Kahe keemilise elemendi ühendite keemiliste valemite koostamine juhtudel, kui iga elemendi kohta on ainult üks stöhhiomeetriline valents.

Toimingu algoritm	Alumiiniumoksiidi keemilise valemi koostamine
Elementide keemiliste sümbolite määramine (ühendi nimetuse järgi).
Elementide aatomite valentsi määramine
Näitab aatomite arvulist suhet ühendis
Valemi koostamine	Al 2 O 3

Vesilahuses ioonidena esinevate ühendite keemiliste valemite koostamine.

Toimingu algoritm	Alumiiniumsulfaadi keemilise valemi koostamine
Ioonide keemiliste valemite määramine (ühendi nimetuse järgi).
Ioonilaengute arvu määramine
Vähima tavalise kordse arvutamine
Lisategurite määratlus
Ioonide arvulise suhte näitamine
Stöhhiomeetriliste indeksite määramine
Valemi koostamine	Al 2 (SO 4 ) 3

Keemiliste valemite kirjutamine

Stöhhiomeetriliste indeksite ja ioonide laengute näitamiseks keemilistes valemites on olemas järgmised reeglid.

1. Kui stöhhiomeetriline indeks viitab aatomite rühmale, pannakse seda rühma tähistavad keemilised sümbolid sulgudesse:

C 3 H 5 (OH) 3 - glütserooli molekul sisaldab 3 hüdroksürühma;

Ca (NO 3) 2 - kaltsiumnitraadi valemiühik sisaldab kaltsiumiioone ja nitraadiioone vahekorras 1:2.

2. Keemilises valemis sisalduva kompleksse polüaatomilise iooni laengu andmed viitavad kogu ioonile:

SO 4 2– - sulfaadi ioon - kahekordse negatiivse laenguga;

NH 4 + - ammooniumiioon - on ühe positiivse laenguga.

3. Keerulise iooni keemiline valem pannakse nurksulgudesse, millele järgneb selle laeng; see koosneb:

– keskse aatomi keemiline sümbol;

– sulgudes ligandi keemiline valem;

– ligandide arvu näitav alaindeks.

4– – heksatsüanoferraat(II)ioon; nelja negatiivse laenguga ioonis on tsentraalse Fe II aatomiga (Fe 2+ raudkatioon) seotud kuus CN - ligandi (tsüaniidioon).

2+, tetraamiin-vase(II) ioon; kahe positiivse laenguga ioonis on tsentraalse vaseaatomiga (Cu 2+ ioon) seotud neli NH 3 ligandi (ammoniaagi molekul).

4. Vee keemiline valem hüdraatides ja kristalsetes hüdraatides on põhiaine keemilisest valemist eraldatud punktiga.

CuSO 4 5H 2 O - vask(II)sulfaatpentahüdraat (vasksulfaat).

Anorgaaniliste ainete klassifikatsioon ja nende omadused

Kõik anorgaanilised ained jagunevad lihtsateks ja keerukateks.

Lihtained jagunevad metallideks, mittemetallideks ja inertgaasideks.

Kõige olulisemad komplekssete anorgaaniliste ainete klassid on: oksiidid, alused, happed, amfoteersed hüdroksiidid, soolad.

oksiidid on kahe elemendi ühendid, millest üks on hapnik. Oksiidide üldvalem:

E m O n

kus on m elemendi E aatomite arv;

n on hapnikuaatomite arv.

Näited oksiididest: K 2 O, CaO, SO 2, P 2 O 5

Vundamendid - Need on keerulised ained, mille molekulid koosnevad metalliaatomist ja ühest või mitmest hüdroksiidrühmast - OH. Aluste üldvalem:

Mina(HE) y

kus oled – hüdroksiidrühmade arv, mis võrdub metalli valentsiga (Me).

Aluste näited: NaOH, Ca (OH) 2, Co (OH) 3

happed - need on komplekssed ained, mis sisaldavad vesinikuaatomeid, mida saab asendada metalliaatomitega.

Hapete üldvalem

H X äss juures

kus Ac on happejääk (inglise keelest, hape – hape);

X – vesinikuaatomite arv, mis on võrdne happejäägi valentsiga.

Hapete näited: HC1, HNO 3, H 2 SO 4, H 3 PO 4

Amfoteersed hüdroksiidid - Need on komplekssed ained, millel on hapete ja aluste omadused. Seetõttu saab amfoteersete hüdroksiidide valemeid kirjutada aluste ja hapete kujul. Amfoteersete hüdroksiidide näited:

Zn (OH) 2 \u003d H 2 ZnO 2

Al(OH)3 = H3AlO3

vormi vorm

happelised alused

soola - need on komplekssed ained, mis on happemolekulide vesinikuaatomite asendamise saadused metalliaatomitega või hüdroksiidirühmade asendamise produktid alusmolekulides happejääkidega. Näiteks:

Tavaliste soolade koostist väljendatakse üldvalemiga:

Mina X (AC) juures

kus x - metalli aatomite arv; juures - happejääkide arv.

Soolade näited: K3PO4; MgS04; Al2(SO)3; FeCl3.

oksiidid

Näiteks: CO - süsinikmonooksiid (II) - (loe: "süsinikmonooksiid kaks"); CO 2 - süsinikoksiid (IV); Fe 2 O 3 - raudoksiid (III).

Kui elemendil on konstantne valents, siis seda oksiidi nimetuses ei näidata. Näiteks: Na 2 O - naatriumoksiid; Al 2 O 3 - alumiiniumoksiid.

Klassifikatsioon

Kõik oksiidid jagunevad soola moodustavateks ja mittesoolavateks (või ükskõikseteks).

Soola mittemoodustavad (ükskõiksed) oksiidid on oksiidid, mis ei moodusta hapete ja alustega interaktsioonis sooli. Neid on vähe. Pidage meeles neli mittesoola moodustavat oksiidi: CO, SiO, N 2 O, NO.

Soola moodustavad oksiidid on oksiidid, mis hapete või alustega reageerides moodustavad soolasid. Näiteks:

Na2O + 2HC1 \u003d 2NaCl + H2O

oksiidhappe sool

Mõned oksiidid ei interakteeru veega, kuid need vastavad hüdroksiididele, mida on võimalik saada kaudselt (kaudselt). Sõltuvalt vastavate hüdroksiidide olemusest jagunevad kõik soola moodustavad oksiidid kolme tüüpi: aluselised, happelised, amfoteersed.

Põhilised oksiidid on oksiidid, mille hüdraadid on alused. Näiteks:

Põhilised oksiidid		Vundamendid

Kõik aluselised oksiidid on metallioksiidid.

Happelised oksiidid on oksiidid, mille hüdraadid on happed. Näiteks:

Happelised oksiidid

Enamik happelisi oksiide on mittemetallide oksiidid. Happeoksiidid on ka teatud metallide kõrge valentsusega oksiidid. Näiteks: ,

Amfoteersed oksiidid on oksiidid, mis vastavad amfoteersetele hüdroksiididele.

Kõik amfoteersed oksiidid on metallioksiidid.

Seega mittemetallid ainult vorm happelised oksiidid; metallid moodustavad kõik peamine, kõik amfoteerne ja mõned happeline oksiidid.

Kõik oksiidid monovalentsed metallid(Na 2 O, K 2 O, Cu 2 O jne) on aluselised. Enamik oksiide kahevalentsed metallid(CaO, BaO, FeO jne) on samuti põhilised. Erandid: BeO, ZnO, PbO, SnO, mis on amfoteersed. Enamik oksiide kolm- ja neljavalentsed metallid on amfoteersed: ,,, jne. Metalloksiidid koos valents V, VI, VII .on happelised: ,,jne.

Muutuva valentsiga metallid võivad moodustada kõiki kolme tüüpi oksiide.

Näiteks: CrO - aluseline oksiid, Cr 2 O 3 - amfoteerne oksiid, CrO 3 - happeoksiid.

Graafilised valemid

Oksiidmolekulis on metalliaatom otseselt seotud hapnikuaatomitega.

Keemiline valem peegeldab aine koostist. Näiteks H 2 O – kaks vesinikuaatomit on ühendatud hapnikuaatomiga. Keemilised valemid sisaldavad ka teatud teavet aine struktuuri kohta: näiteks Fe (OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - need valemid näitavad mõningaid stabiilseid rühmi (OH, SO 4), mis on aine osa - selle molekuli või valemi ühikud.

Molekulaarvalem näitab iga elemendi aatomite arvu molekulis. Molekulaarvalem kirjeldab molekulaarse struktuuriga aineid (gaasid, vedelikud ja mõned tahked ained). Aatom- või ioonstruktuuriga aine koostist saab kirjeldada ainult valemiühikuga.

valemiühik näitab lihtsaimat suhet erinevate elementide aatomite arvu vahel aines. Näiteks benseeni valemiühik on CH, molekulvalem on C6H6.

Struktuurne (graafiline) valem tähistab aatomite liitumise järjekorda molekulis ja valemiühikus ning aatomitevaheliste sidemete arvu.

Valents

Selliste valemite õige kirjaviis põhineb ideel valents(valentia - tugevus) kui antud elemendi aatomi võime kinnituda enda külge teatud arv teisi aatomeid. Kaasaegses keemias käsitletakse kolme tüüpi valentsi: stöhhiomeetriline, elektrooniline ja struktuurne.

Stöhhiomeetriline valents keemiline element - on ekvivalentide arv, mida antud aatom saab enda külge siduda, või on ekvivalentide arv aatomis. Ekvivalendid määratakse seotud või asendatud vesinikuaatomite arvu järgi, seega on stöhhiomeetriline valents võrdne vesinikuaatomite arvuga, millega antud aatom interakteerub. Kuid mitte kõik elemendid ei interakteeru vesinikuga ja peaaegu kõik suhtlevad hapnikuga, nii et stöhhiomeetrilist valentsi saab määratleda kui kaks korda suuremat arvu seotud hapnikuaatomite arvu.

Näiteks väävli stöhhiomeetriline valents vesiniksulfiidis H 2 S on 2, oksiidis SO 2 - 4, oksiidis SO 3 -6.

Elemendi stöhhiomeetrilise valentsi määramisel kahendühendi valemi järgi tuleks juhinduda reeglist: ühe elemendi kõigi aatomite summaarne valents peab olema võrdne teise elemendi kõigi aatomite summaarse valentsiga.

Teades elementide valentsust ja seda reeglit, on võimalik koostada ühendi keemiline valem. Valemite koostamisel tuleks järgida järgmist protseduuri.

1. Kirjutage elektronegatiivsuse kasvavas järjekorras ühendi moodustavate elementide keemilised sümbolid, näiteks:

2. Keemiliste elementide sümbolite kohale märkige nende valents (tavapärane on tähistada rooma numbritega):

I II III I III II

3. Määrake ülaltoodud reegli abil mõlema elemendi (vastavalt 2, 3 ja 6) stöhhiomeetrilist valentsi väljendavate arvude vähim ühiskordne.

4) Jagades vähima ühiskordse vastava elemendi valentsiga, leidke ühendite valemis aatomite arv:

I II III I III II

K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3

Näide 15 Kirjutage klooroksiidi valem, teades, et selles sisalduv kloor on seitsmevalentne ja hapnik kahevalentne.

Lahendus. Leiame arvude 2 ja 7 väikseima kordse - see on võrdne 14-ga. Jagades vähima ühiskordse vastava elemendi stöhhiomeetrilise valentsiga, leiame aatomite arvu: kloor 14 : 7=2, hapnik 14 : 2=7. Seega on oksiidi valem Cl 2 O 7.

Oksüdatsiooni olek iseloomustab ka aine koostist ja võrdub stöhhiomeetrilise valentsiga plussmärgiga (metalli või elektropositiivsema elemendi puhul molekulis) või miinusmärgiga.

1. Lihtainetes on elementide oksüdatsiooniaste null.

2. Fluori oksüdatsiooniaste kõigis ühendites on -1. Ülejäänud halogeenid (kloor, broom, jood) koos metallide, vesiniku ja muude elektropositiivsemate elementidega on samuti oksüdatsiooniastmega -1, kuid kombinatsioonis elektronegatiivsemate elementidega on neil positiivne oksüdatsiooniaste.

3. Ühendites sisalduva hapniku oksüdatsiooniaste on -2; erandiks on vesinikperoksiid H 2 O 2 ja selle derivaadid (Na 2 O 2, BaO 2 jne, milles hapniku oksüdatsiooniaste on -1, samuti hapniku fluoriid OF 2, milles hapniku oksüdatsiooniaste on on +2.

4. Aluseliste elementide (Li, Na, K jne) ja perioodilise süsteemi teise rühma põhialarühma elementide (Be, Mg, Ca jne) oksüdatsiooniaste on alati võrdne rühma numbriga, et on vastavalt +1 ja +2 .

5. Kõigil kolmanda rühma elementidel, välja arvatud talliumil, on konstantne oksüdatsiooniaste, mis on võrdne rühma numbriga, s.o. +3.

6. Elemendi kõrgeim oksüdatsiooniaste on võrdne Perioodilise süsteemi rühmanumbriga ja madalaim erinevus: rühma number on 8. Näiteks lämmastiku kõrgeim oksüdatsiooniaste (asub viiendas rühmas) on +5 (lämmastikhappes ja selle soolades) ja madalaim on -3 (ammooniumi- ja ammooniumisoolades).

7. Ühendis olevate elementide oksüdatsiooniastmed kompenseerivad üksteist nii, et nende summa kõigi molekuli või neutraalse valemiühiku aatomite kohta on null ja iooni puhul - selle laeng.

Neid reegleid saab kasutada ühendis oleva elemendi tundmatu oksüdatsiooniastme määramiseks, kui ülejäänud oksüdatsiooniastmed on teada, ja mitmeelemendiliste ühendite formuleerimiseks.

Näide 16 Määrake kroomi oksüdatsiooniaste K 2 CrO 4 soolas ja Cr 2 O 7 2 - ioonis.

Lahendus. Kaaliumi oksüdatsiooniaste on +1 (reegel 4) ja hapniku -2 (reegel 3). Kroomi oksüdatsiooniastet tähistatakse X-ga. Valemühiku K 2 CrO 4 jaoks on meil:

2∙(+1) + X + 4∙(-2) = 0,

seetõttu on kroomi oksüdatsiooniaste X = +6.

Iooni Cr 2 O 7 2 jaoks on meil: 2∙X + 7∙(-2) = -2, X = +6.

Näeme, et kroomi oksüdatsiooniaste on mõlemal juhul sama.

Näide 17. Määrake fosfori oksüdatsiooniaste ühendites P 2 O 3 ja PH 3.

Lahendus. P 2 O 3 ühendis on hapniku oksüdatsiooniaste -2. Lähtudes sellest, et molekuli oksüdatsiooniastmete algebraline summa peaks olema võrdne nulliga, leiame fosfori oksüdatsiooniastme: 2∙X + 3∙(-2) = 0, järelikult X = +3.

PH 3 ühendis on vesiniku oksüdatsiooniaste +1, seega X + 3 ∙ (+1) \u003d 0, X \u003d -3.

Näide 18. Kirjutage oksiidide valemid, mida on võimalik saada järgmiste hüdroksiidide (aluste ja hapete) termilisel lagunemisel: Fe(OH) 3, Cu(OH) 2, H 2 SiO 3, H 3 AsO 4, H 2 WO 4.

Lahendus. Fe (OH) 3 - hüdroksiidiooni laeng on -1, seetõttu on raua oksüdatsiooniaste +3 ja vastava oksiidi valem on Fe 2 O 3.

Cu (OH) 2 - kuna on kaks hüdroksiidiooni, mille kogulaeng on -2, siis vase oksüdatsiooniaste on +2 ja oksiidi valem on CuO.

H2SiO3. Vesiniku oksüdatsiooniaste on +1, hapnikul -2, ränil - X. Algebraline võrrand: 2 ∙ (+1) + X + 3 ∙ (-2) \u003d 0. X \u003d +4. Oksiidvalem on SiO 2.

H 3 AsO 4 - arseeni oksüdatsiooniaste happes arvutatakse võrrandiga:

3 . (+1) + X + 4 (-2) = 0; X = +5.

Seega on oksiidi valem As 2 O 5.

H2WO4. Volframi oksüdatsiooniaste samamoodi arvutatuna (kontrollige!) on +6. Seetõttu on vastava oksiidi valem WO 3 .

Keemilised elemendid jagunevad konstantse ja muutuva valentsiga elementideks; vastavalt sellele on esimestel mis tahes ühendites konstantne oksüdatsiooniaste ja viimastel erinev, mis sõltub ühendi koostisest /

Mõelge, kuidas kasutades perioodilist süsteemi D.I. Mendelejevi järgi on võimalik määrata elementide oksüdatsiooniastmeid.

Elementide stabiilsete oksüdatsiooniastmete jaoks peamised alarühmad täheldatakse järgmisi seaduspärasusi.

1. Rühmade I-III elementidel on ainsad oksüdatsiooniastmed – positiivsed ja suurusjärgus võrdsed rühmade arvuga, välja arvatud tallium, mille oksüdatsiooniastmed on +1 ja +3.

2. IV-VI rühmade elementide puhul on lisaks maksimaalsele positiivsele oksüdatsiooniastmele, mis vastab rühma numbrile, ja negatiivsele, mis on võrdne arvu 8 ja rühma numbri erinevusega, ka vahepealsed oksüdatsiooniastmed, mis erinevad tavaliselt 2 ühikut. IV rühma oksüdatsiooniastmed on +4, +2, -4, -2; V rühmale +5, +3, -3, -1; VI rühmale - +6, +4, -2.

3. VII rühma elementidel on kõik oksüdatsiooniastmed +7 kuni -1, mis erinevad kahe ühiku võrra, s.o. +7, +5, +3, +1 ja -1. Kuid selles rühmas (halogeenid) eraldub fluor, millel pole positiivseid oksüdatsiooniastmeid ja teiste elementidega ühendites on see ainult ühes oksüdatsiooniastmes -1.

Märge. Kloori, broomi ja joodi ebastabiilseid ühendeid on mitu ühtlase oksüdatsiooniastmega +2, +4 ja +6 (ClO, ClO 2, ClO 3 jt).

Elemendid külgmised alarühmad stabiilsete oksüdatsiooniastmete ja rühmaarvu vahel pole lihtsat seost. Sekundaarsete alarühmade elementide kõige levinumate elementide puhul tuleks lihtsalt meeles pidada stabiilseid oksüdatsiooniolekuid. Nende elementide hulka kuuluvad: kroom Cr (+3 ja +6), mangaan Mn (+7, +6, +4 ja +2), raud Fe, koobalt Co ja nikkel Ni (+3 ja +2), vask Cu ( + 2 ja +1), hõbe Ag (+1), kuld Au (+3 ja +1), tsink Zn ja kaadmium Cd (+2), elavhõbe Hg (+2 ja +1).

Kolme- ja mitmeelemendiliste ühendite valemite koostamiseks on vaja teada kõigi elementide oksüdatsiooniastmeid. Sel juhul määratakse elemendi aatomite arv valemis tingimusest, et kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on võrdne nulliga (valemiühikus) või laenguga (ioonis). Näiteks kui on teada, et valemiühikus on K, Cr ja O aatomid, mille oksüdatsiooniaste on vastavalt +1, +6 ja -2, siis on see tingimus täidetud valemitega K 2 CrO 4, K 2 Cr 2 O 7, K 2 Cr 3 O 10 ja paljud teised; sarnaselt sellele -2 laenguga ioonile, mis sisaldab Cr +6 ja O - 2, on valemid CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 -, Cr 4 O 13 2 - jne. vastavad.

Elektrooniline valents element on võrdne selle elemendi aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arvuga.

Enamikus ühendites on elementide elektrooniline valents võrdne stöhhiomeetrilisega. Kuid on palju erandeid. Näiteks vesinikperoksiidis H 2 O 2 on hapniku stöhhiomeetriline valents üks (üks vesinikuaatom hapnikuaatomi kohta) ja elektrooniline on kaks, mis tuleneb struktuurivalemist, mis näitab aatomite keemilisi sidemeid: H –O–O–H. Stöhhiomeetriliste ja elektrooniliste valentside väärtuste lahknevus on sel juhul seletatav asjaoluga, et hapnikuaatomid on seotud mitte ainult vesinikuaatomitega, vaid ka üksteisega.

Seega on keemilisi ühendeid, mille stöhhiomeetriline ja elektrooniline valents ei ühti. Nende hulka kuuluvad näiteks kompleksühendid.

Struktuurne (koordinatsiooni) valents, või koordinatsiooninumbri määrab naaberaatomite arv. Näiteks SO3 molekulis on väävlil 3 naaberhapniku aatomit ning struktuurne valents ja koordinatsiooniarv 3, stöhhiomeetriline valents aga 6.

Elektroonilistest ja koordinatsioonivalentsidest on täpsemalt juttu peatükkides "Keemiline side" ja "Kompleksühendid".

Märksõnad: Keemia 8. klass. Kõik valemid ja definitsioonid, füüsikaliste suuruste tähised, mõõtühikud, eesliited mõõtühikute tähistamiseks, ühikutevahelised seosed, keemilised valemid, põhimõisted, lühidalt, tabelid, diagrammid.

1. Sümbolid, nimetused ja mõõtühikud
mõned keemias kasutatavad füüsikalised suurused

Füüsiline kogus	Määramine	mõõtühik
Aeg	t	Koos
Surve	lk	Pa, kPa
Aine kogus	ν	sünnimärk
Aine mass	m	kg, g
Massiosa	ω	Mõõtmeteta
Molaarmass	M	kg/mol, g/mol
Molaarne maht	V n	m 3 / mol, l / mol
Aine maht	V	m 3, l
Mahuosa		Mõõtmeteta
Suhteline aatommass	A r	Mõõtmeteta
	Härra	Mõõtmeteta
Gaasi A suhteline tihedus gaasi B suhtes	D B (A)	Mõõtmeteta
Aine tihedus	R	kg / m 3, g / cm 3, g / ml
Avogadro konstant	N A	1/mol
Absoluutne temperatuur	T	K (Kelvin)
Celsiuse temperatuur	t	°С (Celsiuse kraadid)
Keemilise reaktsiooni termiline mõju	K	kJ/mol

2. Seosed füüsikaliste suuruste ühikute vahel

3. Keemilised valemid 8. klassis

4. Põhimõisted 8. klassis

• Atom- aine väikseim keemiliselt jagamatu osake.
• Keemiline element teatud tüüpi aatom.
• Molekul- aine väikseim osake, mis säilitab oma koostise ja keemilised omadused ning koosneb aatomitest.
• Lihtsad ained Ained, mille molekulid koosnevad sama tüüpi aatomitest.
• Komplekssed ained Ained, mille molekulid koosnevad erinevat tüüpi aatomitest.
• Aine kvalitatiivne koostis näitab, millistest aatomitest see koosneb.
• Aine kvantitatiivne koostis näitab iga elemendi aatomite arvu selle koostises.
• Keemiline valem- aine kvalitatiivse ja kvantitatiivse koostise tingimuslik registreerimine keemiliste sümbolite ja indeksite abil.
• Aatommassi ühik(amu) - aatomi massi mõõtühik, mis on võrdne 1/12 süsinikuaatomi massiga 12 C.
• sünnimärk- aine kogus, mis sisaldab osakeste arvu, mis on võrdne aatomite arvuga 0,012 kg süsinikus 12 C.
• Avogadro konstant (Na \u003d 6 * 10 23 mol -1) - ühes moolis sisalduvate osakeste arv.
• Aine molaarmass (M ) on 1 mol koguses võetud aine mass.
• Suhteline aatommass element A r - antud elemendi aatomi massi suhe m 0 ja 1/12 süsinikuaatomi massist 12 C.
• Suhteline molekulmass ained M r - antud aine molekuli massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe 12 C. Suhteline molekulmass on võrdne ühendit moodustavate keemiliste elementide suhteliste aatommasside summaga, võttes arvesse selle elemendi aatomite arvu.
• Massiosa keemiline element ω(X) näitab, millise osa aine X suhtelisest molekulmassist moodustab see element.

Aatomi-Molekulaaruuringud
1. On molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga aineid.
2. Molekulide vahel on tühimikud, mille mõõtmed sõltuvad aine agregatsiooniseisundist ja temperatuurist.
3. Molekulid on pidevas liikumises.
4. Molekulid koosnevad aatomitest.
6. Aatomeid iseloomustab teatud mass ja suurus.
Füüsikalistes nähtustes molekulid säilivad, keemilistes nähtustes reeglina hävivad. Aatomid keemilistes nähtustes asetsevad ümber, moodustades uute ainete molekule.

AINE PÜSIKOOSTISE SEADUS
Igal keemiliselt puhtal molekulaarstruktuuriga ainel, olenemata valmistamismeetodist, on konstantne kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis.

VALENTS
Valentsus on keemilise elemendi aatomi omadus kinnitada või asendada teatud arv teise elemendi aatomeid.

KEEMILINE REAKTSIOON
Keemiline reaktsioon on protsess, mille käigus ühest ainest moodustub teine ​​aine. Reaktiivid on ained, mis osalevad keemilises reaktsioonis. Reaktsiooniproduktid on ained, mis tekivad reaktsiooni tulemusena.
Keemiliste reaktsioonide märgid:
1. Soojuse (valguse) eraldumine.
2. Värvimuutus.
3. Lõhna välimus.
4. Sademed.
5. Gaasi vabastamine.

• keemiline võrrand- keemilise reaktsiooni registreerimine keemiliste valemite abil. Näitab, millised ained ja millises koguses reageerivad ning reaktsiooni tulemusena saadakse.

MASSI SÄILTUSSEADUS
Keemilises reaktsioonis osalenud ainete mass on võrdne reaktsiooni tulemusena tekkinud ainete massiga. Keemiliste reaktsioonide tulemusena aatomid ei kao ega ilmu, vaid toimub nende ümberpaigutamine.

Olulisemad anorgaaniliste ainete klassid

Tunni kokkuvõte “Keemia 8. klass. Kõik valemid ja määratlused.

Järgmine teema: "".

Keemia- ainete koostise, struktuuri, omaduste ja muundumiste teadus.

Aatomi-molekulaarne õpetus. Ained koosnevad keemilistest osakestest (molekulid, aatomid, ioonid), millel on keeruline struktuur ja mis koosnevad elementaarosakestest (prootonid, neutronid, elektronid).

Atom- neutraalne osake, mis koosneb positiivsest tuumast ja elektronidest.

Molekul- stabiilne keemiliste sidemetega seotud aatomite rühm.

Keemiline element Aatomitüüp, millel on sama tuumalaeng. Elemendi määramine

kus X on elemendi sümbol, Z- elemendi seerianumber D.I. perioodilises elementide süsteemis. Mendelejev, A- massiarv. Seerianumber Z võrdub aatomituuma laenguga, prootonite arvuga aatomituumas ja elektronide arvuga aatomis. Massiarv A on võrdne aatomis olevate prootonite ja neutronite arvu summaga. Neutronite arv on võrdne erinevusega A-Z

isotoobid Sama elemendi erineva massiarvuga aatomid.

Suhteline aatommass(A r) on loodusliku isotoobi koostisega elemendi aatomi keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massi suhe.

Suhteline molekulmass(M r) - loodusliku isotoobi koostisega aine molekuli keskmise massi ja 1/12 süsiniku isotoobi aatomi massi suhe 12 C.

Aatommassi ühik(a.u.m) - 1/12 osa süsiniku isotoobi 12 C aatomi massist. 1 a.u. m = 1,66? 10-24 aastat

sünnimärk- aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuuriüksusi (aatomeid, molekule, ioone), kui on aatomeid 0,012 kg süsiniku isotoobis 12 C. sünnimärk- 6,02 10 23 struktuuriüksust (aatomeid, molekule, ioone) sisaldava aine kogus.

n = N/N A, kus n- aine kogus (mol), N on osakeste arv, a N A on Avogadro konstant. Aine kogust võib tähistada ka sümboliga v.

Avogadro konstant N A = 6,02 10 23 osakest/mol.

MolaarmassM(g / mol) - aine massi suhe m d) aine kogusele n(mol):

M = m/n, kus: m = M n ja n = m/M.

Gaasi molaarmahtV M(l/mol) – gaasimahu suhe V l) selle gaasi ainekogusele n(mol). Normaalsetes tingimustes V M = 22,4 l/mol.

Tavalised tingimused: temperatuuri t = 0°C või T = 273 K, rõhk p = 1 atm = 760 mm. rt. Art. = 101 325 Pa = 101,325 kPa.

V M = V/n, kus: V = V M n ja n = V/V M.

Tulemuseks on üldine valem:

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

Samaväärne- reaalne või tingimuslik osake, mis interakteerub ühe vesinikuaatomiga või asendab seda või on sellega muul viisil samaväärne.

Molaarmassi ekvivalendid M e- aine massi ja selle aine ekvivalentide arvu suhe: M e = m/n (ekv) .

Laenguvahetusreaktsioonides aineekvivalentide molaarmass

molaarmassiga M võrdne: M e = М/(n ? m).

Redoksreaktsioonides on molaarmassiga aine molaarmassi ekvivalendid M võrdne: M e = M/n(e), kus n(e) on ülekantud elektronide arv.

Ekvivalentide seadus– reagentide 1 ja 2 massid on võrdelised nende ekvivalentide molaarmassidega. m1/m2= M E1 / M E2, või m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2, või n 1 \u003d n 2, kus m 1 ja m2 on kahe aine massid, M E1 ja MUL 2 on ekvivalentide molaarmassid, n 1 ja n 2- nende ainete ekvivalentide arv.

Lahenduste jaoks saab ekvivalentide seaduse kirjutada järgmisel kujul:

c E1 V 1 = c E2 V 2, kus E1-ga, E2-ga, V 1-ga ja V 2- nende kahe aine ekvivalentide molaarsed kontsentratsioonid ja lahuse mahud.

Kombineeritud gaasiseadus: pV = nRT, kus lk- rõhk (Pa, kPa), V- maht (m 3, l), n- gaasilise aine kogus (mol), T- temperatuur (K), T(K) = t(°C) + 273, R- pidev, R= 8,314 J / (K? mol), samas kui J = Pa m 3 \u003d kPa l.

2. Aatomi ehitus ja perioodilisusseadus

Laine-osakeste duaalsus mateeria - idee, et igal objektil võivad olla nii lainelised kui ka korpuskulaarsed omadused. Louis de Broglie pakkus välja valemi, mis ühendab objektide laine- ja osakeste omadused: ? = h/(mV), kus h on Plancki konstant, ? on lainepikkus, mis vastab igale massiga kehale m ja kiirust v. Kuigi laineomadused on olemas kõikidel objektidel, saab neid jälgida ainult nende mikroobjektide puhul, mille mass on suurusjärgus aatomi ja elektroni massist.

Heisenbergi määramatuse põhimõte: ?(mV x) ?x > h/2n või ?V x ?x > h/(2?m), kus m on osakese mass, x on selle koordinaat Vx- kiirus suunas x, ?– määramatus, määramisviga. Määramatuse printsiip tähendab, et selle asukohta (koordinaati) ei ole võimalik üheaegselt täpsustada x) ja kiirust (Vx) osakesed.

Väikese massiga osakesed (aatomid, tuumad, elektronid, molekulid) ei ole Newtoni mehaanika mõistes osakesed ja neid ei saa klassikalise füüsikaga uurida. Neid uurib kvantfüüsika.

Peamine kvantarvn võtab väärtused 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7, mis vastavad elektroonilistele tasemetele (kihtidele) K, L, M, N, O, P ja Q.

Tase- ruum, kus asuvad sama arvuga elektronid n. Erineva tasandi elektronid on ruumiliselt ja energeetiliselt üksteisest eraldatud, kuna arv n määrab elektronide energia E(rohkem n, rohkem E) ja vahemaa R elektronide ja tuuma vahel (seda enam n, rohkem R).

Orbitaal- (külg-, asimuut-) kvantarvl võtab väärtused olenevalt arvust n:l= 0, 1,…(n- üks). Näiteks kui n= 2, siis l = 0,1; kui n= 3, siis l = 0, 1, 2. Arv l iseloomustab alamtasandit (alamkihti).

alamtasand- ruum, kus elektronid asuvad kindlaga n ja l. Selle taseme alamtasemed määratakse sõltuvalt arvust l:s- kui l = 0, lk- kui l = 1, d- kui l = 2, f- kui l = 3. Antud aatomi alamtasemed määratakse sõltuvalt numbritest n ja l, nt: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) jne. Antud tasandi alamtasanditel on erinev energia (seda enam l, rohkem E): E s< E < Е А < … ja nende alamtasandite moodustavate orbitaalide erinevad kujud: s-orbitaalil on kuuli kuju, lk-orbitaalil on hantli kuju jne.

Magnetiline kvantarvm 1 iseloomustab orbiidi magnetmomendi orientatsiooni, mis on võrdne l, ruumis välise magnetvälja suhtes ja võtab väärtused: – l,…-1, 0, 1,…l, ehk kokku (2l + 1) väärtus. Näiteks kui l = 2, siis m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitaalne(osa alamtasandist) - ruum, kus elektronid asuvad (mitte rohkem kui kaks) kindlaga n, l, m 1. Alamtase sisaldab 2l+1 orbitaal. Näiteks, d– alamtasand sisaldab viit d-orbitaali. Sama alamtaseme orbitaalid, millel on erinevad numbrid m 1, on sama energiaga.

Magnetiline pöörlemisnumberPrl iseloomustab elektroni sisemise magnetmomendi s, mis on võrdne?, orientatsiooni välise magnetvälja suhtes ja võtab kaks väärtust: +? ja _ ?.

Aatomi elektronid hõivavad tasemeid, alamtasemeid ja orbitaale vastavalt järgmistele reeglitele.

Pauli reegel: Kahel elektronil ühes aatomis ei saa olla nelja identset kvantarvu. Need peavad erinema vähemalt ühe kvantarvu võrra.

Pauli reeglist tuleneb, et orbitaal ei tohi sisaldada rohkem kui kaks elektroni, alamtasand ei tohi sisaldada rohkem kui 2 (2l + 1) elektroni, nivoo võib sisaldada mitte rohkem kui 2n 2 elektronid.

Klechkovsky reegel: elektrooniliste alamtasemete täitmine toimub summa järgi kasvavas järjekorras (n+l), ja sama summa puhul (n+l)- numbrite kasvavas järjekorras n.

Klechkovsky reegli graafiline vorm.

Klechkovsky reegli kohaselt toimub alamtasandite täitmine järgmises järjekorras: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

Kuigi alamtasemete täitmine toimub Klechkovsky reegli järgi, kirjutatakse elektroonilises valemis alamtasemed järjestikku tasemete kaupa: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f jne. Seega on broomi aatomi elektrooniline valem kirjutatud järgmiselt: Br (35e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4 s 2 4 p 5 .

Paljude aatomite elektroonilised konfiguratsioonid erinevad Klechkovsky reegliga ennustatutest. Niisiis, Cr ja Cu jaoks:

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

Hundi (Gundi) reegel: antud alamtasandi orbitaalide täitmine viiakse läbi nii, et koguspinn oleks maksimaalne. Antud alamtasandi orbitaalid täidetakse esmalt ühe elektroniga.

Aatomite elektroonilisi konfiguratsioone saab üles kirjutada tasemete, alamtasandite, orbitaalide kaupa. Näiteks elektroonilise valemi P(15e) saab kirjutada:

a) tasemete kaupa)2)8)5;

b) alamtasandite kaupa 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 3;

c) orbitaalide järgi

Mõnede aatomite ja ioonide elektrooniliste valemite näited:

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

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

3. Keemiline side

3.1. Valentssideme meetod

Valentssidemete meetodi kohaselt tekib side aatomite A ja B vahel ühise elektronpaari abil.

kovalentne side. Doonori-aktseptori ühendus.

Valentsus iseloomustab aatomite võimet moodustada keemilisi sidemeid ja on võrdne aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arvuga. Valentssidemete meetodi järgi on valents võrdne ühiste elektronpaaride arvuga ja kovalentse sideme puhul on valents võrdne paaritute elektronide arvuga aatomi välistasandil selle maapinnas või ergastatud. osariigid.

Aatomite valents

Näiteks süsiniku ja väävli jaoks:

Küllastus kovalentne side: aatomid moodustavad piiratud arvu sidemeid, mis on võrdne nende valentsiga.

Aatomiorbitaalide hübridiseerumine– aatomi erinevate alamtasandite aatomiorbitaalide (AO) segunemine, mille elektronid osalevad ekvivalentsete?-sidemete moodustumisel. Hübriidorbitaalide (HO) ekvivalentsus selgitab moodustunud keemiliste sidemete samaväärsust. Näiteks neljavalentse süsinikuaatomi puhul on üks 2s– ja kolm 2p- elektron. Et selgitada süsiniku poolt CH 4, CF 4 jne molekulides moodustunud nelja a-sideme samaväärsust, siis aatomi üks. s- ja kolm R- orbitaalid asendatakse nelja samaväärse hübriidiga sp 3-orbitaalid:

Orienteerumine kovalentne side seisneb selles, et see moodustub ühise elektronpaari moodustavate orbitaalide maksimaalse kattumise suunas.

Sõltuvalt hübridisatsiooni tüübist on hübriidorbitaalidel teatud ruumiline paigutus:

sp– lineaarne, orbitaalide telgede vaheline nurk on 180°;

sp 2– kolmnurkne, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 120°;

sp 3– tetraeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 109°;

sp 3 d 1– trigonaal-bipüramidaalne, nurgad 90° ja 120°;

sp2d1– ruut, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°;

sp 3 p 2– oktaeedriline, orbitaalide telgede vahelised nurgad on 90°.

3.2. Molekulaarorbitaalide teooria

Molekulaarsete orbitaalide teooria kohaselt koosneb molekul tuumadest ja elektronidest. Molekulides asuvad elektronid molekulaarorbitaalidel (MO). Väliste elektronide MO-l on keeruline struktuur ja neid peetakse molekuli moodustavate aatomite välisorbitaalide lineaarseks kombinatsiooniks. Moodustunud MO-de arv on võrdne nende moodustamises osalevate AO-de arvuga. MO-de energiad võivad olla madalamad (siduvad MO-d), võrdsed (mittesiduvad MO-d) või suuremad (lõdvendavad, sidumisvastased MO-d) kui neid moodustavate AO-de energiad.

JSC interaktsiooni tingimused

1. AO suhtlevad, kui neil on sarnane energia.

2. AO-d suhtlevad, kui need kattuvad.

3. AO interakteeruvad, kui neil on sobiv sümmeetria.

Kaheaatomilise AB-molekuli (või mis tahes lineaarse molekuli) korral võib MO sümmeetria olla:

Kui antud MO-l on sümmeetriatelg,

Kui antud MO-l on sümmeetriatasand,

Kui MO-l on kaks risti asetsevat sümmeetriatasapinda.

Elektronide olemasolu MO-de sidumisel stabiliseerib süsteemi, kuna see vähendab molekuli energiat võrreldes aatomite energiaga. Molekuli stabiilsust iseloomustatakse ühenduse järjekord n, võrdne: n \u003d (n sv - n res) / 2, kus n sv ja n res - elektronide arv siduvatel ja lõdvenevatel orbitaalidel.

MO täitmine elektronidega toimub samade reeglite järgi nagu AO täitmine aatomis, nimelt: Pauli reegel (MO-l ei saa olla rohkem kui kaks elektroni), Hundi reegel (kogu spinn peab olema maksimum) jne.

Esimese perioodi 1s-AO aatomite (H ja He) interaktsioon viib sideme moodustumiseni?-MO ja lõdvenemiseni?*-MO:

Molekulide elektroonilised valemid, sidejärjestused n, eksperimentaalsed sidemeenergiad E ja molekulidevahelised vahemaad R Esimese perioodi aatomite kaheaatomilised molekulid on toodud järgmises tabelis:

Teised teise perioodi aatomid sisaldavad lisaks 2s-AO-le ka 2p x -, 2p y - ja 2p z -AO, mis võivad interaktsioonil moodustada a- ja a-MO. O-, F- ja Ne-aatomite puhul on 2s- ja 2p-AO energiad oluliselt erinevad ning ühe aatomi 2s-AO ja teise aatomi 2p-AO vastastikmõju võib tähelepanuta jätta, arvestades interaktsiooni Kahe aatomi 2s-AO nende 2p-AO interaktsioonist eraldi. O2, F2, Ne2 molekulide MO-skeemil on järgmine vorm:

B-, C-, N-aatomite puhul on 2s– ja 2p-AO energiad lähedased ning ühe aatomi 2s-AO interakteerub teise aatomi 2p z-AO-ga. Seetõttu erineb MO järjestus B 2, C 2 ja N 2 molekulides MO järjestusest O 2, F 2 ja Ne 2 molekulides. Allpool on B2-, C2- ja N2-molekulide MO-skeem:

Eeltoodud MO skeemide põhjal saab näiteks üles kirjutada molekulide O 2, O 2 + ja O 2 ? elektroonilised valemid:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

O 2 molekuli puhul võimaldab MO teooria ette näha selle molekuli suuremat tugevust, kuna n = 2, sidumisenergiate ja tuumadevaheliste kauguste muutumise olemus O 2 + – O 2 – O 2 ? seerias, samuti O 2 molekuli paramagnetism, mille ülemistel MO-del on kaks paaristamata elektroni.

3.3. Teatud tüüpi ühendused

Iooniline side– elektrostaatiline side vastupidise laenguga ioonide vahel. Ioonset sidet võib pidada kovalentse polaarse sideme äärmuslikuks juhuks. Ioonside tekib, kui aatomite elektronegatiivsuse erinevus X on suurem kui 1,5–2,0.

Iooniline side on mittesuunaline mitteküllastatavühendus. NaCl kristallis tõmbavad Na + iooni kõik Cl ioonid? ja seda tõrjuvad kõik teised Na + ioonid, sõltumata vastastikmõju suunast ja ioonide arvust. See määrab ioonkristallide suurema stabiilsuse võrreldes ioonsete molekulidega.

vesinikside- side ühe molekuli vesinikuaatomi ja teise molekuli elektronegatiivse aatomi (F, CI, N) vahel.

Vesiniksideme olemasolu selgitab vee anomaalseid omadusi: vee keemistemperatuur on palju kõrgem kui tema keemilistel analoogidel: t pall (H 2 O) = 100 ° C ja t pall (H 2 S) = - 61 °C. Vesiniksidemeid H 2 S molekulide vahel ei teki.

4. Keemiliste protsesside kulgemise mustrid

4.1. Termokeemia

Energia(E)- töö tegemise oskus. Mehaaniline töö (A) tehakse näiteks gaasiga selle paisumise ajal: A \u003d p? V.

Reaktsioonid, mis käivad koos energia neeldumisega - endotermiline.

Reaktsioonid, mis toimuvad energia vabanemisega eksotermiline.

Energia liigid: soojus-, valgus-, elektri-, keemia-, tuumaenergia jne.

Energiatüübid: kineetiline ja potentsiaalne.

Kineetiline energia- liikuva keha energia, see on töö, mida keha saab teha enne puhkeolekut.

Küte (Q)– kineetilise energia liik – seotud aatomite ja molekulide liikumisega. Kehale massi andmisel (m) ja soojuse erisoojusmahtuvus (c) Q selle temperatuur tõuseb teatud määral? t: ?Q = m koos ?t-ga, kus? t = ?Q/(c t).

Potentsiaalne energia- energia, mille keha omandab ruumis või selle komponentide asukoha muutumise tulemusena. Keemiliste sidemete energia on potentsiaalse energia liik.

Termodünaamika esimene seadus: energia võib liikuda ühest vormist teise, kuid ei saa kaduda ega tekkida.

Sisemine energia (U) – keha moodustavate osakeste kineetilise ja potentsiaalse energia summa. Reaktsioonis neeldunud soojus võrdub reaktsioonisaaduste ja reagentide siseenergia vahega (Q \u003d? U \u003d U 2 - U 1), eeldusel, et süsteem ei ole keskkonnaga tööd teinud. Kui reaktsioon kulgeb konstantsel rõhul, siis eralduvad gaasid töötavad välisrõhu jõududele vastu ja reaktsiooni käigus neeldunud soojus võrdub siseenergia muutuste summaga. ?U ja töötama A \u003d p? V. Seda konstantsel rõhul neeldunud soojust nimetatakse entalpia muutuseks: H = ?U + p?V, määratlev entalpia kuidas H \u003d U + pV. Vedelate ja tahkete ainete reaktsioonid kulgevad ilma olulise mahumuutuseta (?V= 0), mis on nende reaktsioonide jaoks? H lähedal ?U (?H = ?U). Mahumuutusega reaktsioonide jaoks on meil olemas ?H > ?U kui laiendamine on pooleli, ja ?H< ?U kui tihendamine on pooleli.

Entalpia muutus on tavaliselt tingitud aine standardolekust: st puhta aine puhul teatud (tahkes, vedelas või gaasilises) olekus rõhul 1 atm = 101 325 Pa, temperatuuril 298 K ja ainete kontsentratsioon 1 mol / l.

Standardne moodustumise entalpia H arr- standardtingimustes selle moodustavatest lihtainetest 1 mooli aine moodustumisel vabanev või neeldunud soojus. Näiteks, ?N arr(NaCl) = -411 kJ/mol. See tähendab, et reaktsioonis Na(tv) + ?Cl 2 (g) = NaCl(tv) vabaneb 1 mol NaCl moodustumisel 411 kJ energiat.

Standardne reaktsioonientalpia?- entalpia muutus keemilise reaktsiooni käigus määratakse järgmise valemiga: ?H = ?N arr(tooted) - ?N arr(reaktiivid).

Nii et reaktsiooni jaoks NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), teades? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol, H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol ja H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol on meil:

H \u003d? H o 6 p (NH 4 Cl) - ? H o 6 p (NH 3) - ? H o 6 p (HCl) \u003d -315 - (-46) - (-92) \u003d -177 kJ.

Kui? H< 0, reaktsioon on eksotermiline. Kui? H > 0, reaktsioon on endotermiline.

Seadus Hess: reaktsiooni standardentalpia sõltub reagentide ja produktide standardsetest entalpiatest ega sõltu reaktsiooniteest.

Spontaansed protsessid võivad olla mitte ainult eksotermilised, st energia vähenemisega protsessid (?H< 0), kuid võivad olla ka endotermilised protsessid, st energia suurenemisega protsessid (?H > 0). Kõigi nende protsesside puhul suureneb süsteemi "häire".

EntroopiaS on füüsikaline suurus, mis iseloomustab süsteemi häire astet. S on standardentroopia, ?S on standardentroopia muutus. Kui?S > 0, siis häire kasvab, kui AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Protsesside puhul, milles osakeste arv väheneb, on ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

CaO (tv) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (tv),? S< 0;

CaCO 3 (tv) \u003d CaO (tv) + CO 2 (g), ?S\u003e 0.

Protsessid kulgevad spontaanselt energia vabanemisega, st mille jaoks? H< 0 ja entroopia suurenemisega, st mille puhul?S > 0. Mõlema teguri arvessevõtmine toob kaasa avaldise Gibbsi energia: G = H - TS või? G \u003d? H - T? S. Reaktsioonid, mille käigus Gibbsi energia väheneb, st ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, spontaanselt ei lähe. Tingimus G = 0 tähendab, et saaduste ja reaktiivide vahel on saavutatud tasakaal.

Madalal temperatuuril, kui väärtus T on nullilähedane, toimuvad ainult eksotermilised reaktsioonid, kuna T?S– vähe ja G = ? H< 0. Kõrgetel temperatuuridel väärtused T?S suur ja suurusjärku eirates? H, meil on? G = – T?S, st toimuvad spontaanselt entroopia suurenemisega protsessid, mille puhul S > 0 ja ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

AG väärtuse konkreetse reaktsiooni jaoks saab määrata järgmise valemiga:

G = ?С arr (produktid) – ?G o b p (reaktiivid).

Sel juhul väärtusi?G o br, samuti? H arr ja S o br suure hulga ainete jaoks on toodud spetsiaalsetes tabelites.

4.2. Keemiline kineetika

Keemilise reaktsiooni kiirus(v) määratakse reagentide molaarse kontsentratsiooni muutusega ajaühikus:

kus v on reaktsiooni kiirus, s on reaktiivi molaarne kontsentratsioon, t- aeg.

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub reagentide olemusest ja reaktsioonitingimustest (temperatuur, kontsentratsioon, katalüsaatori olemasolu jne).

Kontsentratsiooni mõju. V Lihtreaktsioonide korral on reaktsiooni kiirus võrdeline reagentide kontsentratsioonide korrutisega, mis on võrdne nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega.

Reaktsiooni jaoks

kus 1 ja 2 on vastavalt edasi- ja tagasireaktsiooni suund:

v 1 \u003d k 1? [Olen? [B]n ja

v 2 \u003d k 2? [C]p? [D]q

kus v- kiire reaktsioon, k on kiiruskonstant, [A] on aine A molaarne kontsentratsioon.

Reaktsiooni molekulaarsus on reaktsiooni elementaarses toimingus osalevate molekulide arv. Lihtsate reaktsioonide jaoks, näiteks: mA + nB> PC + qD, molekulaarsus on võrdne koefitsientide summaga (m + n). Reaktsioonid võivad olla ühe-, kahe- ja harva kolmemolekulaarsed. Kõrgemad molekulaarsed reaktsioonid ei toimu.

Reaktsiooni järjekord on võrdne kontsentratsiooniastmete näitajate summaga keemilise reaktsiooni kiiruse eksperimentaalses väljenduses. Niisiis, keerulise reaktsiooni jaoks

mA + nB > рС + qD reaktsioonikiiruse eksperimentaalne avaldis on kujul

v 1 = k1? [A]? ? [V] ? ja reaktsiooni järjekord on (? +?). Kuhu? ja? on eksperimentaalsed ja ei pruugi nendega kokku langeda m ja n vastavalt, kuna keerulise reaktsiooni võrrand on mitme lihtsa reaktsiooni tulemus.

Temperatuuri mõju. Reaktsiooni kiirus sõltub molekulide efektiivsete kokkupõrgete arvust. Temperatuuri tõus suurendab aktiivsete molekulide arvu, andes neile reaktsiooni kulgemiseks vajaliku. aktiveerimise energia E toimib ja suurendab keemilise reaktsiooni kiirust.

Van't Hoffi reegel. Temperatuuri tõusuga 10° võrra suureneb reaktsioonikiirus 2–4 korda. Matemaatiliselt on see kirjutatud järgmiselt:

v2 = v1? ?(t 2 - t 1) / 10

kus v 1 ja v 2 on reaktsioonikiirused algtemperatuuril (t 1) ja lõpptemperatuuril (t 2), ? - reaktsioonikiiruse temperatuurikoefitsient, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõustes 10 ° võrra.

Täpsemalt väljendatakse reaktsiooni kiiruse sõltuvust temperatuurist kui Arrheniuse võrrand:

k = A? e - E/(RT) ,

kus k on kiiruskonstant, A- konstantne, temperatuurist sõltumatu, e = 2,71828, E on aktiveerimisenergia, R= 8,314 J/(K? mol) – gaasikonstant; T– temperatuur (K). On näha, et kiiruskonstant suureneb temperatuuri tõustes ja aktiveerimisenergia vähenedes.

4.3. Keemiline tasakaal

Süsteem on tasakaalus, kui selle olek ajas ei muutu. Otsese ja pöördreaktsiooni kiiruste võrdsus on süsteemi tasakaalu säilitamise tingimus.

Pöörduva reaktsiooni näide on reaktsioon

N2 + 3H2-2NH3.

Massitegevuse seadus: reaktsioonisaaduste kontsentratsioonide korrutise suhe lähteainete kontsentratsioonide korrutisesse (kõik kontsentratsioonid on näidatud astmetes, mis on võrdsed nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega) on konstant nn. tasakaalukonstant.

Tasakaalukonstant on otsese reaktsiooni edenemise mõõt.

K = O - otsene reaktsioon puudub;

K =? - otsene reaktsioon läheb lõpuni;

K > 1 - tasakaal nihutatakse paremale;

TO< 1 - tasakaal nihutatakse vasakule.

Reaktsiooni tasakaalukonstant TO on seotud standardse Gibbsi energia?G muutusega sama reaktsiooni korral:

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

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

Kui TO< 1, siis lg K < 0 и?G >0, st kui tasakaal on nihutatud vasakule, siis reaktsioon ei lähe spontaanselt paremale.

Tasakaalu nihke seadus: Kui tasakaalus olevale süsteemile avaldatakse väline mõju, tekib süsteemis protsess, mis neutraliseerib välismõju.

5. Redoksreaktsioonid

Redoksreaktsioonid- reaktsioonid, mis kaasnevad elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega.

Oksüdatsioon on elektronide loobumise protsess.

Taastumine on elektronide lisamise protsess.

Oksüdeeriv aine Aatom, molekul või ioon, mis võtab vastu elektrone.

Redutseeriv aine Aatom, molekul või ioon, mis loovutab elektrone.

Oksüdeerivad ained, mis võtavad vastu elektrone, lähevad redutseeritud kujul:

F2 [ca. ] + 2e > 2F? [puh.].

Redutseerivad ained, mis loovutavad elektrone, lähevad oksüdeeritud kujul:

Na 0 [taastada ] – 1e > Na + [ligikaudu].

Tasakaalu oksüdeeritud ja redutseeritud vormide vahel iseloomustab Nernsti võrrandid redokspotentsiaali jaoks:

kus E 0 on redokspotentsiaali standardväärtus; n on ülekantud elektronide arv; [puh. ] ja [ca. ] on ühendi molaarne kontsentratsioon vastavalt redutseeritud ja oksüdeeritud kujul.

Elektroodide standardpotentsiaalide väärtused E 0 on toodud tabelites ja iseloomustavad ühendite oksüdeerivaid ja redutseerivaid omadusi: seda positiivsem on väärtus E 0, mida tugevamad on oksüdeerivad omadused ja seda negatiivsem on väärtus E 0, seda tugevamad on taastavad omadused.

Näiteks F 2 + 2e - 2F jaoks? E 0 = 2,87 volti ja Na + + 1e puhul - Na 0 E 0 =-2,71 volti (redutseerimisreaktsioonide jaoks registreeritakse alati protsess).

Redoksreaktsioon on kombinatsioon kahest poolreaktsioonist, oksüdatsioonist ja redutseerimisest, ning seda iseloomustab elektromotoorjõud (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 okei – ?E 0 taastamine, kus E 0 okei ja? E 0 taastamine on oksüdeeriva aine ja redutseerija standardpotentsiaalid antud reaktsiooni jaoks.

emf reaktsioonid? E 0 on seotud Gibbsi vaba energia?G ja reaktsiooni tasakaalukonstandi muutusega SAADA:

?G = –nF?E 0 või? E = (RT/nF) ln K.

emf reaktsioonid mittestandardsetes kontsentratsioonides? E on võrdne: ? E =?E 0 - (RT / nF)? Ig K või? E =?E 0 -(0,059/n)lg K.

Tasakaalu korral G \u003d 0 ja E \u003d 0, kus? E =(0,059/n)lg K ja K = 10n?E/0,059.

Reaktsiooni spontaanseks toimumiseks peavad olema täidetud järgmised seosed: ?G< 0 или K >> 1, et tingimus sobib? E 0> 0. Seetõttu on antud redoksreaktsiooni võimalikkuse kindlakstegemiseks vaja arvutada väärtus? E 0 . Kui? E 0 > 0, reaktsioon on sisse lülitatud. Kui? E 0< 0, reaktsioon puudub.

Keemilised vooluallikad

Galvaanilised rakud Seadmed, mis muudavad keemilise reaktsiooni energia elektrienergiaks.

Danieli galvaaniline element koosneb vastavalt ZnSO 4 ja CuSO 4 lahusesse sukeldatud tsingi- ja vaseelektroodidest. Elektrolüütide lahused suhtlevad läbi poorse vaheseina. Samal ajal toimub tsinkelektroodil oksüdatsioon: Zn > Zn 2+ + 2e ja redutseerimine vaskelektroodil: Cu 2+ + 2e > Cu. Üldiselt toimub reaktsioon: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anood- elektrood, millel oksüdatsioon toimub. Katood- elektrood, millel redutseerimine toimub. Galvaanilistes elementides on anood negatiivselt laetud ja katood positiivselt laetud. Elementdiagrammidel on metall ja lahus eraldatud vertikaalse joonega ning kaks lahendust kahekordse vertikaalse joonega.

Niisiis, reaktsiooni Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu jaoks kirjutatakse galvaanilise elemendi ahel: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).

Reaktsiooni elektromotoorjõud (emf) on? E 0 \u003d E 0 ok - E 0 taasta= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,10 V. Kadude tõttu on elemendi tekitatav pinge veidi väiksem kui? E 0 . Kui lahuste kontsentratsioonid erinevad standardsetest, võrdub 1 mol/l, siis E 0 okei ja E 0 taastamine arvutatakse Nernsti võrrandi järgi ja seejärel arvutatakse emf. vastav galvaaniline element.

kuiv element koosneb tsinkkehast, tärklise või jahuga NH 4 Cl pastast, MnO 2 segust grafiidiga ja grafiitelektroodist. Selle töö käigus toimub järgmine reaktsioon: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Elementide diagramm: (-)Zn | NH4Cl | Mn02, C(+). emf element - 1,5 V.

Patareid. Pliiaku koosneb kahest pliiplaadist, mis on sukeldatud 30% väävelhappe lahusesse ja kaetud lahustumatu PbSO 4 kihiga. Kui aku on laetud, toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:

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

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

Kui aku tühjeneb, toimuvad elektroodidel järgmised protsessid:

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

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

Üldise reaktsiooni võib kirjutada järgmiselt:

Töötamiseks vajab aku regulaarset laadimist ja väävelhappe kontsentratsiooni kontrollimist, mis võib aku töötamise ajal veidi langeda.

6. Lahendused

6.1. Lahuse kontsentratsioon

Aine massiosa lahuses w on võrdne lahustunud aine massi ja lahuse massi suhtega: w \u003d m in-va / m lahus või w = m in-va / (V ?), sest m p-ra \u003d V p-pa? ?r-ra.

Molaarne kontsentratsioon Koos on võrdne lahustunud aine moolide arvu ja lahuse ruumala suhtega: c = n(mol)/ V(l) või c = m/(M? V( l )).

Ekvivalentide molaarne kontsentratsioon (tavaline või ekvivalentne kontsentratsioon) koos e on võrdne lahustunud aine ekvivalentide arvu ja lahuse ruumala suhtega: kus e = n(molekv.)/ V(l) või koos e \u003d m / (M e? V (l)).

6.2. Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Elektrolüütiline dissotsiatsioon– elektrolüüdi lagunemine katioonideks ja anioonideks polaarsete lahustimolekulide toimel.

Dissotsiatsiooni aste? kas dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni (c diss) suhe lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni (c vol): ? = s diss / s rev.

Elektrolüüdid võib jagada tugev(?~1) ja nõrk.

Tugevad elektrolüüdid(nende jaoks? ~ 1) - vees lahustuvad soolad ja alused, samuti mõned happed: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 jt.

Nõrgad elektrolüüdid(neile?<< 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.

Ioonreaktsiooni võrrandid. V Ioonreaktsiooni võrrandites kirjutatakse tugevad elektrolüüdid ioonideks ning nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad ained ja gaasid molekulidena. Näiteks:

CaCO 3 v + 2HCl \u003d CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ^

CaCO3 v + 2H + + 2Cl? \u003d Ca 2+ + 2Cl? + H20 + CO2^

CaCO3 v + 2H+ = Ca2+ + H20 + CO2^

Ioonidevahelised reaktsioonid minna vähem ioone andva aine tekke suunas, st nõrgema elektrolüüdi või vähem lahustuva aine suunas.

6.3. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon

Rakendame massimõju seadust ioonide ja molekulide vahelisele tasakaalule nõrga elektrolüüdi, näiteks äädikhappe lahuses:

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +

Dissotsiatsioonireaktsioonide tasakaalukonstante nimetatakse dissotsiatsioonikonstandid. Dissotsiatsioonikonstandid iseloomustavad nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni: mida väiksem on konstant, seda vähem nõrk elektrolüüt dissotsieerub, seda nõrgem see on.

Polüaluselised happed dissotsieeruvad etappidena:

H3PO4 - H+ + H2PO4?

Täieliku dissotsiatsioonireaktsiooni tasakaalukonstant on võrdne dissotsiatsiooni üksikute etappide konstantide korrutisega:

H 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-

Ostwaldi lahjendusseadus: nõrga elektrolüüdi (a) dissotsiatsiooni aste suureneb selle kontsentratsiooni vähenemisega, st lahjendamisel:

Ühise iooni mõju nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonile:ühise iooni lisamine vähendab nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooni. Niisiis, nõrga elektrolüüdi lahuse lisamisel CH 3 COOH

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H + ?<< 1

tugev elektrolüüt, mis sisaldab CH 3 COOH-ga ühist iooni, st atsetaadi iooni, näiteks CH 3 COONa

CH 3 COONa – CH 3 COO? +Na+? = 1

atsetaadiooni kontsentratsioon suureneb ja CH 3 COOH dissotsiatsiooni tasakaal nihkub vasakule, st happe dissotsiatsioon väheneb.

6.4. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon

Ioonide aktiivsus a on iooni kontsentratsioon, mis väljendub selle omadustes.

Aktiivsuse tegurf on ioonide aktiivsuse suhe a keskenduda: f= a/c või a = f.c.

Kui f = 1, siis on ioonid vabad ega interakteeru üksteisega. Seda esineb väga lahjendatud lahustes, nõrkade elektrolüütide lahustes jne.

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

Aktiivsustegur sõltub lahuse I ioontugevusest: mida suurem on ioontugevus, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient.

Lahuse ioontugevus ma oleneb tasudest z ja ioonide kontsentratsioonid:

I= 0,52?s z2.

Aktiivsustegur sõltub iooni laengust: mida suurem on iooni laeng, seda väiksem on aktiivsuskoefitsient. Matemaatiliselt aktiivsuskoefitsiendi sõltuvus f ioontugevusest ma ja ioonilaeng z on kirjutatud Debye-Hückeli valemiga:

Ioonide aktiivsuse koefitsiente saab määrata järgmise tabeli abil:

6.5 Vee ioonne saadus. Vesiniku indikaator

Vesi, nõrk elektrolüüt, dissotsieerub, moodustades H+ ja OH2 ioone. Need ioonid on hüdreeritud, st seotud mitme veemolekuliga, kuid lihtsuse huvides on need kirjutatud mittehüdraaditud kujul

H2O - H + + OH?.

Massimõju seaduse alusel selle tasakaalu korral:

Veemolekulide [H 2 O] kontsentratsiooni, st moolide arvu 1 liitris vees, võib pidada konstantseks ja võrdseks [H 2 O] \u003d 1000 g / l: 18 g / mol \u003d 55,6 mol / l. Siit:

TO[H20] = TO(H2O ) = [H+] = 10-14 (22 °C).

Vee ioonne saadus– kontsentratsioonide [H + ] ja – korrutis on konstantne väärtus konstantsel temperatuuril ja võrdne 10 -14 22°C juures.

Vee ioonsaadus suureneb temperatuuri tõustes.

pH väärtus on vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne logaritm: pH = – lg. Samamoodi: pOH = – lg.

Vee ioonsaaduse logaritm annab: pH + pOH = 14.

PH väärtus iseloomustab söötme reaktsiooni.

Kui pH = 7, siis [H + ] = on neutraalne keskkond.

Kui pH< 7, то [Н + ] >- happeline keskkond.

Kui pH > 7, siis [H + ]< – щелочная среда.

6.6. puhverlahused

Puhverlahused on lahused, milles on teatud vesinikioonide kontsentratsioon. Nende lahuste pH ei muutu lahjendamisel ja muutub vähesel määral hapete ja leeliste lisamisel.

I. Nõrga happe HA lahus, kontsentratsioon - happest ja selle soolad tugeva alusega BA, kontsentratsioon - soolast. Näiteks atsetaatpuhver on äädikhappe ja naatriumatsetaadi lahus: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH \u003d pK happeline + lg (sool /s happeline).

II. Nõrga aluse BOH lahus, kontsentratsioon - aluselisega ja selle soolad tugeva happega BA, kontsentratsioon - soolaga. Näiteks ammoniaagipuhver on ammooniumhüdroksiidi ja ammooniumkloriidi NH 4 OH + NH 4 Cl lahus.

pH = 14 - рК aluseline - lg (soolast / aluselisest).

6.7. Soola hüdrolüüs

Soola hüdrolüüs- soolaioonide koostoime veega nõrga elektrolüüdi moodustumisega.

Hüdrolüüsireaktsiooni võrrandite näited.

I. Soola moodustavad tugev alus ja nõrk hape:

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

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

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

Teises etapis hüdrolüüsi praktiliselt ei toimu.

II. Nõrgast alusest ja tugevast happest moodustub sool:

AlCl3 + H2O - (AlOH)Cl2 + HCl

Al 3+ + 3Cl? + H2O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?

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

Teises etapis toimub hüdrolüüs vähem ja kolmandas etapis seda praktiliselt ei toimu.

III. Soola moodustavad tugev alus ja tugev hape:

K++NO 3? + H2O? hüdrolüüs puudub, pH? 7.

IV. Nõrgast alusest ja nõrgast happest moodustub sool:

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.

Mõnel juhul, kui soola moodustavad väga nõrgad alused ja happed, toimub täielik hüdrolüüs. Selliste soolade lahustuvuse tabelis on sümbol "laguneb vee toimel":

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3H 2 S ^

Vahetusreaktsioonides tuleks arvesse võtta täieliku hüdrolüüsi võimalust:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^

Hüdrolüüsi asteh on hüdrolüüsitud molekulide kontsentratsiooni ja lahustunud molekulide kogukontsentratsiooni suhe.

Tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolade puhul:

= ch, pOH = -lg, pH = 14 - pOH.

Väljendist tuleneb, et hüdrolüüsi aste h(st hüdrolüüs) suureneb:

a) temperatuuri tõustes, kuna K(H 2 O) suureneb;

b) soola moodustava happe dissotsiatsiooni vähenemisega: mida nõrgem on hape, seda suurem on hüdrolüüs;

c) lahjendamisega: mida madalam c, seda suurem on hüdrolüüs.

Nõrgast alusest ja tugevast happest moodustunud soolade jaoks

[H+] = ch, pH = – lg.

Nõrga aluse ja nõrga happe moodustatud soolade jaoks

6.8. Hapete ja aluste protolüütiline teooria

Protolüüs on prootonite ülekandeprotsess.

Protoliidid happed ja alused, mis loovutavad ja võtavad vastu prootoneid.

Hape Molekul või ioon, mis on võimeline prootonit loovutama. Igal happel on oma konjugeeritud alus. Hapete tugevust iseloomustab happekonstant Et k.

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

K k = 4 ? 10 -7

3+ + H2O-2+ + H3O+

K k = 9 ? 10 -6

Alus Molekul või ioon, mis suudab vastu võtta prootoneid. Igal alusel on oma konjugeeritud hape. Aluste tugevust iseloomustab baaskonstant K 0 .

NH3? H2O (H2O) - NH4 + + OH?

K 0 = 1,8 ?10 -5

Amfolüüdid- tagasilöögi- ja prootoni kinnitusvõimelised protoliidid.

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

HCO3? - hape.

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

HCO3? - alus.

Vee jaoks: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?

K (H 2 O) \u003d [H 3 O +] \u003d 10 -14 ja pH \u003d - lg.

Konstandid K kuni ja K 0 konjugeeritud happed ja alused on seotud.

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

A? + H2O - ON + OH?,

7. Lahustuvuskonstant. Lahustuvus

Süsteemis, mis koosneb lahusest ja sademest, toimub kaks protsessi - sademe lahustumine ja sadenemine. Nende kahe protsessi kiiruste võrdsus on tasakaalutingimus.

küllastunud lahus Lahus, mis on sademega tasakaalus.

Sademe ja lahuse vahelise tasakaalu suhtes rakendatud massimõju seadus annab:

Kuna = const,

TO = K s (AgCl) = .

Üldiselt on meil:

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

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

LahustuvuskonstantKs(või lahustuvusprodukt PR) - vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses ioonide kontsentratsioonide korrutis - on konstantne väärtus ja sõltub ainult temperatuurist.

Lahustumatu aine lahustuvus s saab väljendada moolides liitri kohta. Olenevalt suurusest s aineid saab jagada halvasti lahustuvateks - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s? 10 -2 mol/l ja hästi lahustuv s>10 -2 mol/l.

Ühendite lahustuvus on seotud nende lahustuvusproduktiga.

Sademete ja lahustumise seisund

AgCl puhul: AgCl - Ag + + Cl?

Ks= :

a) tasakaaluseisund sademe ja lahuse vahel: = K s .

b) settimistingimus: > K s ; sadestamise ajal vähenevad ioonide kontsentratsioonid kuni tasakaalu saavutamiseni;

c) sademe lahustumise või küllastunud lahuse olemasolu tingimus:< K s ; sademe lahustumisel suureneb ioonide kontsentratsioon kuni tasakaalu saavutamiseni.

8. Koordinatsiooniühendid

Koordinatsiooni (kompleks) ühendid on ühendid, millel on doonor-aktseptor side.

K3 jaoks:

välissfääri ioonid - 3K +,

sisesfääri ioon - 3-,

kompleksimoodustaja - Fe 3+,

ligandid - 6CN?, nende tihedus - 1,

koordineerimisnumber - 6.

Näited kompleksimoodustajatest: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ jne.

Ligandide näited: polaarsed molekulid H 2 O, NH 3, CO ja anioonid CN2, Cl2, OH? ja jne.

Koordinatsiooninumbrid: tavaliselt 4 või 6, harva 2, 3 jne.

Nomenklatuur. Kõigepealt nimetatakse aniooni (nimetavas käändes), seejärel katiooniks (genitiivis). Mõnede ligandide nimetused: NH 3 - amiin, H 2 O - vesi, CN? – tsüano, Cl? – kloro, OH? - hüdrokso. Koordinatsiooninumbrite nimetused: 2 - di, 3 - kolm, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa. Märkige kompleksimoodustaja oksüdatsiooniaste:

Cl on diamiinhõbe(I)kloriid;

SO4 - tetramiinvask(II)sulfaat;

K 3 on kaaliumheksatsüanoferraat (III).

Keemilineühendus.

Valentssidemete teooria eeldab keskaatomi orbitaalide hübridiseerumist. Saadud hübriidorbitaalide asukoht määrab komplekside geomeetria.

Diamagnetiline kompleksioon Fe(CN) 6 4- .

Tsüaniidi ioon – doonor

Raua ioon Fe 2+ – aktseptor – on valemiga 3d 6 4s 0 4p 0. Võttes arvesse kompleksi diamagnetismi (kõik elektronid on paaris) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil d2sp3- hübridisatsioon:

Kompleks on diamagnetiline, madala spinniga, orbitaalne, stabiilne (väliseid elektrone ei kasutata), oktaeedriline ( d2sp3-hübridiseerimine).

Paramagnetiline kompleksioon FeF 6 3- .

Fluoriioon on doonor.

Raua ioon Fe 3+ – aktseptor – on valemiga 3d 5 4s 0 4p 0 . Võttes arvesse kompleksi paramagnetismi (elektronid aurutatakse) ja koordinatsiooniarvu (vaja on 6 vaba orbitaali), on meil sp 3 p 2- hübridisatsioon:

Kompleks on paramagnetiline, suure spinniga, välisorbitaalne, ebastabiilne (kasutatakse välimisi 4d-orbitaale), oktaeedriline ( sp 3 p 2-hübridiseerimine).

Koordinatsiooniühendite dissotsiatsioon.

Lahuses olevad koordinatsiooniühendid dissotsieeruvad täielikult sisemise ja välimise sfääri ioonideks.

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

Sisemise sfääri ioonid, st kompleksioonid, dissotsieeruvad metalliioonideks ja ligandideks, nagu nõrgad elektrolüüdid, astmeliselt.

kus K 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 nimetatakse ebastabiilsuse konstantideks ja iseloomustada komplekside dissotsiatsiooni: mida väiksem on ebastabiilsuse konstant, seda vähem kompleks dissotsieerub, seda stabiilsem see on.

Noh, et lõpetada meie tutvus alkoholidega, annan ma veel ühe teise tuntud aine - kolesterooli - valemi. Mitte igaüks ei tea, et see on ühehüdroksüülne alkohol!

|`/`\\`|<`|w>`\`/|<`/w$color(red)HO$color()>\/`|0/`|/\<`|w>|_q_q_q<-dH>:a_q|0<|dH>`/<`|wH>`\|dH; #a_(A-72)<_(A-120,d+)>-/-/<->`\

Märkisin selles oleva hüdroksüülrühma punasega.

karboksüülhapped

Iga veinivalmistaja teab, et veini tuleb õhust eemal hoida. Muidu läheb hapuks. Kuid keemikud teavad põhjust – kui lisada alkoholile veel üks hapnikuaatom, saad happe.
Vaatame meile juba tuttavatest alkoholidest saadud hapete valemeid:

Aine			Skeleti valem	Brutovalem
Metaanhape (sipelghape)	H/C`|O|\OH	HCOOH	O//\OH
Etaanhape (äädikhape)	H-C-C\O-H; H|#C|H	CH3-COOH	/`|O|\OH
propaanhape (metüüläädikhape)	H-C-C-C\O-H; H|#2|H; H|#3|H	CH3-CH2-COOH	\/`|O|\OH
Butaanhape (võihape)	H-C-C-C-C\O-H; H|#2|H; H|#3|H; H|#4|H	CH3-CH2-CH2-COOH	/\/`|O|\OH
Üldine valem	(R)-C\O-H	(R)-COOH või (R)-CO2H	(R)/`|O|\OH

Orgaaniliste hapete eripäraks on karboksüülrühma (COOH) olemasolu, mis annab sellistele ainetele happelised omadused.

Kõik, kes on äädikat proovinud, teavad, et see on väga hapu. Selle põhjuseks on äädikhappe olemasolu selles. Tavaliselt sisaldab lauaäädikas 3–15% äädikhapet, ülejäänud (peamiselt) vett. Lahjendamata äädikhappe söömine on eluohtlik.

Karboksüülhapetel võib olla mitu karboksüülrühma. Sel juhul nimetatakse neid: kahealuseline, kolmepoolne jne...

Toiduained sisaldavad palju teisi orgaanilisi happeid. Siin on vaid mõned neist:

Nende hapete nimetus vastab nendele toiduainetele, milles need sisalduvad. Muide, pange tähele, et siin on happeid, millel on ka alkoholidele iseloomulik hüdroksüülrühm. Selliseid aineid nimetatakse hüdroksükarboksüülhapped(või hüdroksühapped).
Iga happe all on allkiri, täpsustades selle orgaaniliste ainete rühma nime, kuhu see kuulub.

Radikaalid

Radikaalid on veel üks mõiste, mis on mõjutanud keemilisi valemeid. Sõna ennast teavad ilmselt kõik, kuid keemias pole radikaalidel poliitikute, mässuliste ja teiste aktiivse positsiooniga kodanikega mingit pistmist.
Siin on need vaid molekulide killud. Ja nüüd selgitame välja, mis on nende eripära, ja tutvume uue keemiliste valemite kirjutamise viisiga.

Eespool tekstis on juba mitu korda mainitud üldistatud valemeid: alkoholid - (R) -OH ja karboksüülhapped - (R) -COOH. Lubage mul teile meelde tuletada, et -OH ja -COOH on funktsionaalsed rühmad. Kuid R on radikaal. Pole ime, et seda on kujutatud R-tähe kujul.

Täpsemalt on ühevalentne radikaal molekuli osa, millel puudub üks vesinikuaatom. Noh, kui võtate ära kaks vesinikuaatomit, saate kahevalentse radikaali.

Keemia radikaalidel on oma nimed. Mõned neist said isegi ladinakeelseid nimetusi, mis on sarnased elementide tähistustega. Ja pealegi võib mõnikord valemite radikaale näidata lühendatud kujul, mis meenutab rohkem jämedaid valemeid.
Kõik see on näidatud järgmises tabelis.

Nimi	Struktuurivalem	Määramine	Lühike valem	alkoholi näide
Metüül	CH3-()	Mina	CH3	(Me)-OH	CH3OH
Etüül	CH3-CH2-()	Et	C2H5	(Et)-OH	C2H5OH
Propil	CH3-CH2-CH2-()	Pr	C3H7	(Pr)-OH	C3H7OH
Isopropüül	H3C\CH(*`/H3C*)-()	i-Pr	C3H7	(i-Pr)-OH	(CH3)2CHOH
fenüül	`/`=`\//-\\-{}	Ph	C6H5	(Ph)-OH	C6H5OH

Ma arvan, et siin on kõik selge. Tahaksin lihtsalt juhtida teie tähelepanu veerule, mis toob näiteid alkoholide kohta. Mõned radikaalid on kirjutatud kujul, mis meenutab empiirilist valemit, kuid funktsionaalrühm kirjutatakse eraldi. Näiteks CH3-CH2-OH muundatakse C2H5OH-ks.
Ja hargnenud ahelate jaoks, nagu isopropüül, kasutatakse sulgudega konstruktsioone.

On veel üks nähtus vabad radikaalid. Need on radikaalid, mis mingil põhjusel eraldusid funktsionaalrühmadest. Sel juhul rikutakse üht reeglit, millega me valemite uurimist alustasime: keemiliste sidemete arv ei vasta enam ühe aatomi valentsile. No või võib öelda, et üks lülidest läheb ühest otsast lahti. Tavaliselt elavad vabad radikaalid lühikest aega, kuna molekulid kipuvad pöörduma tagasi stabiilsesse olekusse.

Sissejuhatus lämmastikusse. Amiinid

Teen ettepaneku tutvuda veel ühe elemendiga, mis on osa paljudest orgaanilistest ühenditest. See lämmastik.
Seda tähistatakse ladina tähega N ja selle valents on kolm.

Vaatame, milliseid aineid saadakse, kui tuttavatele süsivesinikele lisatakse lämmastikku:

Aine	Laiendatud struktuurivalem	Lihtsustatud struktuurivalem	Skeleti valem	Brutovalem
aminometaan (metüülamiin)	H-C-N\H;H|#C|H	CH3-NH2	\NH2
Aminoetaan (etüülamiin)	H-C-C-N\H;H|#C|H;H|#3|H	CH3-CH2-NH2	/\NH2
Dimetüülamiin	H-C-N<`|H>-C-H; H|#-3|H; H|#2|H	$L(1,3)H/N<_(A80,w+)CH3>\dCH3	/N<_(y-.5)H>\
Aminobenseen (aniliin)	H\N|C\\C|C<\H>`//C<|H>`\C<`/H>`||C<`\H>/	NH2|C\\CH|CH`//C<_(y.5)H>`\HC`||HC/	NH2|\|`/`\`|/_o
Trietüülamiin	$kalle(45)H-C-C/N\C-C-H;H|#2|H; H|#3|H; H|#5|H;H|#6|H; #N`|C<`-H><-H>`|C<`-H><-H>`|H	CH3-CH2-N<`|CH2-CH3>-CH2-CH3	\/N<`|/>\|

Nagu nimedest arvatavasti arvasite, on kõik need ained ühendatud üldnimetuse alla amiinid. Funktsionaalrühma ()-NH2 nimetatakse aminorühm. Siin on mõned üldised amiinide valemid:

Üldiselt pole siin erilisi uuendusi. Kui need valemid on teile selged, võite mõne õpiku või Interneti abil julgelt orgaanilist keemiat edasi uurida.
Aga anorgaanilise keemia valemitest tahaksin pikemalt rääkida. Näete, kui lihtne on neid mõista pärast orgaaniliste molekulide struktuuri uurimist.

Ratsionaalsed valemid

Ei tasu järeldada, et anorgaaniline keemia on lihtsam kui orgaaniline. Muidugi kipuvad anorgaanilised molekulid tunduma palju lihtsamad, sest nad ei kipu moodustama selliseid keerulisi struktuure, mida süsivesinikud teevad. Kuid teisest küljest tuleb uurida rohkem kui sadat perioodilisustabelit moodustavat elementi. Ja need elemendid kipuvad kombineerima vastavalt oma keemilistele omadustele, kuid paljude eranditega.

Nii et ma ei räägi sellest midagi. Minu artikli teema on keemilised valemid. Ja nendega on kõik suhteliselt lihtne.
Anorgaanilises keemias kõige sagedamini kasutatavad on ratsionaalsed valemid. Ja nüüd mõtleme välja, kuidas need erinevad meile juba tuttavatest.

Esiteks tutvume teise elemendiga - kaltsiumiga. See on ka väga levinud ese.
See on määratud Ca ja selle valents on kaks. Vaatame, milliseid ühendeid see meile teadaoleva süsiniku, hapniku ja vesinikuga moodustab.

Aine	Struktuurivalem	ratsionaalne valem	Brutovalem
kaltsiumoksiid	Ca=O	CaO
kaltsiumhüdroksiid	H-O-Ca-O-H	Ca(OH)2
Kaltsiumkarbonaat	$kalle(45)Ca`/O\C|O`|/O`\#1	CaCO3
Kaltsiumvesinikkarbonaat	HO/`|O|\O/Ca\O/`|O|\OH	Ca(HCO3)2
Süsinikhape	H|O\C|O`|/O`|H	H2CO3

Esmapilgul on näha, et ratsionaalne valem on midagi struktuuri- ja brutovalemi vahepealset. Kuid siiani pole väga selge, kuidas need saadakse. Nende valemite tähenduse mõistmiseks peate arvestama keemiliste reaktsioonidega, milles ained osalevad.

Kaltsium oma puhtaimal kujul on pehme valge metall. Looduses seda ei esine. Kuid seda on täiesti võimalik osta keemiapoest. Tavaliselt hoitakse seda spetsiaalsetes purkides ilma õhu juurdepääsuta. Kuna see reageerib õhus oleva hapnikuga. Tegelikult seepärast seda looduses ei esine.
Niisiis, kaltsiumi reaktsioon hapnikuga:

2Ca + O2 -> 2CaO

Arv 2 enne aine valemit tähendab, et reaktsioonis osaleb 2 molekuli.
Kaltsiumoksiid moodustub kaltsiumist ja hapnikust. Seda ainet ei esine ka looduses, kuna see reageerib veega:

CaO + H2O -> Ca(OH2)

Selgub, kaltsiumhüdroksiid. Kui vaatate tähelepanelikult selle struktuurivalemit (eelmises tabelis), näete, et selle moodustavad üks kaltsiumi aatom ja kaks hüdroksüülrühma, millega oleme juba tuttavad.
Need on keemiaseadused: kui hüdroksüülrühm on seotud orgaanilise ainega, saadakse alkohol, ja kui metalli külge, siis hüdroksiid.

Kuid kaltsiumhüdroksiidi ei leidu looduses süsinikdioksiidi sisalduse tõttu õhus. Ma arvan, et kõik on sellest gaasist kuulnud. See tekib inimeste ja loomade hingamisel, söe ja naftasaaduste põlemisel, tulekahjude ja vulkaanipursete ajal. Seetõttu on see alati õhus olemas. Kuid see lahustub ka vees üsna hästi, moodustades süsihappe:

CO2 + H2O<=>H2CO3

Sign<=>näitab, et reaktsioon võib samadel tingimustel kulgeda mõlemas suunas.

Seega reageerib vees lahustunud kaltsiumhüdroksiid süsihappega ja muutub halvasti lahustuvaks kaltsiumkarbonaadiks:

Ca(OH)2 + H2CO3 -> CaCO3"|v" + 2H2O

Allanool tähendab, et aine sadestub reaktsiooni tulemusena.
Kaltsiumkarbonaadi edasisel kokkupuutel süsinikdioksiidiga vee juuresolekul toimub pöörduv reaktsioon, mille käigus moodustub happesool - kaltsiumvesinikkarbonaat, mis lahustub vees hästi.

CaCO3 + CO2 + H2O<=>Ca(HCO3)2

See protsess mõjutab vee karedust. Temperatuuri tõustes muutub bikarbonaat tagasi karbonaadiks. Seetõttu tekib kareda veega piirkondades veekeetjatesse katlakivi.

Kriit, lubjakivi, marmor, tuff ja paljud teised mineraalid koosnevad suures osas kaltsiumkarbonaadist. Seda leidub ka korallides, molluskite kestades, loomaluudes jne...
Kuid kui kaltsiumkarbonaati kuumutada väga kõrgel kuumusel, muutub see kaltsiumoksiidiks ja süsinikdioksiidiks.

See lühijutt kaltsiumitsüklist looduses peaks selgitama, miks on vaja ratsionaalseid valemeid. Seega on ratsionaalsed valemid kirjutatud nii, et funktsionaalrühmad oleksid nähtavad. Meie puhul on see:

Lisaks on üksikud elemendid - Ca, H, O (oksiidides) - ka iseseisvad rühmad.

ioonid

Ma arvan, et on aeg ioonidega tutvust teha. See sõna on ilmselt kõigile tuttav. Ja pärast funktsionaalrühmade uurimist ei maksa meile midagi, et välja selgitada, mis need ioonid on.

Üldiselt on keemiliste sidemete olemus see, et mõned elemendid loovutavad elektrone, teised aga võtavad neid vastu. Elektronid on negatiivse laenguga osakesed. Täieliku elektronide komplektiga elemendil on null laeng. Kui ta andis elektroni, muutub selle laeng positiivseks ja kui ta selle vastu võttis, muutub see negatiivseks. Näiteks vesinikul on ainult üks elektron, mille ta üsna kergesti loobub, muutudes positiivseks iooniks. Selleks on keemilistes valemites spetsiaalne rekord:

H2O<=>H^+ + OH^-

Siin näeme seda selle tulemusena elektrolüütiline dissotsiatsioon vesi laguneb positiivselt laetud vesinikuiooniks ja negatiivselt laetud OH rühmaks. OH^-iooni nimetatakse hüdroksiidi ioon. Seda ei tohiks segi ajada hüdroksüülrühmaga, mis ei ole ioon, vaid osa molekulist. Paremas ülanurgas olev + või - märk näitab iooni laengut.
Kuid süsihapet ei eksisteeri kunagi iseseisva ainena. Tegelikult on see vesinikuioonide ja karbonaadioonide (või vesinikkarbonaadiioonide) segu:

H2CO3 = H^+ + HCO3^-<=>2H^+ + CO3^2-

Karbonaadi iooni laeng on 2-. See tähendab, et sellega on liitunud kaks elektroni.

Negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonid. Tavaliselt sisaldavad need happelisi jääke.
Positiivselt laetud ioonid katioonid. Enamasti on see vesinik ja metallid.

Ja siin saate ilmselt täielikult aru ratsionaalsete valemite tähendusest. Neisse kirjutatakse kõigepealt katioon ja seejärel anioon. Isegi kui valem ei sisalda mingeid tasusid.

Tõenäoliselt arvate juba, et ioone saab kirjeldada mitte ainult ratsionaalsete valemitega. Siin on vesinikkarbonaadi aniooni skeleti valem:

Siin on laeng näidatud otse hapnikuaatomi kõrval, mis sai lisaelektroni ja kaotas seetõttu ühe rea. Lihtsamalt öeldes vähendab iga lisaelektron struktuurivalemis kujutatud keemiliste sidemete arvu. Teisest küljest, kui struktuurivalemi mõnel sõlmel on + märk, siis on sellel täiendav võlukepp. Nagu alati, tuleb seda fakti näitega demonstreerida. Kuid meile tuttavate ainete hulgas pole ainsatki katiooni, mis koosneks mitmest aatomist.
Ja selline aine on ammoniaak. Selle vesilahust nimetatakse sageli ammoniaak ja see on osa igast esmaabikomplektist. Ammoniaak on vesiniku ja lämmastiku ühend ning selle ratsionaalne valem on NH3. Mõelge keemilisele reaktsioonile, mis tekib ammoniaagi vees lahustamisel:

NH3 + H2O<=>NH4^+ + OH^-

Sama, kuid kasutades struktuurivalemeid:

H|N<`/H>\H + H-O-H<=>H|N^+<_(A75,w+)H><_(A15,d+)H>`/H + O`^-# -H

Paremal küljel näeme kahte iooni. Need tekkisid selle tulemusena, et üks vesinikuaatom liikus veemolekulist ammoniaagi molekuli. Kuid see aatom liikus ilma elektronita. Anioon on meile juba tuttav – see on hüdroksiidioon. Ja katiooni nimetatakse ammoonium. Sellel on metallidele sarnased omadused. Näiteks võib see ühineda happejäägiga. Ainet, mis moodustub ammooniumi ja karbonaataniooni kombineerimisel, nimetatakse ammooniumkarbonaadiks: (NH4)2CO3.
Siin on ammooniumi ja karbonaadi aniooni vastastikmõju reaktsioonivõrrand, mis on kirjutatud struktuurivalemite kujul:

2H|N^+<`/H><_(A75,w+)H>_(A15,d+)H + O^-\C|O`|/O^-<=>H|N^+<`/H><_(A75,w+)H>_(A15,d+)H`|0O^-\C|O`|/O^-|0H_(A-15,d-)N^+<_(A105,w+)H><\H>`|H

Kuid sellisel kujul on reaktsioonivõrrand esitatud demonstreerimise eesmärgil. Tavaliselt kasutavad võrrandid ratsionaalseid valemeid:

2NH4^+ + CO3^2-<=>(NH4)2CO3

Mäe süsteem

Seega võime eeldada, et oleme struktuuri- ja ratsionaalseid valemeid juba uurinud. Kuid on veel üks küsimus, mida tasub üksikasjalikumalt kaaluda. Mis vahe on jämedate valemite ja ratsionaalsete valemite vahel?
Me teame, miks süsihappe ratsionaalne valem on kirjutatud H2CO3 ja mitte teisiti. (Esiteks on kaks vesiniku katiooni, millele järgneb karbonaadi anioon.) Aga miks on brutovalemiks kirjutatud CH2O3?

Põhimõtteliselt võib süsihappe ratsionaalset valemit pidada tõeliseks valemiks, kuna selles pole korduvaid elemente. Erinevalt NH4OH-st või Ca(OH)2-st.
Kuid brutovalemite puhul rakendatakse sageli lisareeglit, mis määrab elementide järjekorra. Reegel on üsna lihtne: asetage kõigepealt süsinik, seejärel vesinik ja seejärel ülejäänud elemendid tähestikulises järjekorras.
Seega tuleb välja CH2O3 – süsinik, vesinik, hapnik. Seda nimetatakse Hilli süsteemiks. Seda kasutatakse peaaegu kõigis keemilistes teatmeteostes. Ja ka selles artiklis.

Natuke easyChem süsteemist

Kokkuvõtte asemel tahaksin rääkida easyChemi süsteemist. See on loodud nii, et kõiki siin käsitletud valemeid saab hõlpsasti teksti sisestada. Tegelikult on kõik selle artikli valemid koostatud EasyChemi abil.

Miks me vajame valemite tuletamiseks mingit süsteemi? Asi on selles, et tavaline viis Interneti-brauserites teabe kuvamiseks on hüperteksti märgistuskeel (HTML). See on keskendunud tekstitöötlusele.

Ratsionaalseid ja jämedaid valemeid saab kujutada teksti abil. Isegi mõningaid lihtsustatud struktuurivalemeid saab kirjutada ka tekstiga, näiteks alkohol CH3-CH2-OH. Kuigi selleks peaksite HTML-is kasutama seda tähistust: CH ₃-CH ₂- Oh.
See tekitab muidugi raskusi, kuid võite nendega leppida. Kuidas aga kujutada struktuurivalemit? Põhimõtteliselt saab kasutada ühekohalist fonti:

H H | | H-C-C-O-H | | H H See ei näe kindlasti väga kena välja, kuid see on ka teostatav.

Tõeline probleem tekib siis, kui püütakse kujutada benseenirõngaid ja kasutada skeletivalemeid. Pole muud võimalust kui bitmap ühendada. Rastrid salvestatakse eraldi failidesse. Brauserid võivad sisaldada gif-, png- või jpeg-pilte.
Selliste failide loomiseks on vaja graafilist redaktorit. Näiteks Photoshop. Aga Photoshopiga olen tuttav juba üle 10 aasta ja võin kindlalt väita, et see sobib väga halvasti keemiliste valemite kujutamiseks.
Molekulaarsed toimetajad saavad selle ülesandega palju paremini hakkama. Kuid suure hulga valemitega, millest igaüks on salvestatud eraldi faili, on nendes üsna lihtne segadusse sattuda.
Näiteks selles artiklis on valemite arv . Neid kuvatakse graafiliste kujutiste kujul (ülejäänud HTML-tööriistade abil).

EasyChem võimaldab salvestada kõik valemid otse HTML-dokumendis teksti kujul. Ma arvan, et see on väga mugav.
Lisaks arvutatakse selle artikli brutovalemid automaatselt. Kuna easyChem töötab kahes etapis: esmalt teisendatakse tekstiline kirjeldus infostruktuuriks (graafikuks) ja seejärel saab selle struktuuriga teha erinevaid toiminguid. Nende hulgas võib märkida järgmisi funktsioone: molekulmassi arvutamine, brutovalemiks teisendamine, tekstina, graafika ja tekstina esitamise võimaluse kontrollimine.

Seetõttu kasutasin selle artikli koostamiseks ainult tekstiredaktorit. Pealegi ei pidanud ma mõtlema, milline valemitest on graafiline ja milline tekstiline.

Siin on mõned näited, mis paljastavad artikliteksti ettevalmistamise saladuse: Vasakpoolses veerus olevad kirjeldused teisendatakse automaatselt teise veeru valemiteks.
Esimesel real on ratsionaalse valemi kirjeldus väga sarnane kuvatava tulemusega. Ainus erinevus seisneb selles, et numbrilised koefitsiendid väljastatakse interlineaarsena.
Teisel real on laiendatud valem antud kolme eraldi stringina, mis on eraldatud sümboliga; Arvan, et on lihtne mõista, et tekstikirjeldus sarnaneb paljuski sellega, mida nõutakse pliiatsiga paberile valemi joonistamiseks.
Kolmas rida demonstreerib kaldjoonte kasutamist, kasutades märke \ ja /. ` (tagasimärk) tähendab, et joon tõmmatakse paremalt vasakule (või alt üles).

Siin on palju üksikasjalikum dokumentatsioon easyChem süsteemi kasutamise kohta.

Sellega seoses lubage mul artikkel lõpetada ja soovida teile õnne keemia õppimisel.

Artiklis kasutatud terminite selgitav lühisõnastik

Süsivesinikud Ained, mis koosnevad süsinikust ja vesinikust. Need erinevad üksteisest molekulide struktuuri poolest. Struktuurivalemid on skemaatilised molekulide esitused, kus aatomid on tähistatud ladina tähtedega ja keemilised sidemed on kriipsud. Struktuurivalemid on laiendatud, lihtsustatud ja skeletipõhised. Laiendatud struktuurivalemid - sellised struktuurivalemid, kus iga aatom on kujutatud eraldi sõlmena. Lihtsustatud struktuurivalemid on sellised struktuurivalemid, kus vesinikuaatomid on kirjutatud elemendi juurde, millega nad on seotud. Ja kui ühe aatomi külge on seotud rohkem kui üks vesinik, siis kirjutatakse kogus arvuna. Võib ka öelda, et rühmad toimivad lihtsustatud valemites sõlmedena. Skeletivalemid on struktuurivalemid, kus süsinikuaatomid on näidatud tühjade sõlmedena. Iga süsinikuaatomiga seotud vesinikuaatomite arv on 4 miinus kohas koonduvate sidemete arv. Süsinikuvabade sõlmede puhul kehtivad lihtsustatud valemite reeglid. Brutovalem (aka tõsi valem) - kõigi molekuli moodustavate keemiliste elementide loend, mis näitab aatomite arvu arvuna (kui aatom on üks, siis ühikut ei kirjutata) Hilli süsteem - reegel, mis määrab aatomite järjekord brutovalemis: kõigepealt on süsinik, seejärel vesinik ja siis ülejäänud elemendid tähestikulises järjekorras. Seda süsteemi kasutatakse väga sageli. Ja kõik selle artikli brutovalemid on kirjutatud Hilli süsteemi järgi. Funktsionaalsed rühmad Stabiilsed aatomite kombinatsioonid, mis säilivad keemiliste reaktsioonide käigus. Sageli on funktsionaalrühmadel oma nimed, need mõjutavad aine keemilisi omadusi ja teaduslikku nimetust.