov a neutrónov je takmer rovnaká.

Elektróny (e-) nesú záporný náboj rovný náboju protónu. Hmotnosť e je približne 0,05 % hmotnosti protónu a neutrónu. Celá hmotnosť atómu je teda sústredená v jeho jadre.

Číslo p v atóme, ktoré sa rovná náboju jadra, sa nazýva poradové číslo (Z), keďže atóm je elektricky neutrálny, číslo e sa rovná číslu p.

Hmotnostné číslo (A) atómu je súčet protónov a neutrónov v jadre. Podľa toho sa počet neutrónov v atóme rovná rozdielu medzi A a Z (hmotnostné číslo atómu a atómové číslo (N=A-Z).

1735 Cl R = 17, N = 18, Z = 17. 17р + , 18n 0 , 17е - .

Nukleóny

Chemické vlastnosti atómov určuje ich elektrónová štruktúra (počet elektrónov), ktorá sa rovná atómovému číslu (jadrovému náboju). Preto sa všetky atómy s rovnakým jadrovým nábojom správajú chemicky rovnako a sú vypočítané ako atómy toho istého chemického prvku.

Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom. (110 chemických prvkov).

Atómy, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, sa môžu líšiť v hmotnostnom čísle, ktoré je spojené s rôznym počtom neutrónov v ich jadrách.

Atómy, ktoré majú rovnaké Z, ale rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy.

17 35 Cl 17 37 Cl

Izotopy vodíka H:

Označenie: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Názov: protium deutérium trícium

Zloženie jadra: 1р 1р+1n 1р+2n

Protium a deutérium sú stabilné

Trícium sa rozkladá (rádioaktívne) Používa sa vo vodíkových bombách.

Jednotka atómovej hmotnosti. Avogadrove číslo. Mol.

Hmotnosti atómov a molekúl sú veľmi malé (približne 10 -28 až 10 -24 g, aby bolo možné tieto hmotnosti prakticky zobraziť, je vhodné zaviesť vlastnú jednotku merania, čo by viedlo k pohodlnej a známej stupnici).

Keďže hmotnosť atómu je sústredená v jeho jadre pozostávajúcom z protónov a neutrónov s takmer rovnakou hmotnosťou, je logické považovať hmotnosť jedného nukleónu za jednotku atómovej hmotnosti.

Dohodli sme sa, že ako jednotku hmotnosti atómov a molekúl vezmeme jednu dvanástinu izotopu uhlíka, ktorý má symetrickú štruktúru jadra (6p+6n). Táto jednotka sa nazýva jednotka atómovej hmotnosti (amu), číselne sa rovná hmotnosti jedného nukleónu. V tejto škále sú hmotnosti atómov blízke celočíselným hodnotám: He-4; Al-27; Ra-226 a.u.m……

Vypočítajme hmotnosť 1 amu v gramoch.

1/12 (12 C) = = 1,66 x 10-24 g/a.u.m

Vypočítajme, koľko amu je obsiahnutých v 1g.

N A = 6,02 *-Avogadro číslo

Výsledný pomer sa nazýva Avogadrovo číslo a ukazuje, koľko amu je obsiahnutých v 1g.

Atómové hmotnosti uvedené v periodickej tabuľke sú vyjadrené v amu

Molekulová hmotnosť je hmotnosť molekuly vyjadrená v amu a nachádza sa ako súčet hmotností všetkých atómov, ktoré tvoria danú molekulu.

m(1 molekula H2S04)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.

Na prechod z aum na 1 g, ktorý sa prakticky používa v chémii, sa zaviedol výpočet podielu množstva látky, pričom každý podiel obsahuje číslo NA štruktúrne jednotky(atómy, molekuly, ióny, elektróny). V tomto prípade sa hmotnosť takejto časti, nazývanej 1 mol, vyjadrená v gramoch, číselne rovná atómovej alebo molekulovej hmotnosti vyjadrenej v amu.

Nájdite hmotnosť 1 mol H 2 SO 4:

M(1 mol H2S04)=

98 a.u.m*1,66**6,02*=

Ako vidíte, molekulové a molárne hmotnosti sú číselne rovnaké.

1 mol– množstvo látky obsahujúce Avogadro počet štruktúrnych jednotiek (atómy, molekuly, ióny).

Molekulová hmotnosť (M)- hmotnosť 1 mólu látky vyjadrená v gramoch.

Látkové množstvo - V (mol); hmotnosť látky m(g); molárna hmotnosť M(g/mol) - vo vzťahu: V=;

2H20+02 2H20

2 mol 1 mol

2.Základné zákony chémie

Zákon stálosti zloženia látky – chemicky čistá látka, bez ohľadu na spôsob prípravy, má vždy nemenné kvalitatívne a kvantitatívne zloženie.

CH3+202=C02+2H20

NaOH+HCl=NaCl+H20

Látky s konštantným zložením sa nazývajú daltonity. Výnimočne sú známe látky nezmeneného zloženia - bertolity (oxidy, karbidy, nitridy)

Zákon zachovania hmotnosti (Lomonosov) - hmotnosť látok, ktoré vstupujú do reakcie, sa vždy rovná hmotnosti produktov reakcie. Z toho vyplýva, že atómy pri reakcii nezanikajú a nevznikajú, prechádzajú z jednej látky do druhej. Toto je základ pre výber koeficientov v rovnici chemickej reakcie, počet atómov každého prvku na ľavej a pravej strane rovnice musí byť rovnaký.

Zákon ekvivalentov - pri chemických reakciách látky reagujú a vznikajú v množstvách rovnajúcich sa ekvivalentu (Koľko ekvivalentov jednej látky sa spotrebuje, presne rovnaký počet ekvivalentov sa spotrebuje alebo vytvorí inej látky).

Ekvivalent je množstvo látky, ktoré počas reakcie pridá, nahradí alebo uvoľní jeden mól H atómov (iónov). Ekvivalentná hmotnosť vyjadrená v gramoch sa nazýva ekvivalentná hmotnosť (E).

Zákony o plyne

Daltonov zákon - celkový tlak zmesi plynov sa rovná súčtu parciálnych tlakov všetkých zložiek zmesi plynov.

Avogadrov zákon: Rovnaké objemy rôznych plynov za rovnakých podmienok obsahujú rovnaký počet molekúl.

Dôsledok: jeden mól akéhokoľvek plynu za normálnych podmienok (t = 0 stupňov alebo 273 K a P = 1 atmosféra alebo 101255 Pascal alebo 760 mm Hg. Col.) zaberá V = 22,4 litra.

V, ktorý zaberá jeden mól plynu, sa nazýva molárny objem Vm.

Keď poznáme objem plynu (zmes plynov) a Vm za daných podmienok, je ľahké vypočítať množstvo plynu (zmes plynov) = V/Vm.

Mendelejevova-Clapeyronova rovnica dáva do súvislosti množstvo plynu s podmienkami, za ktorých sa nachádza. pV=(m/M)*RT=*RT

Pri použití tejto rovnice musia byť všetky fyzikálne veličiny vyjadrené v SI: tlak p-plynu (pascal), objem V-plynu (litre), hmotnosť m-plynu (kg), M-molárna hmotnosť (kg/mol), T- teplota v absolútnom meradle (K), Nu-množstvo plynu (mol), konštanta R-plynu = 8,31 J/(mol*K).

D - relatívna hustota jedného plynu v porovnaní s druhým - pomer plynu M k plynu M, zvolený ako štandard, ukazuje, koľkokrát je jeden plyn ťažší ako iný D = M1 / ​​M2.

Spôsoby vyjadrenia zloženia zmesi látok.

Hmotnostný zlomok W - pomer hmotnosti látky k hmotnosti celej zmesi W=((m zmesi)/(m roztoku))*100%

Molárny zlomok æ je pomer počtu látok k celkovému počtu všetkých látok. v zmesi.

Väčšina chemických prvkov v prírode je prítomná ako zmes rôznych izotopov; Pri znalosti izotopového zloženia chemického prvku, vyjadreného v molárnych zlomkoch, sa vypočíta vážená priemerná hodnota atómovej hmotnosti tohto prvku, ktorá sa prevedie na ISHE. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, kde æi je molárny zlomok i-tého izotopu, Аi je atómová hmotnosť i-tého izotopu.

Objemový zlomok (φ) je pomer Vi k objemu celej zmesi. φi=Vi/VΣ

Pri znalosti objemového zloženia plynnej zmesi sa vypočíta Mav zmesi plynov. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn

Chémia– náuka o zložení, štruktúre, vlastnostiach a premenách látok.

Atómovo-molekulárna veda. Látky pozostávajú z chemických častíc (molekuly, atómy, ióny), ktoré majú komplexná štruktúra a pozostávajú z elementárne častice(protóny, neutróny, elektróny).

Atom– neutrálna častica pozostávajúca z kladného jadra a elektrónov.

Molekula– stabilná skupina atómov spojených chemickými väzbami.

Chemický prvok– typ atómov s rovnakým jadrovým nábojom. Element označujú

kde X je symbol prvku, Z– sériové číslo prvku v Periodická tabuľka prvky D.I. Mendelejev, A– hromadné číslo. Sériové číslo Z sa rovná náboju atómového jadra, počtu protónov v atómovom jadre a počtu elektrónov v atóme. Hromadné číslo A rovná súčtu počtu protónov a neutrónov v atóme. Počet neutrónov sa rovná rozdielu A–Z.

Izotopy- atómy toho istého prvku s rôznymi hmotnostnými číslami.

Relatívna atómová hmotnosť(A r) je pomer priemernej hmotnosti atómu prvku prírodného izotopového zloženia k 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12C.

Relatívna molekulová hmotnosť(M r) je pomer priemernej hmotnosti molekuly látky prírodného izotopového zloženia k 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12 C.

Jednotka atómovej hmotnosti(a.u.m) – 1/12 hmotnosti atómu izotopu uhlíka 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 rokov

Krtko– množstvo látky obsahujúcej toľko štruktúrnych jednotiek (atómov, molekúl, iónov), koľko je atómov v 0,012 kg izotopu uhlíka 12C. Krtko– množstvo látky obsahujúcej 6,02 10 23 štruktúrnych jednotiek (atómy, molekuly, ióny).

n = N/N A, Kde n- látkové množstvo (mol), N– počet častíc, a N A– Avogadrova konštanta. Množstvo látky môžeme označiť aj symbolom v.

Avogadrova konštanta N A = 6,02 10 23 častíc/mol.

Molárna hmotaM(g/mol) – pomer hmotnosti látky m d) na množstvo látky n(mol):

M = m/n, kde: m = Mn A n = m/M.

Molárny objem plynuV M(l/mol) – pomer objemu plynu V l) na látkové množstvo tohto plynu n(mol). Za normálnych podmienok V M = 22,4 l/mol.

Normálne podmienky: teplota t = 0°C, príp T = 273 K, tlak p = 1 atm = 760 mm. Hg čl. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, kde: V = V M n A n = V/V M.

Výsledkom je všeobecný vzorec:

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

Ekvivalent- skutočná alebo fiktívna častica, ktorá interaguje s jedným atómom vodíka, alebo ho nahrádza, alebo je mu iným spôsobom ekvivalentná.

Ekvivalenty molárnej hmotnosti M e– pomer hmotnosti látky k počtu ekvivalentov tejto látky: M e = m/n (ekv) .

Pri reakciách výmeny náboja je molárna hmotnosť látkových ekvivalentov

s molárnou hmotnosťou M sa rovná: M e = M/(n ? m).

Pri redoxných reakciách molárna hmotnosť ekvivalentov látky s molárnou hmotnosťou M sa rovná: M e = M/n(e), Kde n(e)– počet prenesených elektrónov.

Zákon ekvivalentov– hmotnosti reaktantov 1 a 2 sú úmerné molárnym hmotnostiam ich ekvivalentov. m1/m2= M E1/M E2, alebo m1/M E1 = m2/M E2, alebo n 1 = n 2, Kde m 1 A m 2- hmotnosti dvoch látok, M E1 A M E2– molárne hmotnosti ekvivalentov, n 1 A n 2– počet ekvivalentov týchto látok.

Pre riešenia môže byť zákon ekvivalentov napísaný takto:

c E1 V 1 = c E2 V 2, Kde s E1, s E2, V1 A V 2– molárne koncentrácie ekvivalentov a objemy roztokov týchto dvoch látok.

Spojené plynové zákony: pV = nRT, Kde p- tlak (Pa, kPa), V- objem (m 3, l), n– množstvo plynnej látky (mol), T – teplota (K), T(K) = t(°C) + 273, R- stály, R= 8,314 J/(K? mol), kde J = Pam3 = kPal.

2. Štruktúra atómu a periodický zákon

Dualita vlny a častíc hmota – myšlienka, že každý objekt môže mať vlnové aj korpuskulárne vlastnosti. Louis de Broglie navrhol vzorec spájajúci vlnové a korpuskulárne vlastnosti objektov: ? = h/(mV), Kde h- Planckova konštanta, ? – vlnová dĺžka, ktorá zodpovedá hmotnosti každého telesa m a rýchlosť V. Hoci vlnové vlastnosti existujú pre všetky objekty, možno ich pozorovať iba pre mikroobjekty s hmotnosťou rádovo ako hmotnosť atómu a elektrónu.

Heisenbergov princíp neistoty: a (mV x) y > h/2n alebo ?V x ?x > h/(2?m), Kde m- hmotnosť častíc, X- jeho súradnice, Vx- rýchlosť v smere X, ?– neistota, chyba v určení. Princíp neurčitosti znamená, že nie je možné súčasne uviesť polohu (súradnicu) X) a rýchlosť (V x)častice.

Častice s malými hmotnosťami (atómy, jadrá, elektróny, molekuly) nie sú časticami v zmysle newtonovskej mechaniky a nemôžu byť študované klasickou fyzikou. Študuje ich kvantová fyzika.

Hlavné kvantové číslon nadobúda hodnoty 1, 2, 3, 4, 5, 6 a 7, ktoré zodpovedajú elektronickým úrovniam (vrstvám) K, L, M, N, O, P a Q.

úroveň– priestor, kde sa nachádzajú elektróny s rovnakým počtom n. Elektróny rôzne úrovne priestorovo a energeticky oddelené od seba, keďže počet n určuje energiu elektrónov E(viac n, viac E) a vzdialenosť R medzi elektrónmi a jadrom (čím viac n, viac R).

Orbitálne (bočné, azimutálne) kvantové číslol nadobúda hodnoty v závislosti od čísla n:l= 0, 1,…(n- 1). Napríklad, ak n= 2, potom l = 0,1; Ak n= 3, potom l = 0, 1, 2. Číslo l charakterizuje podúroveň (podvrstvu).

Podúroveň– priestor, kde sú elektróny s určitými n A l. Podúrovne danej úrovne sú určené v závislosti od počtu l:s- Ak l = 0, p- Ak l = 1, d- Ak l = 2, f- Ak l = 3. Podúrovne daného atómu sú označené v závislosti od čísel n A l, napríklad: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) atď. Podúrovne danej úrovne majú rôzne energie (čím viac l, viac E): E s< E < Е А < … A rôzne tvary orbitály, ktoré tvoria tieto podúrovne: s-orbitál má tvar gule, p-orbitál má tvar činky atď.

Magnetické kvantové číslom 1 charakterizuje orientáciu orbitálneho magnetického momentu, rovnú l, v priestore vzhľadom na vonkajšok magnetické pole a nadobúda hodnoty: – l,…-1, 0, 1,…l, t.j. celkom (2l + 1) hodnotu. Napríklad, ak l = 2, potom m1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitálny(časť podúrovne) – priestor, kde sa s určitosťou nachádzajú elektróny (nie viac ako dva). n, l, m1. Podúroveň obsahuje 2l+1 orbitálny. Napríklad, d– podúroveň obsahuje päť d-orbitálov. Orbitály rovnakej podúrovne s rôznymi číslami m 1, mať rovnakú energiu.

Magnetické spinové číslopani charakterizuje orientáciu vlastného magnetického momentu elektrónu s, ktorý sa rovná?, vzhľadom na vonkajšie magnetické pole a nadobúda dve hodnoty: +? A _?.

Elektróny v atóme obsadzujú úrovne, podúrovne a orbitály podľa nasledujúcich pravidiel.

Pauliho pravidlo: V jednom atóme nemôžu mať dva elektróny štyri rovnaké kvantové čísla. Musia sa líšiť aspoň v jednom kvantovom čísle.

Z Pauliho pravidla vyplýva, že orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny, podúroveň môže obsahovať najviac 2 (2l + 1) elektróny, hladina môže obsahovať najviac 2n 2 elektróny.

Klechkovského pravidlo: elektronické podúrovne sa vypĺňajú podľa stúpajúceho počtu (n + l), a v prípade rovnakej sumy (n+l)– vzostupne podľa čísla n.

Grafická podoba Klechkovského pravidla.

Podľa Klechkovského pravidla sa podúrovne vyplnia v nasledujúcom poradí: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Hoci k vypĺňaniu podúrovní dochádza podľa Klechkovského pravidla, v elektronickom vzorci sú podúrovne zapísané postupne podľa úrovne: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f atď. Elektrónový vzorec atómu brómu je teda napísaný takto: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Elektronické konfigurácie počet atómov sa líši od tých, ktoré predpovedá Klechkovského pravidlo. Takže pre Cr a Cu:

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

Pravidlo Hunda (Gunda): Plnenie orbitálov danej podúrovne sa uskutočňuje tak, aby celkový spin bol maximálny. Orbitály danej čiastkovej úrovne sú vyplnené najskôr jedným elektrónom naraz.

Elektronické konfigurácie atómov môžu byť zapísané úrovňami, podúrovňami, orbitálmi. Napríklad elektronický vzorec P(15e) možno napísať:

a) podľa úrovní)2)8)5;

b) podľa podúrovní 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) orbitálne

Príklady elektrónových vzorcov niektorých atómov a iónov:

V(23e) 1 s 2 2 s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 3 s 3 4 s 2;

V 3+ (20e) 1 s 2 2 s 2 2 s 6 3 s 2 3 s 6 3 s 2 4 s 0.

3. Chemická väzba

3.1. Metóda valenčnej väzby

Podľa metódy valenčnej väzby vzniká väzba medzi atómami A a B zdieľaním páru elektrónov.

Kovalentná väzba. Spojenie darca-akceptor.

Valencia charakterizuje schopnosť atómov vytvárať chemické väzby a rovná sa počtu chemických väzieb tvorených atómom. Podľa metódy valenčnej väzby sa valencia rovná počtu zdieľaných párov elektrónov a v prípade kovalentnej väzby sa valencia rovná počtu nespárovaných elektrónov na vonkajšej úrovni atómu v jeho základnom alebo excitovanom stave. .

Valencia atómov

Napríklad pre uhlík a síru:

Sýtosť kovalentná väzba: atómy tvoria obmedzený počet väzieb rovný ich valencii.

Hybridizácia atómových orbitálov– miešanie atómových orbitálov (AO) rôznych podúrovní atómu, ktorých elektróny sa podieľajú na tvorbe ekvivalentných?-väzieb. Hybridná orbitálna (HO) ekvivalencia vysvetľuje ekvivalenciu vytvorených chemických väzieb. Napríklad v prípade štvormocného atómu uhlíka existuje jeden 2 s – a tri 2p-elektrón. Na vysvetlenie ekvivalencie štyroch ?-väzieb tvorených uhlíkom v molekulách CH 4, CF 4 atď., atómová s- a tri R- orbitály sú nahradené štyrmi ekvivalentnými hybridnými sp 3- orbitály:

Zamerajte sa Kovalentná väzba je taká, že sa tvorí v smere maximálneho prekrytia orbitálov, ktoré tvoria spoločný pár elektrónov.

V závislosti od typu hybridizácie majú hybridné orbitaly špecifické umiestnenie vo vesmíre:

sp– lineárny, uhol medzi osami orbitálov je 180°;

sp 2– trojuholníkový, uhly medzi osami orbitálov sú 120°;

sp 3– tetraedrický, uhly medzi osami orbitálov sú 109°;

sp 3 d 1– trigonálne-bipyramídové, uhly 90° a 120°;

sp 2 d 1– štvorcový, uhly medzi osami orbitálov sú 90°;

sp 3 d 2– oktaedrický, uhly medzi osami orbitálov sú 90°.

3.2. Molekulárna orbitálna teória

Podľa teórie molekulových orbitálov sa molekula skladá z jadier a elektrónov. V molekulách sú elektróny umiestnené v molekulových orbitáloch (MO). MO vonkajších elektrónov majú zložitú štruktúru a považujú sa za lineárnu kombináciu vonkajších orbitálov atómov, ktoré tvoria molekulu. Počet vytvorených MO sa rovná počtu AO zúčastňujúcich sa na ich vzniku. Energie MO môžu byť nižšie (väzbové MO), rovnaké (neväzbové MO) alebo vyššie (protiväzbové MO) ako energie AO, ktoré ich tvoria.

Podmienky interakcie JSC

1. AO interagujú, ak majú podobné energie.

2. AO interagujú, ak sa prekrývajú.

3. AO interagujú, ak majú vhodnú symetriu.

Pre dvojatómovú molekulu AB (alebo akúkoľvek lineárnu molekulu) môže byť symetria MO:

Ak má daný MO os symetrie,

Ak má daný MO rovinu symetrie,

Ak má MO dve na seba kolmé roviny symetrie.

Prítomnosť elektrónov na väzbových MO stabilizuje systém, pretože znižuje energiu molekuly v porovnaní s energiou atómov. Charakterizuje sa stabilita molekuly poradie väzby n, rovná: n = (n svetlo – n veľkosť)/2, Kde n svetlo a n veľkosť - počet elektrónov vo väzbových a antiväzbových orbitáloch.

Plnenie MO elektrónmi prebieha podľa rovnakých pravidiel ako zapĺňanie AO v atóme, a to: Pauliho pravidlo (na MO nemôžu byť viac ako dva elektróny), Hundovo pravidlo (celkový spin musí byť maximálny) atď. .

Interakcia 1s-AO atómov prvej periódy (H a He) vedie k vytvoreniu väzby?-MO a antiväzby?*-MO:

Elektronické vzorce molekúl, usporiadanie väzieb n, experimentálne energie väzieb E a medzimolekulové vzdialenosti R pre dvojatómové molekuly z atómov prvej periódy sú uvedené v nasledujúcej tabuľke:

Ostatné atómy druhej periódy obsahujú okrem 2s-AO aj 2p x -, 2p y – a 2p z -AO, ktoré pri interakcii môžu vytvárať?– a?-MO. Pre atómy O, F a Ne sú energie 2s- a 2p-AO výrazne odlišné a interakciu medzi 2s-AO jedného atómu a 2p-AO iného atómu je možné zanedbať, berúc do úvahy interakciu medzi 2s. -AO dvoch atómov oddelene od interakcie ich 2p-AO. Schéma MO pre molekuly O2, F2, Ne2 má nasledujúcu formu:

Pre atómy B, C, N sú energie 2s– a 2p-AO blízke svojimi energiami a 2s-AO jedného atómu interaguje s 2p z-AO iného atómu. Preto sa poradie MO v molekulách B2, C2 a N2 líši od poradia MO v molekulách O2, F2 a Ne2. Nižšie je uvedená schéma MO pre molekuly B2, C2 a N2:

Na základe uvedených MO schém je možné napríklad zapísať elektrónové vzorce molekúl O 2 , O 2 + a O 2 ?:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

O2 (12e)? s2? s *2? z 2 (? x 2? y 2)(? x *1? y *1)

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

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

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

V prípade molekuly O 2 nám teória MO umožňuje predvídať väčšiu silu tejto molekuly, keďže n = 2, charakter zmien väzbových energií a medzijadrových vzdialeností v rade O 2 + – O 2 – O 2 ?, ako aj paramagnetizmus molekuly O 2, ktorej horné MO majú dva nepárové elektróny.

3.3. Niektoré typy spojení

Iónová väzba– elektrostatická väzba medzi iónmi s opačným nábojom. Iónová väzba môže byť považovaná za extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby. Iónová väzba sa vytvorí, ak je rozdiel v elektronegativite atómov X väčší ako 1,5–2,0.

Iónová väzba je nesmerové nesýtené komunikácia V kryštáli NaCl je ión Na+ priťahovaný všetkými iónmi Cl? a je odpudzovaný všetkými ostatnými iónmi Na +, bez ohľadu na smer interakcie a počet iónov. To určuje väčšiu stabilitu iónových kryštálov v porovnaní s iónovými molekulami.

Vodíková väzba– väzba medzi atómom vodíka jednej molekuly a elektronegatívnym atómom (F, CI, N) inej molekuly.

Existencia vodíkovej väzby vysvetľuje anomálne vlastnosti vody: teplota varu vody je oveľa vyššia ako teplota jej chemických analógov: tkip (H 2 O) = 100 °C a t kip (H 2 S) = - 61 °C. Medzi molekulami H2S sa nevytvárajú žiadne vodíkové väzby.

4. Vzorce chemických procesov

4.1. Termochémia

energie(E)- schopnosť produkovať prácu. Mechanická práca(A) sa dosiahne napríklad plynom počas jeho expanzie: A = p?V.

Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri absorpcii energie, sú: endotermický.

Reakcie, ktoré zahŕňajú uvoľnenie energie, sú: exotermický.

Druhy energie: teplo, svetlo, elektrické, chemické, jadrová energia atď.

Druhy energie: kinetické a potenciálne.

Kinetická energia– energia pohybujúceho sa telesa, to je práca, ktorú telo dokáže vykonať predtým, než dosiahne pokoj.

Teplo (Q)– druh kinetickej energie – spojený s pohybom atómov a molekúl. Pri komunikácii s telesom hmoty (m) A Špecifická tepelná kapacita(c) teplo? Q jeho teplota stúpne o? t: ?Q = m s ?t, kde? t = AQ/(ct).

Potenciálna energia- energia získaná telom v dôsledku zmien v ňom alebo jeho komponentov polohu v priestore. Energia chemických väzieb je typom potenciálnej energie.

Prvý zákon termodynamiky: energia môže prechádzať z jedného typu na druhý, ale nemôže zmiznúť ani sa objaviť.

Vnútorná energia (U) – súčet kinetických a potenciálnych energií častíc, ktoré tvoria teleso. Teplo absorbované pri reakcii sa rovná rozdielu vo vnútornej energii reakčných produktov a činidiel (Q = ?U = U 2 – U 1), za predpokladu, že systém nevykonal žiadnu prácu životné prostredie. Ak reakcia prebieha pri konštantnom tlaku, potom uvoľnené plyny pôsobia proti vonkajším tlakovým silám a teplo absorbované počas reakcie sa rovná súčtu zmien vnútornej energie. ?U a práca A = p?V. Toto teplo absorbované pri konštantnom tlaku sa nazýva zmena entalpie: ? Н = ?U + p?V, definovanie entalpia Ako H = U + pV. Reakcie kvapalných a pevných látok prebiehajú bez výraznejších zmien objemu (V = 0), tak čo tieto reakcie? N blízko ?U (?Н = ?U). Pre reakcie so zmenou hlasitosti máme ?Н > ?U, ak prebieha rozširovanie a ?N< ?U , ak dôjde ku kompresii.

Zmena entalpie sa zvyčajne označuje pre štandardné skupenstvo látky: teda pre čistú látku v určitom (pevnom, kvapalnom alebo plynnom) skupenstve, pri tlaku 1 atm = 101 325 Pa, teplote 298 K. a koncentrácia látok 1 mol/l.

Štandardná entalpia tvorby?– teplo uvoľnené alebo absorbované pri vzniku 1 mólu látky z jednoduché látky, jeho súčasti, za štandardných podmienok. Napríklad, ?N arr.(NaCI) = -411 kJ/mol. To znamená, že pri reakcii Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) pri vytvorení 1 molu NaCl sa uvoľní 411 kJ energie.

Štandardná entalpia reakcie?H– zmena entalpie počas chemickej reakcie určená vzorcom: ?N = ?N arr.(Produkty) - ?N arr.(činidlá).

Takže pre reakciu NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv) je známe, že H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, H o 6 p (HCl) = -92 kJ /mol a?H o 6p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol máme:

H = ?Ho6p (NH4CI) –?Ho6p (NH3) –?Ho6p (HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 kJ.

Ak? N< 0, potom je reakcia exotermická. Ak? N> 0, potom je reakcia endotermická.

zákon Hess: Štandardná entalpia reakcie závisí od štandardných entalpií reaktantov a produktov a nezávisí od dráhy reakcie.

Spontánne procesy môžu byť nielen exotermické, teda procesy s poklesom energie (?N< 0), ale môžu to byť aj procesy endotermické, t.j. procesy so zvyšujúcou sa energiou (?N> 0). Vo všetkých týchto procesoch sa „porucha“ systému zvyšuje.

EntropiaS – fyzikálne množstvo, charakterizujúce stupeň neusporiadanosti systému. S – štandardná entropia, ?S – zmena štandardnej entropie. Ak?S > 0, porucha sa zvyšuje, ak AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Pre procesy, v ktorých počet častíc klesá, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO(sol) + H20(1) = Ca(OH)2 (sol), yS< 0;

CaC03 (tv) = CaO (tv) + C02 (g), aS > 0.

Procesy sa vyskytujú spontánne s uvoľňovaním energie, t.j. na čo? N< 0, a so zvyšujúcou sa entropiou, teda pre ktorú?S > 0. Zohľadnenie oboch faktorov vedie k výrazu pre Gibbsova energia: G = H – TS alebo? G = ?H – T?S. Reakcie, pri ktorých klesá Gibbsova energia, t.j< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, nechoďte spontánne. Podmienka?G = 0 znamená, že medzi produktmi a reaktantmi bola nastolená rovnováha.

Pri nízkych teplotách, kedy je hodnota T je blízko nule, dochádza len k exotermickým reakciám, keďže T?S– málo a?G = ? N< 0. Pri vysoké teploty hodnoty T?S skvelé, a zanedbanie veľkosti? N, máme?G = – T?S, t.j. procesy so zvyšujúcou sa entropiou budú prebiehať spontánne, pre ktoré?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Hodnotu AG pre konkrétnu reakciu možno určiť podľa vzorca:

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

V tomto prípade sú hodnoty ?G o br, ako aj? N arr. a?S o br pre veľké číslo látky sú uvedené v špeciálnych tabuľkách.

4.2. Chemická kinetika

Rýchlosť chemickej reakcie(v) je určená zmenou molárnej koncentrácie reaktantov za jednotku času:

Kde v– rýchlosť reakcie, s – molárna koncentrácia činidla, t- čas.

Rýchlosť chemickej reakcie závisí od povahy reaktantov a reakčných podmienok (teplota, koncentrácia, prítomnosť katalyzátora atď.)

Účinok koncentrácie. IN V prípade jednoduchých reakcií je reakčná rýchlosť úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, braných v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom.

Na reakciu

kde 1 a 2 sú smery doprednej a spätnej reakcie:

v1 = k1? [A] m? [B]n a

v2 = k2? [C]p ? [D]q

Kde v-rýchla reakcia, k– rýchlostná konštanta, [A] – molárna koncentrácia látky A.

Molekularita reakcie– počet molekúl zúčastňujúcich sa elementárneho aktu reakcie. Pre jednoduché reakcie napr. mA + nB> рС + qD, molekulová hmotnosť sa rovná súčtu koeficientov (m + n). Reakcie môžu byť jednomolekulové, dvojmolekulové a zriedkavo trojmolekulové. Reakcie s vyššou molekulovou hmotnosťou sa nevyskytujú.

Poradie reakcie sa rovná súčtu exponentov stupňov koncentrácie v experimentálnom vyjadrení rýchlosti chemickej reakcie. Takže pre komplexnú reakciu

mA + nB > рС + qD experimentálny výraz pre rýchlosť reakcie je

v 1 = k 1? [A] ? ? [IN] ? a poradie reakcií je (? + ?). kde? a? sa nachádzajú experimentálne a nemusia sa zhodovať s m A n podľa toho, keďže rovnica komplexnej reakcie je výsledkom niekoľkých jednoduchých reakcií.

Vplyv teploty. Rýchlosť reakcie závisí od počtu efektívnych molekulárnych zrážok. Zvýšenie teploty zvyšuje počet aktívnych molekúl, čo im dáva potrebnú energiu na prebehnutie reakcie. aktivačnej energie E pôsobí a zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie.

Van't Hoffovo pravidlo. Keď sa teplota zvýši o 10 °, rýchlosť reakcie sa zvýši 2-4 krát. Matematicky je to napísané takto:

v 2 = v 1? ?(t 2 – t 1)/10

kde vi a v2 sú reakčné rýchlosti pri počiatočnej (ti) a konečnej (t2) teplote, ? – teplotný koeficient reakčná rýchlosť, ktorá ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši so zvýšením teploty o 10°.

Presnejšie povedané, je vyjadrená závislosť rýchlosti reakcie od teploty Arrheniova rovnica:

k = A? e - E/(RT)

Kde k- rýchlostná konštanta, A– konštantný, nezávislý od teploty, e = 2,71828, E- aktivačná energia, R= 8,314 J/(K? mol) – plynová konštanta; T– teplota (K). Je vidieť, že rýchlostná konštanta rastie so zvyšujúcou sa teplotou a klesajúcou aktivačnou energiou.

4.3. Chemická rovnováha

Systém je v rovnováhe, ak sa jeho stav v priebehu času nemení. Rovnosť rýchlostí priamych a spätných reakcií je podmienkou udržania rovnováhy systému.

Príkladom reverzibilnej reakcie je reakcia

N2+3H2-2NH3.

Zákon hromadnej akcie: pomer súčinu koncentrácií reakčných produktov k súčinu koncentrácií východiskových látok (všetky koncentrácie sú uvedené v mocninách rovných ich stechiometrickým koeficientom) je konštanta tzv. rovnovážna konštanta.

Rovnovážna konštanta je mierou postupu doprednej reakcie.

K = O – nedochádza k priamej reakcii;

K =? – priama reakcia sa dokončí;

K > 1 – rovnováha posunutá doprava;

TO< 1 – rovnováha je posunutá doľava.

Reakčná rovnovážna konštanta TO súvisí s veľkosťou zmeny štandardnej Gibbsovej energie?G pre rovnakú reakciu:

G= – RT ln K, alebo?G = -2,3 RT lg K, alebo K = 10 - 0,435 °G/RT

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

Ak TO< 1, potom lg K < 0 и?G >0, t.j. ak sa rovnováha posunie doľava, potom reakcia spontánne neprejde doprava.

Zákon posunu rovnováhy: Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv, vzniká v systéme proces, ktorý pôsobí proti vonkajšiemu vplyvu.

5. Redoxné reakcie

Redoxné reakcie– reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov prvkov.

Oxidácia– proces darovania elektrónov.

zotavenie– proces pridávania elektrónov.

Oxidačné činidlo– atóm, molekula alebo ión, ktorý prijíma elektróny.

Redukčné činidlo– atóm, molekula alebo ión, ktorý daruje elektróny.

Oxidačné činidlá, ktoré prijímajú elektróny, prechádzajú do redukovanej formy:

F 2 [pribl. ] + 2e > 2F? [obnovené].

Reduktanty, ktoré sa vzdávajú elektrónov, prechádzajú do oxidovanej formy:

Na 0 [zotavenie ] – 1e > Na + [približne].

Rovnováhu medzi oxidovanou a redukovanou formou charakterizuje Nernstove rovnice pre redoxný potenciál:

Kde E 0– štandardná hodnota redoxného potenciálu; n– počet prenesených elektrónov; [obnovené ] a [pribl. ] sú molárne koncentrácie zlúčeniny v redukovanej a oxidovanej forme.

Hodnoty štandardných elektródových potenciálov E 0 sú uvedené v tabuľkách a charakterizujú oxidačné a redukčné vlastnosti zlúčenín: čím je hodnota pozitívnejšia E 0,čím silnejšie sú oxidačné vlastnosti a tým zápornejšia hodnota E 0, tým silnejšie sú regeneračné vlastnosti.

Napríklad pre F 2 + 2e - 2F? E0 = 2,87 voltov a pre Na + + 1e - Na 0 E0 =-2,71 voltov (pri redukčných reakciách sa proces vždy zaznamenáva).

Redoxná reakcia je kombináciou dvoch polovičných reakcií, oxidácie a redukcie, a je charakterizovaná elektromotorickou silou (emf) ? E 0:?E 0= ?E 0 v poriadku – ?E 0 obnoviť, Kde E 0 v poriadku a? E 0 obnoviť sú štandardné potenciály oxidačných a redukčných činidiel pre danú reakciu.

E.m.f. reakcie? E 0 súvisí so zmenou Gibbsovej voľnej energie?G a rovnovážnej konštanty reakcie KOMU:

?G = – nF?E 0 alebo? E = (RT/nF) ln K.

E.m.f. reakcie pri neštandardných koncentráciách? E rovná: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig K alebo? E =?E 0 –(0,059/n)lg K.

V prípade rovnováhy?G = 0 a?E = 0, odkiaľ pochádza? E =(0,059/n)lg K A K = 10 npE/0,059.

Aby reakcia prebiehala spontánne, musia byť splnené nasledujúce vzťahy: ?G< 0 или K >> 1, ktorému zodpovedá podmienka? E 0> 0. Preto na určenie možnosti danej redoxnej reakcie je potrebné vypočítať hodnotu? E 0. Ak? Eo > 0, reakcia prebieha. Ak? E 0< 0, žiadna odpoveď.

Zdroje chemického prúdu

Galvanické články– zariadenia, ktoré premieňajú energiu chemickej reakcie na elektrickú energiu.

Danielov galvanický článok pozostáva zo zinkových a medených elektród ponorených do roztokov ZnSO 4 a CuSO 4, resp. Roztoky elektrolytov komunikujú cez poréznu priehradku. V tomto prípade dochádza k oxidácii na zinkovej elektróde: Zn > Zn 2+ + 2e a k redukcii na medenej elektróde: Cu 2+ + 2e > Cu. Vo všeobecnosti reakcia prebieha: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

anóda– elektróda, na ktorej dochádza k oxidácii. Katóda– elektróda, na ktorej prebieha redukcia. V galvanických článkoch je anóda nabitá záporne a katóda je nabitá kladne. Na schémach prvkov sú kov a malta oddelené zvislou čiarou a dve malty sú oddelené dvojitou zvislou čiarou.

Takže pre reakciu Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu je schéma zapojenia galvanického článku napísaná: (-)Zn | ZnSO 4 || CuS04 | Cu(+).

Elektromotorická sila (emf) reakcie je? E 0 = E 0 v poriadku – E 0 obnoviť= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. V dôsledku strát bude napätie vytvorené prvkom o niečo menšie ako? E 0. Ak sa koncentrácie roztokov líšia od štandardných rovnajúcich sa 1 mol/l, potom E 0 v poriadku A E 0 obnoviť sa vypočítajú pomocou Nernstovej rovnice a potom sa vypočíta emf. zodpovedajúci galvanický článok.

Suchý prvok pozostáva zo zinkového telesa, pasty NH 4 Cl so škrobom alebo múkou, zmesi MnO 2 s grafitom a grafitovej elektródy. Počas jeho prebiehajúce práce reakcia: Zn + 2NH4CI + 2Mn02 = Cl + 2MnOOH.

Schéma prvku: (-)Zn | NH4CI | Mn02, C(+). E.m.f. prvok - 1,5 V.

Batérie. Olovená batéria pozostáva z dvoch olovených dosiek ponorených do 30 % roztoku kyseliny sírovej a potiahnutých vrstvou nerozpustného PbSO 4 . Pri nabíjaní batérie prebiehajú na elektródach tieto procesy:

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

PbSO4 (tv) + 2H20 > Pb02 (tv) + 4H + + SO4 2- + 2e

Keď je batéria vybitá, na elektródach prebiehajú tieto procesy:

Pb(tv) + SO42- > PbSO4 (tv) + 2e

Pb02 (tv) + 4H++ SO42- + 2e > PbS04 (tv) + 2H20

Celkovú reakciu možno zapísať takto:

Batéria pre svoju prevádzku vyžaduje pravidelné nabíjanie a sledovanie koncentrácie kyseliny sírovej, ktorá môže počas prevádzky batérie mierne klesnúť.

6. Riešenia

6.1. Koncentrácia roztokov

Hmotnostný zlomok látky v roztoku w rovná sa pomeru hmotnosti rozpustenej látky k hmotnosti roztoku: w = m vody / m roztoku alebo w = m in-va /(V ??), pretože m riešenie = V p-pa ? ?r-ra.

Molárna koncentrácia s rovná sa pomeru počtu mólov rozpustenej látky k objemu roztoku: c = n(mol)/ V l) alebo c = m/(M? V( l )).

Molárna koncentrácia ekvivalentov (normálna alebo ekvivalentná koncentrácia) s napr sa rovná pomeru počtu ekvivalentov rozpustenej látky k objemu roztoku: pričom e = n(mol ekv.)/ V l) alebo kde e = m/(Me? V(l)).

6.2. Elektrolytická disociácia

Elektrolytická disociácia– rozklad elektrolytu na katióny a anióny vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla.

Stupeň disociácie?– pomer koncentrácie disociovaných molekúl (s diso) k celkovej koncentrácii rozpustených molekúl (s obj.): ? = s diss / s ob.

Elektrolyty možno rozdeliť na silný(? ~ 1) a slabý.

Silné elektrolyty(pre nich? ~ 1) – soli a zásady rozpustné vo vode, ako aj niektoré kyseliny: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 a iné.

Slabé elektrolyty(pre nich?<< 1) – Н 2 O, NH 4 OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, CH 3 COOH и другие.

Rovnice iónovej reakcie. IN V iónových rovniciach reakcií sú silné elektrolyty zapísané vo forme iónov a slabé elektrolyty, zle rozpustné látky a plyny sú zapísané vo forme molekúl. Napríklad:

CaC03v + 2HCl = CaCl2 + H20 + C02

CaC03v + 2H++ 2CI? = Ca2+ + 2CI? + H20 + C02^

CaC03v + 2H+ = Ca2+ + H20 + C02

Reakcie medzi iónmi smerujú k tvorbe látky, ktorá produkuje menej iónov, t. j. smerom k slabšiemu elektrolytu alebo menej rozpustnej látke.

6.3. Disociácia slabých elektrolytov

Aplikujme zákon hmotnostného pôsobenia na rovnováhu medzi iónmi a molekulami v slabom roztoku elektrolytu, napr. octová kyselina:

CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

Rovnovážne konštanty pre disociačné reakcie sa nazývajú disociačné konštanty. Disociačné konštanty charakterizujú disociáciu slabých elektrolytov: čím nižšia je konštanta, tým menej slabý elektrolyt disociuje, tým je slabší.

Viacsýtne kyseliny disociujú postupne:

H3P04 - H+ + H2P04?

Rovnovážna konštanta celkovej disociačnej reakcie sa rovná súčinu konštánt jednotlivých štádií disociácie:

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

Ostwaldov zákon riedenia: Stupeň disociácie slabého elektrolytu (a) sa zvyšuje so znižovaním jeho koncentrácie, t. j. so zriedením:

Vplyv bežného iónu na disociáciu slabého elektrolytu: pridanie spoločného iónu znižuje disociáciu slabého elektrolytu. Takže pri pridávaní CH3COOH do roztoku slabého elektrolytu

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

silný elektrolyt obsahujúci ión spoločný pre CH3COOH, t.j. acetátový ión, napríklad CH3COONa

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

koncentrácia acetátového iónu sa zvyšuje a disociačná rovnováha CH3COOH sa posúva doľava, t.j. disociácia kyseliny klesá.

6.4. Disociácia silných elektrolytov

Aktivita iónov A – koncentrácia iónu, prejavujúca sa jeho vlastnosťami.

Faktor aktivityf- pomer aktivity iónov A sústrediť sa s: f= a/c alebo A = fc.

Ak f = 1, potom sú ióny voľné a navzájom neinteragujú. K tomu dochádza vo veľmi zriedených roztokoch, v roztokoch slabých elektrolytov atď.

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

Koeficient aktivity závisí od iónovej sily roztoku I: čím vyššia je iónová sila, tým nižší je koeficient aktivity.

Iónová sila roztoku ja závisí od poplatkov z a koncentrácie z iónov:

Ja = 0,52 s z 2.

Koeficient aktivity závisí od náboja iónu: čím väčší je náboj iónu, tým nižší je koeficient aktivity. Matematicky závislosť koeficientu aktivity f na iónovej sile ja a náboj iónu z napísané pomocou Debye-Hückelovho vzorca:

Koeficienty iónovej aktivity možno určiť pomocou nasledujúcej tabuľky:

6.5 Iónový produkt vody. hodnota pH

Voda, slabý elektrolyt, disociuje a vytvára ióny H+ a OH? Tieto ióny sú hydratované, teda spojené s viacerými molekulami vody, no pre jednoduchosť sú napísané v nehydratovanej forme

H20 - H++ OH?.

Na základe zákona hromadnej akcie pre túto rovnováhu:

Koncentráciu molekúl vody [H 2 O], t.j. počet mólov v 1 litri vody, možno považovať za konštantnú a rovnú [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l . Odtiaľ:

TO[H20] = TO(H20 ) = [H+] = 10-14 (22 °C).

Iónový produkt vody– súčin koncentrácií [H + ] a – je konštantná hodnota pri konštantnej teplote a rovná sa 10 -14 pri 22°C.

Iónový produkt vody sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou.

hodnota pH– záporný logaritmus koncentrácie vodíkových iónov: pH = – log. Podobne: pOH = – log.

Logaritmovaním iónového produktu vody sa získa: pH + pOH = 14.

Hodnota pH charakterizuje reakciu média.

Ak pH = 7, potom [H + ] = je neutrálne médium.

Ak pH< 7, то [Н + ] >– kyslé prostredie.

Ak pH > 7, potom [H + ]< – alkalické prostredie.

6.6. Tlmiace roztoky

Tlmiace roztoky sú roztoky, ktoré majú určitú koncentráciu vodíkových iónov. pH týchto roztokov sa pri zriedení nemení a mení sa len málo, keď sa pridajú malé množstvá kyselín a zásad.

I. Roztok slabej kyseliny HA, koncentrácia – z kyseliny, a jej soli so silnou zásadou BA, koncentrácia – zo soli. Napríklad acetátový pufor je roztok kyseliny octovej a octanu sodného: CH3COOH + CHgCOONa.

pH = pK kyslé + log (soľ/s kyslé).

II. Roztok slabej zásady BOH, koncentrácia - zo zásady, a jej soli so silnou kyselinou BA, koncentrácia - zo soli. Napríklad čpavkový pufor je roztok hydroxidu amónneho a chloridu amónneho NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 – рК zásadité – log(so soľou/so zásadou).

6.7. Hydrolýza solí

Hydrolýza solí– interakcia iónov solí s vodou za vzniku slabého elektrolytu.

Príklady reakčných rovníc hydrolýzy.

I. Soľ je tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou:

Na2C03 + H20 - NaHC03 + NaOH

2Na + + CO3 2- + H20 - 2Na + + HC03? +Oh?

C032- + H20 - HC03? + OH?, pH > 7, alkalické prostredie.

V druhom stupni k hydrolýze prakticky nedochádza.

II. Soľ je tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou:

AlCl3 + H20 - (AlOH)Cl2 + HCl

Al 3+ + 3Cl? + H20 - AlOH2+ + 2Cl? + H++ Cl?

Al3+ + H20 - AlOH2+ + H+, pH< 7.

V druhom stupni sa hydrolýza vyskytuje menej a v treťom stupni prakticky žiadna hydrolýza.

III. Soľ je tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou:

K++ N03? + H20? žiadna hydrolýza, pH? 7.

IV. Soľ je tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou:

CH3COONH4 + H20 - CH3COOH + NH4OH

CH 3 COO? + NH4+ + H20 - CH3COOH + NH4OH, pH = 7.

V niektorých prípadoch, keď je soľ tvorená veľmi slabými zásadami a kyselinami, dochádza k úplnej hydrolýze. V tabuľke rozpustnosti pre takéto soli je symbol „rozložený vodou“:

Al2S3 + 6H20 = 2Al(OH)3v + 3H2S^

Pri výmenných reakciách by sa mala brať do úvahy možnosť úplnej hydrolýzy:

Al2(S04)3 + 3Na2C03 + 3H20 = 2Al(OH)3v + 3Na2S04 + 3C02 ^

Stupeň hydrolýzyh – pomer koncentrácie hydrolyzovaných molekúl k celkovej koncentrácii rozpustených molekúl.

Pre soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou:

= chрOH = – log, рН = 14 – рOH.

Z výrazu vyplýva, že stupeň hydrolýzy h(t.j. hydrolýza) zvyšuje:

a) so zvyšujúcou sa teplotou, keď K(H 2 O) rastie;

b) so znížením disociácie kyseliny tvoriacej soľ: čím slabšia kyselina, tým väčšia hydrolýza;

c) s riedením: čím menšie c, tým väčšia hydrolýza.

Pre soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou

[H+]= ch pH = – log.

Pre soli tvorené slabou zásadou a slabou kyselinou

6.8. Protolytická teória kyselín a zásad

Protolýza– proces prenosu protónov.

Protolity– kyseliny a zásady, ktoré darujú a prijímajú protóny.

Kyselina– molekula alebo ión schopný darovať protón. Každá kyselina má zodpovedajúcu konjugovanú zásadu. Sila kyselín je charakterizovaná kyslou konštantou K k.

H2C03 + H20 - H30 + + HC03?

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H20 - 2+ + H30+

K k = 9 ? 10 -6

Základňa– molekula alebo ión, ktorý môže prijať protón. Každá báza má zodpovedajúcu konjugovanú kyselinu. Pevnosť báz je charakterizovaná bázovou konštantou K 0.

NH3? H20 (H20) - NH4+ + OH?

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolyty– protolity schopné uvoľňovať a získavať protón.

HCO3? + H20 - H3O + + CO3 2-

HCO3? - kyselina.

HCO3? + H20 - H2C03 + OH?

HCO3? – základ.

Pre vodu: H20+ H20 - H30 + + OH?

K(H20) = [H30+] = 10-14 a pH = – log.

Konštanty K k A K 0 pre konjugované kyseliny a zásady sú spojené.

HA + H20 - H30 + + A?,

A? + H20 - HA + OH?,

7. Konštanta rozpustnosti. Rozpustnosť

V systéme pozostávajúcom z roztoku a zrazeniny prebiehajú dva procesy - rozpúšťanie zrazeniny a zrážanie. Rovnosť rýchlostí týchto dvoch procesov je podmienkou rovnováhy.

Nasýtený roztok– roztok, ktorý je v rovnováhe so zrazeninou.

Zákon o pôsobení hmoty aplikovaný na rovnováhu medzi zrazeninou a roztokom dáva:

Keďže = konšt.,

TO = Ks(AgCl) = .

IN všeobecný pohľad máme:

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

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

Konštantná rozpustnosťK s(alebo súčin rozpustnosti PR) - súčin koncentrácií iónov v nasýtenom roztoku slabo rozpustného elektrolytu - je konštantná hodnota a závisí len od teploty.

Rozpustnosť ťažko rozpustnej látky s možno vyjadriť v móloch na liter. Podľa veľkosti s látky možno rozdeliť na slabo rozpustné – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l a je vysoko rozpustný s>10-2 mol/l.

Rozpustnosť zlúčenín súvisí s ich produktom rozpustnosti.

Podmienka pre vyzrážanie a rozpúšťanie sedimentu

V prípade AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

K s= :

a) podmienka rovnováhy medzi zrazeninou a roztokom: = Ks.

b) podmienka uloženia: > Ks; počas precipitácie koncentrácie iónov klesajú, kým sa nevytvorí rovnováha;

c) podmienka pre rozpustenie zrazeniny alebo existenciu nasýteného roztoku:< Ks; Keď sa zrazenina rozpúšťa, koncentrácia iónov sa zvyšuje, kým sa nevytvorí rovnováha.

8. Koordinačné zlúčeniny

Koordinačné (komplexné) zlúčeniny sú zlúčeniny s väzbou donor-akceptor.

Pre K 3:

ióny vonkajšej sféry – 3K +,

vnútorný sférický ión – 3-,

komplexotvorné činidlo – Fe 3+,

ligandy – 6CN?, ich zubatosť – 1,

koordinačné číslo - 6.

Príklady komplexotvorných činidiel: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ atď.

Príklady ligandov: polárne molekuly H 2 O, NH 3, CO a anióny CNa, Cl2, OH? atď.

Koordinačné čísla: zvyčajne 4 alebo 6, menej často 2, 3 atď.

Nomenklatúra. Najprv sa nazýva anión nominatívnom prípade), potom katión (in genitív). Názvy niektorých ligandov: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? – kyano, Cl? – chlór, OH? - hydroxo. Názvy koordinačných čísel: 2 – di, 3 – tri, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Oxidačný stav komplexotvorného činidla je uvedený:

Cl-chlorid diaminstrieborný(I);

SO 4 – tetrammín síran meďnatý;

K 3 – hexakyanoželezitan draselný (III).

Chemický spojenie.

Teória valenčných väzieb predpokladá hybridizáciu orbitálov centrálneho atómu. Umiestnenie výsledných hybridných orbitálov určuje geometriu komplexov.

Diamagnetický komplexný ión Fe(CN) 6 4-.

Kyanidový ión – donor

Ión železa Fe 2+ – akceptor – má vzorec 3d 6 4s 0 4p 0. Berúc do úvahy diamagnetickú povahu komplexu (všetky elektróny sú spárované) a koordinačné číslo (je potrebných 6 voľných orbitálov), máme d 2 sp 3- hybridizácia:

Komplex je diamagnetický, nízkospinový, intraorbitálny, stabilný (nepoužívajú sa žiadne externé elektróny), oktaedrický ( d 2 sp 3-hybridizácia).

Paramagnetický komplexný ión FeF 6 3-.

Fluoridový ión je donorom.

Ión železa Fe 3+ – akceptor – má vzorec 3d 5 4s 0 4p 0 . Ak vezmeme do úvahy paramagneticitu komplexu (elektróny sú spojené) a koordinačné číslo (potrebných je 6 voľných orbitálov), máme sp 3 d 2- hybridizácia:

Komplex je paramagnetický, vysokospinový, vonkajší orbitálny, nestabilný (používajú sa vonkajšie 4d ​​orbitály), oktaedrický ( sp 3 d 2-hybridizácia).

Disociácia koordinačných zlúčenín.

Koordinačné zlúčeniny v roztoku úplne disociujú na ióny vnútornej a vonkajšej sféry.

N03 > Ag(NH3)2 + + N03 ?, ? = 1.

Ióny vnútornej gule, t. j. komplexné ióny, disociujú na kovové ióny a ligandy, ako slabé elektrolyty, postupne.

Kde K 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 sa nazývajú konštanty nestability a charakterizujte disociáciu komplexov: čím nižšia je konštanta nestability, tým menej komplex disociuje, tým je stabilnejší.

Rozhodnutie o potrebe údržby takéhoto notebooku neprišlo okamžite, ale postupne, s hromadením pracovných skúseností.

Na začiatku to bolo miesto na konci pracovný zošit– niekoľko strán na zaznamenanie najdôležitejších definícií. Potom tam boli umiestnené najdôležitejšie stoly. Potom prišlo zistenie, že väčšina študentov na to, aby sa naučila riešiť problémy, potrebuje prísne algoritmické inštrukcie, ktorým musia v prvom rade porozumieť a zapamätať si ich.

Vtedy prišlo rozhodnutie ponechať si okrem pracovného zošita aj ďalší povinný zošit z chémie – chemický slovník. Na rozdiel od pracovných zošitov, ktoré môžu byť aj dva v jednom školský rok, slovník je jeden zošit pre celý kurz chémie. Najlepšie je, ak má tento zápisník 48 listov a odolný obal.

Učivo v tomto zošite usporiadame nasledovne: na začiatku - najdôležitejšie definície, ktoré si deti skopírujú z učebnice alebo zapíšu pod diktát učiteľa. Napríklad na prvej hodine v 8. ročníku je to definícia predmetu „chémia“, pojem „chemické reakcie“. Počas školského roka v 8. ročníku sa ich nazbiera viac ako tridsať. V niektorých lekciách robím prieskumy o týchto definíciách. Napríklad ústna otázka v reťazci, keď jeden študent položí otázku druhému, ak odpovedal správne, potom už kladie ďalšiu otázku; alebo, keď jednému študentovi kladú otázky iní študenti, ak nevie odpovedať, odpovedajú si sami. V organickej chémii sú to hlavne definície tried organickej hmoty a hlavné pojmy, napríklad „homológy“, „izoméry“ atď.

Na konci našej referenčnej knihy je materiál prezentovaný vo forme tabuliek a diagramov. Na poslednej strane je úplne prvá tabuľka „Chemické prvky. Chemické znaky." Potom tabuľky „Valencia“, „Kyseliny“, „Indikátory“, „Elektrochemické série kovových napätí“, „Série elektronegativity“.

Osobitne by som sa chcel venovať obsahu tabuľky „Zhoda kyselín s oxidmi kyselín“:

Korešpondencia kyselín s oxidmi kyselín
Oxid kyseliny		Kyselina
názov	Vzorec	názov	Vzorec	Kyslý zvyšok, valencia
oxid uhoľnatý	CO2	uhlia	H2CO3	CO3(II)
oxid sírový	TAK 2	sírový	H2SO3	SO3(II)
oxid sírový	TAK 3	sírový	H2SO4	SO 4 (II)
oxid kremičitý	Si02	kremík	H2Si03	SiO3(II)
oxid dusnatý (V)	N205	dusíka	HNO3	NO3 (ja)
oxid fosforečný	P2O5	fosfor	H3PO4	PO 4 (III)

Bez pochopenia a zapamätania si tejto tabuľky je pre žiakov 8. ročníka ťažké zostaviť reakčné rovnice kyslých oxidov s alkáliami.

Pri štúdiu teórie elektrolytickej disociácie si na konci zošita zapisujeme schémy a pravidlá.

Pravidlá pre zostavovanie iónových rovníc:

1. Vzorce silných elektrolytov rozpustných vo vode sú napísané vo forme iónov.

2. Vzorce jednoduchých látok, oxidov, slabých elektrolytov a všetkých nerozpustných látok sú napísané v molekulárnej forme.

3. Vzorce slabo rozpustných látok na ľavej strane rovnice sú napísané v iónovej forme, vpravo - v molekulárnej forme.

Pri štúdiu organickej chémie zapisujeme do slovníka všeobecné tabuľky o uhľovodíkoch, triedach látok obsahujúcich kyslík a dusík a diagramy genetických spojení.

Fyzikálne veličiny
Označenie	názov	Jednotky	Vzorce
	množstvo hmoty	Krtko	= N/NA; = m/M; V / V m (pre plyny)
N A	Avogadrova konštanta	molekuly, atómy a iné častice	N A = 6,02 10 23
N	počet častíc	molekuly, atómy a iné častice	N = N A
M	molárna hmota	g/mol, kg/kmol	M = m/; /M/ = M r
m	hmotnosť	g, kg	m = M; m = V
Vm	molárny objem plynu	l/mol, m3/kmol	Vm = 22,4 l / mol = 22,4 m 3 / kmol
V	objem	l, m3	V = Vm (pre plyny);
	hustota	g/ml;	= m/V; M / V m (pre plyny)

Počas 25-ročného obdobia vyučovania chémie v škole som musel pracovať s rôznymi programami a učebnicami. Zároveň bolo vždy prekvapujúce, že prakticky žiadna učebnica neučí, ako riešiť problémy. Na začiatku štúdia chémie, na systematizáciu a upevnenie vedomostí v slovníku, sme so študentmi zostavili tabuľku „Fyzikálne veličiny“ s novými veličinami:

Pri výučbe študentov, ako riešiť výpočtové úlohy, je to veľmi veľký význam Dávam to algoritmom. Domnievam sa, že prísne pokyny pre postupnosť akcií umožňujú slabému študentovi pochopiť riešenie problémov určitého typu. Pre silných študentov je to príležitosť dosiahnuť tvorivú úroveň v ďalšom chemickom vzdelávaní a sebavzdelávaní, pretože najprv musíte s istotou ovládať relatívne malý počet štandardných techník. Na základe toho schopnosť ich správne aplikovať v rôznych fázach riešenia viac komplexné úlohy. Preto som zostavil algoritmy na riešenie výpočtových úloh pre všetky typy úloh školského kurzu a pre voliteľné triedy.

Uvediem príklady niektorých z nich.

Algoritmus na riešenie problémov pomocou chemických rovníc.

1. Stručne zapíšte podmienky úlohy a zostavte chemickú rovnicu.

2. Nad vzorce v chemickej rovnici napíšte údaje o úlohe a pod vzorce napíšte počet mólov (určený koeficientom).

3. Pomocou vzorcov nájdite látkové množstvo, ktorého hmotnosť alebo objem je uvedený v probléme:

M/M; = V / V m (pre plyny V m = 22,4 l / mol).

Výsledné číslo zapíšte nad vzorec v rovnici.

4. Nájdite množstvo látky, ktorej hmotnosť alebo objem nie je známy. Na to uvažujte podľa rovnice: porovnajte počet mólov podľa stavu s počtom mólov podľa rovnice. Ak je to potrebné, urobte pomer.

5. Nájdite hmotnosť alebo objem pomocou vzorcov: m = M; V = Vm.

Tento algoritmus je základom, ktorý si musí študent osvojiť, aby v budúcnosti vedel riešiť úlohy pomocou rovníc s rôznymi komplikáciami.

Problémy s nadbytkom a nedostatkom.

Ak sú v problémových podmienkach súčasne známe množstvá, hmotnosti alebo objemy dvoch reagujúcich látok, potom ide o problém s nadbytkom a nedostatkom.

Pri jeho riešení:

1. Pomocou vzorcov musíte nájsť množstvá dvoch reagujúcich látok:

M/M; = V/V m.

2. Výsledné počty mólov napíšte nad rovnicu. Porovnaním s počtom mólov podľa rovnice urobte záver o tom, ktorá látka je daná v nedostatku.

3. Na základe nedostatku vykonajte ďalšie výpočty.

Problémy s podielom výťažku reakčného produktu prakticky získaného z teoreticky možného.

Pomocou reakčných rovníc sa vykonajú teoretické výpočty a zistia sa teoretické údaje pre reakčný produkt: teor. , m teor. alebo V teória. . Pri uskutočňovaní reakcií v laboratóriu alebo v priemysle dochádza k stratám, takže získané praktické údaje sú praktické. ,

m prax. alebo V praktické. vždy menej ako teoreticky vypočítané údaje. Podiel na výnose je označený písmenom (eta) a vypočíta sa pomocou vzorcov:

(toto) = praktické. / teória = m prakt. / m teor. = V praktické / V teória.

Vyjadruje sa ako zlomok jednotky alebo ako percento. Možno rozlíšiť tri typy úloh:

Ak sú vo vyhlásení o probléme známe údaje o východiskovej látke a zlomku výťažku reakčného produktu, potom musíte nájsť praktické riešenie. , m praktický alebo V praktické. reakčný produkt.

Postup riešenia:

1. Vykonajte výpočet pomocou rovnice na základe údajov pre východiskovú látku, nájdite teóriu. , m teor. alebo V teória. reakčný produkt;

2. Nájdite hmotnosť alebo objem prakticky získaného reakčného produktu pomocou vzorcov:

m prax. = m teoretická ; V praktické = V teória. ; prax. = teoretický .

Ak sú vo vyhlásení o probléme známe údaje pre východiskovú látku a prax. , m praktický alebo V praktické. výsledný produkt a musíte nájsť frakciu výťažku reakčného produktu.

Postup riešenia:

1. Vypočítajte pomocou rovnice na základe údajov pre východiskovú látku, nájdite

teor. , m teor. alebo V teória. reakčný produkt.

2. Nájdite frakciu výťažku reakčného produktu pomocou vzorcov:

Prax. / teória = m prakt. / m teor. = V praktické /V teória.

Ak sú v problémových podmienkach známe praktické podmienky. , m praktický alebo V praktické. výsledný reakčný produkt a jeho výťažkový podiel, pričom potrebujete nájsť údaje pre východiskovú látku.

Postup riešenia:

1. Nájdi teóriu, m teória. alebo V teória. reakčný produkt podľa vzorcov:

teor. = praktický / ; m teor. = m prakt. / ; V teória. = V praktické / .

2. Vykonajte výpočty pomocou rovnice založenej na teórii. , m teor. alebo V teória. produkt reakcie a nájdite údaje pre východiskovú látku.

Samozrejme, tieto tri typy problémov zvažujeme postupne a precvičujeme si zručnosti riešenia každého z nich na príklade množstva problémov.

Problémy so zmesami a nečistotami.

Čistá látka je tá, ktorá je v zmesi viac zastúpená, zvyšok tvoria nečistoty. Označenie: hmotnosť zmesi – m cm, hmotnosť čistej látky – m p.h., hmotnosť nečistôt – cca m. , hmotnostný podiel čistej látky - p.h.

Hmotnostný podiel čistej látky sa zistí pomocou vzorca: p.h. = m h.v. / m cm, vyjadruje sa ako zlomok jednotky alebo ako percento. Rozlišujme 2 typy úloh.

Ak je v probléme uvedený hmotnostný zlomok čistej látky alebo hmotnostný podiel nečistôt, potom je uvedená hmotnosť zmesi. Slovo „technický“ tiež znamená prítomnosť zmesi.

Postup riešenia:

1. Nájdite hmotnosť čistej látky pomocou vzorca: m h.v. = h.v. m cm

Ak je uvedený hmotnostný podiel nečistôt, potom musíte najskôr nájsť hmotnostný podiel čistej látky: p.h. = 1 - cca.

2. Na základe hmotnosti čistej látky vykonajte ďalšie výpočty pomocou rovnice.

Ak problémové vyhlásenie udáva hmotnosť počiatočnej zmesi a n, m alebo V reakčného produktu, potom musíte nájsť hmotnostný podiel čistej látky v počiatočnej zmesi alebo hmotnostný podiel nečistôt v nej.

Postup riešenia:

1. Vypočítajte pomocou rovnice na základe údajov pre reakčný produkt a nájdite n p.v. a m h.v.

2. Nájdite hmotnostný zlomok čistej látky v zmesi pomocou vzorca: p.h. = m h.v. / m pozri a hmotnostný podiel nečistôt: cca. = 1 - h.v

Zákon objemových vzťahov plynov.

Objemy plynov súvisia rovnakým spôsobom ako ich množstvá látok:

V1/V2 = 1/2

Tento zákon sa používa pri riešení úloh pomocou rovníc, v ktorých je daný objem plynu a potrebujete nájsť objem iného plynu.

Objemový podiel plynu v zmesi.

Vg / Vcm, kde (phi) je objemový podiel plynu.

Vg – objem plynu, Vcm – objem zmesi plynov.

Ak problémové vyhlásenie udáva objemový zlomok plynu a objem zmesi, potom musíte najskôr nájsť objem plynu: Vg = Vcm.

Objem plynnej zmesi sa zistí pomocou vzorca: Vcm = Vg /.

Objem vzduchu vynaloženého na spaľovanie látky sa zistí prostredníctvom objemu kyslíka, ktorý sa nachádza v rovnici:

Vair = V(02)/0,21

Odvodenie vzorcov organických látok pomocou všeobecných vzorcov.

Organické látky tvoria homologické série, ktoré majú všeobecné vzorce. Toto povoľuje:

1. Vyjadrite relatívnu molekulovú hmotnosť ako číslo n.

Mr (CnH2n + 2) = 12 n + 1 (2n + 2) = 14n + 2.

2. Prirovnajte M r, vyjadrené prostredníctvom n, k skutočnému M r a nájdite n.

3. Zostavte reakčné rovnice vo všeobecnej forme a urobte na nich výpočty.

Odvodzovacie vzorce látok na báze produktov spaľovania.

1. Analyzujte zloženie splodín horenia a urobte záver o kvalitatívnom zložení spaľovanej látky: H 2 O -> H, CO 2 -> C, SO 2 -> S, P 2 O 5 -> P, Na 2 C03 -> Na, C.

Prítomnosť kyslíka v látke vyžaduje overenie. Označte indexy vo vzorci x, y, z. Napríklad CxHyOz (?).

2. Nájdite množstvo látok v produktoch spaľovania pomocou vzorcov:

n = m/M a n = V/Vm.

3. Nájdite množstvá prvkov obsiahnutých v spálenej látke. Napríklad:

n (C) = n (C02), n (H) = 2 x n (H20), n (Na) = 2 x n (Na2C03), n (C) = n (Na2CO 3) atď.

4. Ak zhorela látka neznámeho zloženia, potom je nevyhnutné skontrolovať, či neobsahuje kyslík. Napríklad CxНyОz (?), m (O) = m in–va – (m (C) + m (H)).

b) ak je známa relatívna hustota: M 1 = D 2 M 2, M = D H2 2, M = D O2 32,

M = D vzduch 29, M = D N2 28, atď.

Metóda 1: nájdite najjednoduchší vzorec látky (pozri predchádzajúci algoritmus) a najjednoduchšiu molárnu hmotnosť. Potom porovnajte skutočnú molárnu hmotnosť s najjednoduchšou a zvýšte indexy vo vzorci o požadovaný počet krát.

Metóda 2: nájdite indexy pomocou vzorca n = (e) Mr / Ar(e).

Ak je hmotnostný zlomok jedného z prvkov neznámy, je potrebné ho nájsť. Ak to chcete urobiť, odčítajte hmotnostný zlomok druhého prvku od 100% alebo od jednotky.

Postupne sa v priebehu štúdia chémie hromadia algoritmy riešenia problémov v chemickom slovníku odlišné typy. A študent vždy vie, kde nájde správny vzorec alebo potrebné informácie na vyriešenie problému.

Mnohí študenti si takýto zápisník radi vedú, sami ho dopĺňajú rôznymi referenčnými materiálmi.

Čo sa týka mimoškolských aktivít, s mojimi študentmi máme aj samostatný zápisník na zapisovanie algoritmov na riešenie problémov, ktoré presahujú rámec školské osnovy. Do toho istého zošita si za každý typ úlohy zapíšeme 1-2 príklady, zvyšok úloh riešia do iného zošita. A ak sa nad tým zamyslíte, medzi tisíckami rôznych problémov, ktoré sa objavujú na skúške z chémie na všetkých univerzitách, môžete identifikovať 25 - 30 rôznych typov problémov. Samozrejme, existuje medzi nimi veľa variácií.

Pri vývoji algoritmov na riešenie problémov vo voliteľných triedach mi veľmi pomohla príručka A.A. Kushnareva. (Učíme sa riešiť úlohy v chémii, - M., Škola - tlač, 1996).

Schopnosť riešiť problémy v chémii je hlavným kritériom pre tvorivé zvládnutie predmetu. Kurz chémie možno efektívne zvládnuť práve prostredníctvom riešenia problémov rôznych úrovní zložitosti.

Ak študent jasne rozumie všetkým možným typom problémov a vyriešil veľké množstvo problémov každého typu, bude schopný zvládnuť skúšku z chémie vo forme jednotnej štátnej skúšky a pri vstupe na univerzity.