Compilazione di formule chimiche per composti di due elementi chimici nei casi in cui esiste una sola valenza stechiometrica per ogni elemento.

Algoritmo di azione	Elaborazione della formula chimica dell'ossido di alluminio
Istituzione (dal nome del composto) dei simboli chimici degli elementi
Determinazione della valenza degli atomi degli elementi
Indicando il rapporto numerico degli atomi in un composto
Elaborazione di una formula	Al 2 DI 3

Compilazione di formule chimiche per composti che esistono in una soluzione acquosa sotto forma di ioni.

Algoritmo di azione	Elaborazione della formula chimica del solfato di alluminio
Istituzione (con il nome del composto) delle formule chimiche degli ioni
Determinazione del numero di cariche ioniche
Calcolo del minimo comune multiplo
Definizione di fattori aggiuntivi
Indicazione del rapporto numerico degli ioni
Specificare gli indici stechiometrici
Elaborazione di una formula	Al 2 (COSÌ 4 ) 3

Scrivere formule chimiche

Esistono le seguenti regole per indicare gli indici stechiometrici e le cariche ioniche nelle formule chimiche.

1. Se l'indice stechiometrico si riferisce ad un gruppo di atomi, i simboli chimici che denotano tale gruppo sono messi tra parentesi:

C 3 H 5 (OH) 3 - la molecola di glicerolo contiene 3 gruppi idrossi;

Ca (NO 3) 2 - l'unità di formula del nitrato di calcio contiene ioni calcio e ioni nitrato in un rapporto di 1: 2.

2. I dati sulla carica di uno ione poliatomico complesso nella formula chimica si riferiscono all'intero ione:

SO 4 2– - ione solfato - ha una doppia carica negativa;

NH 4 + - ione ammonio - ha una singola carica positiva.

3. La formula chimica di uno ione complesso è posta tra parentesi quadre, seguita dalla sua carica; consiste in:

– simbolo chimico dell'atomo centrale;

– formula chimica del ligando tra parentesi;

– pedice indicante il numero di leganti.

4– – ione esacianoferrato(II); in uno ione con quattro cariche negative, sei CN - ligandi (ione cianuro) sono legati all'atomo centrale di Fe II (Fe 2+ catione di ferro).

2+, ione tetraammino-rame(II); in uno ione con due cariche positive, quattro ligandi NH 3 (molecola di ammoniaca) sono legati all'atomo di rame centrale (ione Cu 2+).

4. La formula chimica dell'acqua negli idrati e negli idrati cristallini è separata da un punto dalla formula chimica della sostanza principale.

CuSO 4 5H 2 O - solfato di rame (II) pentaidrato (solfato di rame).

Classificazione delle sostanze inorganiche e loro proprietà

Tutte le sostanze inorganiche si dividono in semplici e complesse.

Le sostanze semplici si dividono in metalli, non metalli e gas inerti.

Le classi più importanti di sostanze inorganiche complesse sono: ossidi, basi, acidi, idrossidi anfoteri, sali.

ossidi sono composti di due elementi, uno dei quali è l'ossigeno. Formula generale degli ossidi:

e m o n

dov'è m il numero di atomi dell'elemento E;

n è il numero di atomi di ossigeno.

Esempi di ossidi: K 2 O, CaO, SO 2, P 2 O 5

Fondamenti - si tratta di sostanze complesse, le cui molecole sono costituite da un atomo di metallo e uno o più gruppi idrossido - OH. Formula generale per le basi:

Me(È LUI) y

dove sei – il numero di gruppi idrossido uguale alla valenza del metallo (Me).

Esempi di basi: NaOH, Ca (OH) 2, Co (OH) 3

acidi - si tratta di sostanze complesse contenenti atomi di idrogeno, che possono essere sostituiti da atomi di metallo.

Formula generale degli acidi

h X asso a

dove Ac è un residuo acido (dall'inglese, acido – acido);

X – il numero di atomi di idrogeno uguale alla valenza del residuo acido.

Esempi di acidi: HC1, HNO 3, H 2 SO 4, H 3 PO 4

Idrossidi anfoteri - Si tratta di sostanze complesse che hanno le proprietà degli acidi e le proprietà delle basi. Pertanto, le formule degli idrossidi anfoteri possono essere scritte sotto forma di basi e sotto forma di acidi. Esempi di idrossidi anfoteri:

Zn (OH) 2 \u003d H 2 ZnO 2

Al(OH) 3 = H 3 AlO 3

modulo

basi acide

sale - si tratta di sostanze complesse che sono prodotti della sostituzione di atomi di idrogeno in molecole acide con atomi di metallo o prodotti della sostituzione di gruppi idrossidi in molecole base con residui acidi. Per esempio:

La composizione dei sali normali è espressa dalla formula generale:

Me X (Corrente alternata) a

dove x - numero di atomi di metallo; a - numero di residui acidi.

Esempi di sali: K 3 PO 4 ; Mg SO 4 ; Al 2 (SO) 3 ; FeCl3.

ossidi

Ad esempio: CO - monossido di carbonio (II) - (leggi: "monossido di carbonio due"); CO 2 - monossido di carbonio (IV); Fe 2 O 3 - ossido di ferro (III).

Se l'elemento ha una valenza costante, non è indicato nel nome dell'ossido. Ad esempio: Na 2 O - ossido di sodio; Al 2 O 3 - ossido di alluminio.

Classificazione

Tutti gli ossidi si dividono in salini e non salini (o indifferenti).

Ossidi non salini (indifferenti). sono ossidi che non formano sali quando interagiscono con acidi e basi. Ce ne sono pochi. Ricorda i quattro ossidi non salini: CO, SiO, N 2 O, NO.

Ossidi salini sono ossidi che formano sali quando reagiscono con acidi o basi. Per esempio:

Na 2 O + 2HC1 \u003d 2NaCl + H 2 O

sale acido ossido

Alcuni ossidi non interagiscono con l'acqua, ma corrispondono a idrossidi, che possono essere ottenuti indirettamente (indirettamente). A seconda della natura degli idrossidi corrispondenti, tutti gli ossidi salini sono divisi in tre tipi: basici, acidi, anfoteri.

Ossidi basici sono ossidi i cui idrati sono basi. Per esempio:

Ossidi basici		Fondamenti

Tutti gli ossidi basici sono ossidi metallici.

Ossidi acidi sono ossidi i cui idrati sono acidi. Per esempio:

Ossidi acidi

La maggior parte degli ossidi acidi sono ossidi non metallici. Gli ossidi acidi sono anche ossidi di alcuni metalli ad alta valenza. Per esempio: ,

Ossidi anfoteri sono ossidi, che corrispondono a idrossidi anfoteri.

Tutti gli ossidi anfoteri sono ossidi metallici.

Di conseguenza, non metalli solo forma ossidi acidi; metalli formare tutto principale, tutti anfotero e alcuni acido ossidi.

Tutti gli ossidi metalli monovalenti(Na 2 O, K 2 O, Cu 2 O, ecc.) sono di base. La maggior parte degli ossidi metalli bivalenti(CaO, BaO, FeO, ecc.) sono anche di base. Eccezioni: BeO, ZnO, PbO, SnO che sono anfoteri. La maggior parte degli ossidi tre- e metalli tetravalenti sono anfoteri: ,,,, ecc. Ossidi di metallo con valenza V, VI, VII .sono acidi: ,,ecc.

I metalli a valenza variabile possono formare ossidi di tutti e tre i tipi.

Ad esempio: CrO - ossido basico, Cr 2 O 3 - ossido anfotero, CrO 3 - ossido acido.

Formule grafiche

In una molecola di ossido, un atomo di metallo è direttamente connesso ad atomi di ossigeno.

La formula chimica riflette la composizione di una sostanza. Ad esempio, H 2 O - due atomi di idrogeno sono collegati a un atomo di ossigeno. Le formule chimiche contengono anche alcune informazioni sulla struttura della sostanza: ad esempio Fe (OH) 3, Al 2 (SO 4) 3 - queste formule indicano alcuni gruppi stabili (OH, SO 4) che fanno parte della sostanza - il suo unità di molecola o formula.

Formula molecolare indica il numero di atomi di ciascun elemento nella molecola. Una formula molecolare descrive sostanze con una struttura molecolare (gas, liquidi e alcuni solidi). La composizione di una sostanza con una struttura atomica o ionica può essere descritta solo da un'unità di formula.

unità di formula indica il rapporto più semplice tra il numero di atomi di elementi diversi in una sostanza. Ad esempio, l'unità della formula del benzene è CH, la formula molecolare è C 6 H 6.

Formula strutturale (grafica). indica l'ordine di connessione degli atomi in una molecola e in un'unità di formula e il numero di legami tra gli atomi.

Valenza

L'ortografia corretta di tali formule si basa sull'idea di valenza(valentia - forza) come capacità di un atomo di un dato elemento di attaccare a sé un certo numero di altri atomi. Nella chimica moderna si considerano tre tipi di valenza: stechiometrica, elettronica e strutturale.

Valenza stechiometrica elemento chimico - è il numero di equivalenti che un dato atomo può attribuire a se stesso, oppure è il numero di equivalenti nell'atomo. Gli equivalenti sono determinati dal numero di atomi di idrogeno attaccati o sostituiti, quindi la valenza stechiometrica è uguale al numero di atomi di idrogeno con cui interagisce un dato atomo. Ma non tutti gli elementi interagiscono con l'idrogeno e quasi tutto interagisce con l'ossigeno, quindi la valenza stechiometrica può essere definita come il doppio del numero di atomi di ossigeno attaccati.

Ad esempio, la valenza stechiometrica dello zolfo nell'idrogeno solforato H 2 S è 2, nell'ossido SO 2 - 4, nell'ossido SO 3 -6.

Quando si determina la valenza stechiometrica di un elemento secondo la formula di un composto binario, si dovrebbe essere guidati dalla regola: la valenza totale di tutti gli atomi di un elemento deve essere uguale alla valenza totale di tutti gli atomi di un altro elemento.

Conoscendo la valenza degli elementi e questa regola, è possibile comporre la formula chimica del composto. Quando si compilano le formule, è necessario osservare la seguente procedura.

1. Scrivi, in ordine crescente di elettronegatività, i simboli chimici degli elementi che compongono il composto, ad esempio:

2. Sopra i simboli degli elementi chimici annotare la loro valenza (è consuetudine indicarla con numeri romani):

I II III I III II

3. Utilizzando la regola di cui sopra, determinare il minimo comune multiplo dei numeri che esprimono la valenza stechiometrica di entrambi gli elementi (2, 3 e 6, rispettivamente).

4) Dividendo il minimo comune multiplo per la valenza dell'elemento corrispondente, trova il numero di atomi nella formula dei composti:

I II III I III II

K 2 O AlCl 3 Al 2 O 3

Esempio 15 Scrivi la formula per l'ossido di cloro, sapendo che il cloro in esso contenuto è eptavalente e l'ossigeno è bivalente.

Soluzione. Troviamo il più piccolo multiplo dei numeri 2 e 7 - è uguale a 14. Dividendo il minimo comune multiplo per la valenza stechiometrica dell'elemento corrispondente, troviamo il numero di atomi: cloro 14 : 7=2, ossigeno 14 : 2=7. Pertanto, la formula dell'ossido è Cl 2 O 7.

Stato di ossidazione caratterizza anche la composizione della sostanza ed è uguale alla valenza stechiometrica con un segno più (per un metallo o un elemento più elettropositivo in una molecola) o meno.

1. Nelle sostanze semplici, lo stato di ossidazione degli elementi è zero.

2. Lo stato di ossidazione del fluoro in tutti i composti è -1. Anche i restanti alogeni (cloro, bromo, iodio) con metalli, idrogeno e altri elementi più elettropositivi hanno uno stato di ossidazione di -1, ma in combinazione con elementi più elettronegativi hanno stati di ossidazione positivi.

3. L'ossigeno nei composti ha uno stato di ossidazione di -2; le eccezioni sono il perossido di idrogeno H 2 O 2 e i suoi derivati ​​(Na 2 O 2, BaO 2, ecc., in cui l'ossigeno ha uno stato di ossidazione di -1, così come il fluoruro di ossigeno DI 2, in cui lo stato di ossidazione dell'ossigeno è +2.

4. Gli elementi alcalini (Li, Na, K, ecc.) e gli elementi del sottogruppo principale del secondo gruppo del sistema periodico (Be, Mg, Ca, ecc.) hanno sempre uno stato di ossidazione pari al numero del gruppo, che è, rispettivamente, +1 e +2.

5. Tutti gli elementi del terzo gruppo, ad eccezione del tallio, hanno uno stato di ossidazione costante uguale al numero del gruppo, cioè +3.

6. Il più alto stato di ossidazione di un elemento è uguale al numero di gruppo del sistema periodico e il più basso è la differenza: il numero di gruppo è 8. Ad esempio, il più alto stato di ossidazione dell'azoto (si trova nel quinto gruppo) è +5 (in acido nitrico e suoi sali) e il più basso è -3 (in ammoniaca e sali di ammonio).

7. Gli stati di ossidazione degli elementi nel composto si compensano a vicenda in modo che la loro somma per tutti gli atomi in una molecola o in un'unità di formula neutra sia zero e per uno ione - la sua carica.

Queste regole possono essere utilizzate per determinare lo stato di ossidazione sconosciuto di un elemento in un composto, se sono noti gli stati di ossidazione del resto, e per formulare composti multi-elemento.

Esempio 16 Determinare lo stato di ossidazione del cromo nel sale K 2 CrO 4 e nello ione Cr 2 O 7 2 -.

Soluzione. Lo stato di ossidazione del potassio è +1 (regola 4) e dell'ossigeno -2 (regola 3). Lo stato di ossidazione del cromo è indicato con X. Per l'unità di formula K 2 CrO 4 abbiamo:

2∙(+1) + X + 4∙(-2) = 0,

quindi lo stato di ossidazione del cromo è X = +6.

Per lo ione Cr 2 O 7 2 - abbiamo: 2∙X + 7∙(-2) = -2, X = +6.

Vediamo che lo stato di ossidazione del cromo è lo stesso in entrambi i casi.

Esempio 17. Determinare lo stato di ossidazione del fosforo nei composti P 2 O 3 e PH 3.

Soluzione. Nel composto P 2 O 3 lo stato di ossidazione dell'ossigeno è -2. In base al fatto che la somma algebrica degli stati di ossidazione della molecola dovrebbe essere uguale a zero, troviamo lo stato di ossidazione del fosforo: 2∙X + 3∙(-2) = 0, quindi X = +3.

Nel composto PH 3, lo stato di ossidazione dell'idrogeno è +1, quindi X + 3 ∙ (+1) \u003d 0, X \u003d -3.

Esempio 18. Scrivi le formule degli ossidi ottenibili per decomposizione termica dei seguenti idrossidi (basi e acidi): Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 , H 2 SiO 3 , H 3 AsO 4 , H 2 WO 4 .

Soluzione. Fe (OH) 3 - la carica dello ione idrossido è -1, quindi lo stato di ossidazione del ferro è +3 e la formula dell'ossido corrispondente è Fe 2 O 3.

Cu (OH) 2 - poiché ci sono due ioni idrossido, la cui carica totale è -2, lo stato di ossidazione del rame è +2 e la formula dell'ossido è CuO.

H2SiO3. Lo stato di ossidazione dell'idrogeno è +1, ossigeno -2, silicio - X. Equazione algebrica: 2 ∙ (+1) + X + 3 ∙ (-2) \u003d 0. X \u003d +4. La formula dell'ossido è SiO 2.

H 3 AsO 4 - il grado di ossidazione dell'arsenico nell'acido è calcolato dall'equazione:

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

Pertanto, la formula dell'ossido è As 2 O 5.

H2WO4. Lo stato di ossidazione del tungsteno, calcolato allo stesso modo (verifica!) è +6. Pertanto, la formula dell'ossido corrispondente è WO 3 .

Gli elementi chimici si dividono in elementi di valenza costante e variabile; di conseguenza, i primi hanno un grado di ossidazione costante in qualsiasi composto e i secondi ne hanno uno diverso, che dipende dalla composizione del composto /

Considera come, utilizzando il sistema periodico di D.I. Mendeleev, è possibile determinare gli stati di ossidazione degli elementi.

Per stati di ossidazione stabili degli elementi sottogruppi principali si osservano le seguenti regolarità.

1. Gli elementi dei gruppi I-III hanno gli unici stati di ossidazione: positivi e uguali in grandezza ai numeri dei gruppi, ad eccezione del tallio, che ha stati di ossidazione +1 e +3.

2. Gli elementi dei gruppi IV-VI, oltre al massimo stato di ossidazione positivo corrispondente al numero del gruppo, e negativo, pari alla differenza tra il numero 8 e il numero del gruppo, esistono anche stati di ossidazione intermedi, solitamente diversi per 2 unità. Per il gruppo IV, gli stati di ossidazione sono +4, +2, -4, -2; per il gruppo V +5, +3, -3, -1; per VI gruppo - +6, +4, -2.

3. Gli elementi del gruppo VII hanno tutti gli stati di ossidazione da +7 a -1, che differiscono di due unità, cioè +7,+5, +3, +1 e -1. Ma in questo gruppo (alogeni) viene rilasciato fluoro, che non ha stati di ossidazione positivi e nei composti con altri elementi esiste solo in uno stato di ossidazione -1.

Nota. Esistono diversi composti instabili di cloro, bromo e iodio con stati di ossidazione uniformi +2, +4 e +6 (ClO, ClO 2 , ClO 3 e altri).

Elementi sottogruppi laterali non esiste una semplice relazione tra stati di ossidazione stabili e numero di gruppo. Per gli elementi più comuni degli elementi dei sottogruppi secondari vanno semplicemente ricordati gli stati di ossidazione stabili. Questi elementi includono: cromo Cr (+3 e +6), manganese Mn (+7, +6, +4 e +2), ferro Fe, cobalto Co e nichel Ni (+3 e +2), rame Cu (+ 2 e +1), argento Ag (+1), oro Au (+3 e +1), zinco Zn e cadmio Cd (+2), mercurio Hg (+2 e +1).

Per elaborare formule per composti a tre e più elementi, è necessario conoscere gli stati di ossidazione di tutti gli elementi. In questo caso, il numero di atomi dell'elemento nella formula è determinato dalla condizione che la somma degli stati di ossidazione di tutti gli atomi sia uguale a zero (in un'unità di formula) o carica (in uno ione). Ad esempio, se è noto che nell'unità di formula ci sono atomi di K, Cr e O con stati di ossidazione pari rispettivamente a +1, +6 e -2, allora questa condizione sarà soddisfatta dalle formule K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , K 2 Cr 3 O 10 e molti altri; analogamente a questo ione con una carica di -2, contenente Cr +6 e O - 2, le formule CrO 4 2 -, Cr 2 O 7 2 -, Cr 3 O 10 2 - , Cr 4 O 13 2 -, ecc. corrisponderà.

valenza elettronica elemento è uguale al numero di legami chimici formati da un atomo di questo elemento.

Nella maggior parte dei composti, la valenza elettronica degli elementi è uguale a quella stechiometrica. Ma ci sono molte eccezioni. Ad esempio, nel perossido di idrogeno H 2 O 2, la valenza stechiometrica dell'ossigeno è uno (un atomo di idrogeno per atomo di ossigeno) e quella elettronica è due, che segue dalla formula strutturale, che mostra i legami chimici degli atomi: H –O–O–H . La discrepanza tra i valori delle valenze stechiometriche ed elettroniche è spiegata in questo caso dal fatto che gli atomi di ossigeno sono legati non solo agli atomi di idrogeno, ma anche tra loro.

Quindi, ci sono composti chimici in cui le valenze stechiometriche ed elettroniche non corrispondono. Questi includono, ad esempio, composti complessi.

valenza strutturale (coordinamento), oppure il numero di coordinazione è determinato dal numero di atomi vicini. Ad esempio, nella molecola SO 3, lo zolfo ha 3 atomi di ossigeno vicini e una valenza strutturale e un numero di coordinazione di 3, mentre la valenza stechiometrica è 6.

Le valenze elettroniche e di coordinazione sono discusse più dettagliatamente nei capitoli "Legame chimico" e "Composti complessi".

Parole chiave: Chimica 8° grado. Tutte le formule e definizioni, simboli di grandezze fisiche, unità di misura, prefissi per designare unità di misura, relazioni tra unità, formule chimiche, definizioni di base, in breve, tabelle, diagrammi.

1. Simboli, nomi e unità di misura
alcune grandezze fisiche usate in chimica

Quantità fisica	Designazione	unità di misura
Volta	T	da
Pressione	P	Pa, kPa
Ammontare della sostanza	ν	Talpa
Massa di materia	m	kg, g
Frazione di massa	ω	Senza dimensione
Massa molare	m	kg/mol, g/mol
Volume molare	V n	m 3 / mol, l / mol
Volume di materia	V	m 3, l
Frazione di volume		Senza dimensione
Massa atomica relativa	A r	Senza dimensione
	Sig	Senza dimensione
Densità relativa del gas A rispetto al gas B	D B (A)	Senza dimensione
Densità della materia	R	kg/m3, g/cm3, g/ml
Costante di Avogadro	N / A	1/mol
Temperatura assoluta	T	K (Kelvin)
Temperatura Celsius	T	°С (gradi Celsius)
Effetto termico di una reazione chimica	Q	kJ/mol

2. Relazioni tra unità di grandezze fisiche

3. Formule chimiche di grado 8

4. Definizioni di base nel grado 8

• Atomo- la più piccola particella chimicamente indivisibile di una sostanza.
• Elemento chimico un certo tipo di atomo.
• Molecola- la particella più piccola di una sostanza che conserva la sua composizione e proprietà chimiche ed è costituita da atomi.
• Sostanze semplici Sostanze le cui molecole sono costituite da atomi dello stesso tipo.
• Sostanze complesse Sostanze le cui molecole sono costituite da diversi tipi di atomi.
• La composizione qualitativa della sostanza mostra di quali atomi è composto.
• La composizione quantitativa della sostanza mostra il numero di atomi di ciascun elemento nella sua composizione.
• Formula chimica- registrazione condizionale della composizione qualitativa e quantitativa di una sostanza mediante simboli e indici chimici.
• Unità di massa atomica(amu) - un'unità di misura della massa di un atomo, pari alla massa di 1/12 di un atomo di carbonio 12 C.
• Talpa- la quantità di una sostanza che contiene un numero di particelle pari al numero di atomi in 0,012 kg di carbonio 12 C.
• Costante di Avogadro (N / A \u003d 6 * 10 23 mol -1) - il numero di particelle contenute in una mole.
• Massa molare di una sostanza (m ) è la massa di una sostanza assunta in una quantità di 1 mol.
• Massa atomica relativa elemento MA R - il rapporto tra la massa di un atomo di un dato elemento m 0 e 1/12 della massa di un atomo di carbonio 12 C.
• Peso molecolare relativo sostanze m R - il rapporto tra la massa di una molecola di una data sostanza e 1/12 della massa di un atomo di carbonio 12 C. La massa molecolare relativa è uguale alla somma delle masse atomiche relative degli elementi chimici che formano il composto, tenendo conto del numero di atomi di questo elemento.
• Frazione di massa elemento chimico ω(X) mostra quale parte del peso molecolare relativo della sostanza X è rappresentato da questo elemento.

STUDI ATOMICO-MOLECOLARI
1. Esistono sostanze a struttura molecolare e non molecolare.
2. Esistono degli spazi tra le molecole, le cui dimensioni dipendono dallo stato di aggregazione della sostanza e dalla temperatura.
3. Le molecole sono in continuo movimento.
4. Le molecole sono costituite da atomi.
6. Gli atomi sono caratterizzati da una certa massa e dimensione.
Nei fenomeni fisici, le molecole vengono conservate, nei fenomeni chimici, di regola, vengono distrutte. Gli atomi nei fenomeni chimici si riorganizzano, formando molecole di nuove sostanze.

LA LEGGE DELLA COMPOSIZIONE COSTANTE DI UNA SOSTANZA
Ogni sostanza chimicamente pura di struttura molecolare, indipendentemente dal metodo di preparazione, ha una composizione qualitativa e quantitativa costante.

VALENZA
La valenza è la proprietà di un atomo di un elemento chimico di attaccare o sostituire un certo numero di atomi di un altro elemento.

REAZIONE CHIMICA
Una reazione chimica è un processo in cui un'altra sostanza si forma da una sostanza. I reagenti sono sostanze che entrano in una reazione chimica. I prodotti di reazione sono sostanze che si formano a seguito di una reazione.
Segni di reazioni chimiche:
1. Rilascio di calore (luce).
2. Cambio colore.
3. L'aspetto di un odore.
4. Precipitazioni.
5. Rilascio di gas.

• equazione chimica- registrazione di una reazione chimica utilizzando formule chimiche. Mostra quali sostanze e in quale quantità reagiscono e si ottengono come risultato della reazione.

LEGGE DI CONSERVAZIONE DELLA MASSA
La massa delle sostanze che sono entrate in una reazione chimica è uguale alla massa delle sostanze formate come risultato della reazione. Come risultato delle reazioni chimiche, gli atomi non scompaiono e non compaiono, ma si verifica il loro riarrangiamento.

Le classi più importanti di sostanze inorganiche

Riassunto della lezione “Chimica Grado 8. Tutte le formule e le definizioni.

Argomento successivo: "".

Chimica- la scienza della composizione, struttura, proprietà e trasformazioni delle sostanze.

Dottrina atomico-molecolare. Le sostanze sono costituite da particelle chimiche (molecole, atomi, ioni), che hanno una struttura complessa e sono costituite da particelle elementari (protoni, neutroni, elettroni).

Atomo- una particella neutra costituita da un nucleo positivo ed elettroni.

Molecola- un gruppo stabile di atomi legati da legami chimici.

Elemento chimico Un tipo di atomo con la stessa carica nucleare. Elemento designato

dove X è il simbolo dell'elemento, Z- il numero di serie dell'elemento nel Sistema periodico degli elementi di D.I. Mendeleev, UN- numero di Massa. Numero di serie Z uguale alla carica del nucleo atomico, al numero di protoni nel nucleo atomico e al numero di elettroni nell'atomo. Numero di Massa UNè uguale alla somma del numero di protoni e neutroni in un atomo. Il numero di neutroni è uguale alla differenza A-Z

isotopi Atomi dello stesso elemento con numeri di massa diversi.

Massa atomica relativa(A r) è il rapporto tra la massa media di un atomo di un elemento di composizione isotopica naturale e 1/12 della massa di un atomo dell'isotopo di carbonio 12 C.

Peso molecolare relativo(M r) - il rapporto tra la massa media di una molecola di una sostanza di composizione isotopica naturale e 1/12 della massa di un atomo dell'isotopo di carbonio 12 C.

Unità di massa atomica(a.u.m) - 1/12 parte della massa di un atomo dell'isotopo di carbonio 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 anni

Talpa- la quantità di una sostanza contenente tante unità strutturali (atomi, molecole, ioni) quanti sono gli atomi in 0,012 kg dell'isotopo di carbonio 12 C. Talpa- la quantità di una sostanza contenente 6,02 10 23 unità strutturali (atomi, molecole, ioni).

n = N/N A, dove n- quantità di sostanza (mol), nè il numero di particelle, a N / Aè la costante di Avogadro. La quantità di una sostanza può anche essere indicata dal simbolo v.

Costante di Avogadro NA = 6,02 10 23 particelle/mol.

Massa molarem(g / mol) - il rapporto tra la massa di una sostanza m(d) alla quantità di sostanza n(mol):

M = m/n, dove: m = M n e n = m/m.

Volume molare di gasV M(l/mol) – rapporto tra il volume del gas V(l) alla quantità di sostanza di questo gas n(mol). In condizioni normali V M = 22,4 l/mol.

Condizioni normali: temperatura t = 0°C o T = 273 K, pressione p = 1 ATM = 760 mm. rt. Arte. = 101 325 Pa = 101.325 kPa.

V M = V/n, dove: V = V M n e n = V/V M .

Il risultato è una formula generale:

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

Equivalente- una particella reale o condizionale che interagisce con un atomo di idrogeno, o lo sostituisce, o equivalente ad esso in qualche altro modo.

Equivalenti di massa molare M e- il rapporto tra la massa di una sostanza e il numero di equivalenti di questa sostanza: M e = m/n (eq) .

Nelle reazioni di scambio di carica, la massa molare di sostanze equivalenti

con massa molare m uguale a: M e = М/(n ? m).

Nelle reazioni redox, gli equivalenti di massa molare di una sostanza con una massa molare m uguale a: M e = M/n(e), dove n(e)è il numero di elettroni trasferiti.

Legge degli equivalenti– le masse dei reagenti 1 e 2 sono proporzionali alle masse molari dei loro equivalenti. m1/mq= M E1 / M E2, o m 1 / M E1 \u003d m 2 / M E2, o n 1 \u003d n 2, dove m 1 e m2 sono le masse di due sostanze, M E1 e M E2 sono le masse molari degli equivalenti, n 1 e n 2- il numero di equivalenti di queste sostanze.

Per le soluzioni, la legge degli equivalenti può essere scritta nella forma seguente:

c E1 V 1 = c E2 V 2, dove con E1, con E2, V 1 e V2- concentrazioni molari di equivalenti e volumi di soluzioni di queste due sostanze.

Legge combinata del gas: pv = nRT, dove P– pressione (Pa, kPa), V- volume (m 3, l), n- la quantità di sostanza gassosa (mol), T- temperatura (K), T(K) = T(°C) + 273, R- costante, R= 8.314 J / (K? mol), mentre J \u003d Pa m 3 \u003d kPa l.

2. La struttura dell'atomo e la legge periodica

Dualità onda-particella materia - l'idea che ogni oggetto possa avere sia proprietà ondulatorie che corpuscolari. Louis de Broglie ha proposto una formula che collega le proprietà delle onde e delle particelle degli oggetti: ? = h/(mV), dove hè la costante di Planck, ? è la lunghezza d'onda che corrisponde a ciascun corpo con una massa m e velocità v. Sebbene le proprietà delle onde esistano per tutti gli oggetti, possono essere osservate solo per microoggetti che hanno masse dell'ordine della massa di un atomo e di un elettrone.

Principio di incertezza di Heisenberg: ?(mV x) ?x > h/2n o ?V x ?x > h/(2?m), dove mè la massa della particella, Xè la sua coordinata Vx- velocità in direzione X, ?– incertezza, errore di determinazione. Il principio di indeterminazione significa che è impossibile specificare simultaneamente la posizione (coordinata) di X) e velocità (Vx) particelle.

Le particelle con piccole masse (atomi, nuclei, elettroni, molecole) non sono particelle nella comprensione di questo dalla meccanica newtoniana e non possono essere studiate dalla fisica classica. Sono studiati dalla fisica quantistica.

Numero quantico principalen assume i valori 1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7 corrispondenti ai livelli elettronici (strati) K, L, M, N, O, P e Q.

Livello- spazio in cui si trovano gli elettroni con lo stesso numero n. Elettroni di diversi livelli sono spazialmente ed energeticamente separati l'uno dall'altro, poiché il numero n determina l'energia degli elettroni e(più n, più E) e distanza R tra elettroni e nucleo (il più n, più R).

Numero quantico orbitale (laterale, azimutale).l assume valori a seconda del numero n:l= 0, 1,…(n- uno). Ad esempio, se n= 2, quindi l = 0,1; Se n= 3, quindi l = 0, 1, 2. Numero l caratterizza il sottolivello (sottolivello).

sottolivello- lo spazio in cui si trovano gli elettroni con certo n e l. I sottolivelli di questo livello sono designati a seconda del numero l:s- Se l = 0, P- Se l = 1, D- Se l = 2, F- Se l = 3. I sottolivelli di un dato atomo sono designati in base ai numeri n e io, es: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2), ecc. I sottolivelli di un dato livello hanno energie diverse (più io, più E): E s< E < Е А < … e diverse forme degli orbitali che compongono questi sottolivelli: l'orbitale s ha la forma di una palla, P-orbitale ha la forma di un manubrio, ecc.

Numero quantico magneticom 1 caratterizza l'orientamento del momento magnetico orbitale pari a io, nello spazio rispetto al campo magnetico esterno e assume i valori: – l,…-1, 0, 1,…l, cioè totale (2l + 1) valore. Ad esempio, se l = 2, quindi m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

Orbitale(parte di un sottolivello) - lo spazio in cui si trovano gli elettroni (non più di due) con certo n, l, m 1 . Il sottolivello contiene 2l+1 orbitale. Per esempio, D– il sottolivello contiene cinque d-orbitali. Orbitali dello stesso sottolivello con numeri diversi m 1 , hanno la stessa energia.

Numero di spin magneticoSM caratterizza l'orientamento del momento magnetico intrinseco dell'elettrone s, pari a?, rispetto al campo magnetico esterno e assume due valori: +? E _ ?.

Gli elettroni in un atomo occupano livelli, sottolivelli e orbitali secondo le seguenti regole.

La regola di Pauli: Due elettroni in un atomo non possono avere quattro numeri quantici identici. Devono differire di almeno un numero quantico.

Dalla regola di Pauli deriva che un orbitale non può contenere più di due elettroni, un sottolivello non può contenere più di 2(2l + 1) elettroni, un livello non può contenere più di 2n 2 elettroni.

La regola di Klechkovsky: il riempimento dei sottolivelli elettronici avviene in ordine crescente di importo (n+l), e nel caso di pari importo (n+l)- in ordine crescente di numero n.

Forma grafica della regola di Klechkovsky.

Secondo la regola di Klechkovsky, il riempimento dei sottolivelli viene eseguito nel seguente ordine: 1s, 2s, 2p, 3s, Zp, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Sebbene il riempimento dei sottolivelli avvenga secondo la regola di Klechkovsky, nella formula elettronica i sottolivelli sono scritti in sequenza per livelli: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f ecc. Pertanto, la formula elettronica dell'atomo di bromo è scritta come segue: Br (35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Le configurazioni elettroniche di un certo numero di atomi differiscono da quelle previste dalla regola di Klechkovsky. Quindi, per Cr e Cu:

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

Regola di Hund (Gund): il riempimento degli orbitali di un dato sottolivello viene effettuato in modo che lo spin totale sia massimo. Gli orbitali di un dato sottolivello vengono prima riempiti da un elettrone.

Le configurazioni elettroniche degli atomi possono essere scritte per livelli, sottolivelli, orbitali. Ad esempio, la formula elettronica P(15e) può essere scritta:

a) per livelli)2)8)5;

b) per sottolivelli 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

c) da orbitali

Esempi di formule elettroniche di alcuni atomi e ioni:

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

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

3. Legame chimico

3.1. Metodo del legame di valenza

Secondo il metodo dei legami di valenza, il legame tra gli atomi A e B si forma utilizzando una coppia comune di elettroni.

legame covalente. Collegamento donatore-accettore.

La valenza caratterizza la capacità degli atomi di formare legami chimici ed è uguale al numero di legami chimici formati da un atomo. Secondo il metodo dei legami di valenza, la valenza è uguale al numero di coppie di elettroni comuni e, nel caso di un legame covalente, la valenza è uguale al numero di elettroni spaiati al livello esterno di un atomo nel suo terreno o eccitato stati.

Valenza degli atomi

Ad esempio, per carbonio e zolfo:

Saturabilità legame covalente: gli atomi formano un numero limitato di legami pari alla loro valenza.

Ibridazione di orbitali atomici– miscelazione di orbitali atomici (AO) di diversi sottolivelli dell'atomo, i cui elettroni sono coinvolti nella formazione di legami?-equivalenti. L'equivalenza degli orbitali ibridi (HO) spiega l'equivalenza dei legami chimici formati. Ad esempio, nel caso di un atomo di carbonio tetravalente, ce n'è uno 2s– e tre 2p-elettrone. Per spiegare l'equivalenza dei quattro legami? formati dal carbonio nelle molecole CH 4, CF 4, ecc., quello atomico S- e tre R- gli orbitali sono sostituiti da quattro ibridi equivalenti sp 3-orbitali:

Orientamento legame covalente è che si forma nella direzione di massima sovrapposizione degli orbitali che formano una coppia comune di elettroni.

A seconda del tipo di ibridazione, gli orbitali ibridi hanno una certa disposizione spaziale:

sp– lineare, l'angolo tra gli assi degli orbitali è di 180°;

sp 2– triangolare, gli angoli tra gli assi degli orbitali sono 120°;

sp 3– tetraedrico, gli angoli tra gli assi degli orbitali sono 109°;

sp 3 d 1– trigonale-bipiramidale, angoli 90° e 120°;

sp2d1– quadrato, gli angoli tra gli assi degli orbitali sono 90°;

sp 3 d 2– ottaedrico, gli angoli tra gli assi degli orbitali sono 90°.

3.2. Teoria degli orbitali molecolari

Secondo la teoria degli orbitali molecolari, una molecola è composta da nuclei ed elettroni. Nelle molecole, gli elettroni sono negli orbitali molecolari (MO). I MO degli elettroni esterni hanno una struttura complessa e sono considerati come una combinazione lineare degli orbitali esterni degli atomi che compongono la molecola. Il numero di MO formati è uguale al numero di AO che partecipano alla loro formazione. Le energie dei MO possono essere inferiori (MO di legame), uguali (MO di non legame) o superiori (MO di allentamento, anti-legame) rispetto alle energie degli AO che le formano.

Condizioni di interazione JSC

1. AO interagiscono se hanno energie simili.

2. Gli AO interagiscono se si sovrappongono.

3. AO interagiscono se hanno la simmetria appropriata.

Per una molecola biatomica AB (o qualsiasi molecola lineare), la simmetria MO può essere:

Se un dato MO ha un asse di simmetria,

Se un dato MO ha un piano di simmetria,

Se MO ha due piani di simmetria perpendicolari.

La presenza di elettroni sui MO di legame stabilizza il sistema, poiché riduce l'energia della molecola rispetto all'energia degli atomi. La stabilità di una molecola è caratterizzata ordine di connessione n, uguale a: n \u003d (n sv - n res) / 2, dove n sv e n res - il numero di elettroni negli orbitali di legame e allentamento.

Il riempimento di un MO di elettroni avviene secondo le stesse regole del riempimento di un AO in un atomo, ovvero: la regola di Pauli (non possono esserci più di due elettroni su un MO), la regola di Hund (lo spin totale deve essere massimo), ecc.

L'interazione degli atomi 1s-AO del primo periodo (H e He) porta alla formazione di un legame?-MO e un allentamento?*-MO:

Formule elettroniche di molecole, ordini di legame n, energie di legame sperimentali e e distanze intermolecolari R per le molecole biatomiche da atomi del primo periodo sono riportati nella tabella seguente:

Altri atomi del secondo periodo contengono, oltre a 2s-AO, anche 2p x -, 2p y - e 2p z -AO, che possono formare ?- e ?-MO per interazione. Per gli atomi O, F e Ne, le energie di 2s– e 2p-AO sono significativamente diverse e l'interazione tra il 2s-AO di un atomo e il 2p-AO di un altro atomo può essere trascurata, considerando l'interazione tra il 2s-AO di due atomi separatamente dall'interazione del loro 2p-AO. Lo schema MO per le molecole di O 2 , F 2 , Ne 2 ha la seguente forma:

Per gli atomi B, C, N, le energie di 2s– e 2p-AO sono vicine nelle loro energie e il 2s-AO di un atomo interagisce con il 2p z-AO di un altro atomo. Pertanto, l'ordine di MO nelle molecole B 2 , C 2 e N 2 differisce dall'ordine di MO nelle molecole di O 2 , F 2 e Ne 2. Di seguito è riportato lo schema MO per le molecole B 2 , C 2 e N 2:

Sulla base degli schemi di MO di cui sopra, si possono, ad esempio, annotare le formule elettroniche delle molecole O 2 , O 2 + e O 2 ?:

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

n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

Nel caso della molecola di O 2, la teoria MO permette di prevedere la maggiore forza di questa molecola, poiché n = 2, la natura della variazione delle energie di legame e delle distanze internucleari nella serie O 2 + – O 2 – O 2 ?, nonché il paramagnetismo della molecola di O 2, sui cui MO superiori sono presenti due elettroni spaiati.

3.3. Alcuni tipi di connessioni

Legame ionico– legame elettrostatico tra ioni di carica opposta. Un legame ionico può essere considerato un caso estremo di legame polare covalente. Un legame ionico si forma se la differenza nell'elettronegatività degli atomi X è maggiore di 1,5–2,0.

Il legame ionico è non direzionale non saturabile connessione. In un cristallo NaCl, lo ione Na + è attratto da tutti gli ioni Cl? ed è respinto da tutti gli altri ioni Na+, indipendentemente dalla direzione dell'interazione e dal numero di ioni. Ciò predetermina la maggiore stabilità dei cristalli ionici rispetto alle molecole ioniche.

legame idrogeno- il legame tra l'atomo di idrogeno di una molecola e l'atomo elettronegativo (F, CI, N) di un'altra molecola.

L'esistenza di un legame idrogeno spiega le proprietà anomale dell'acqua: il punto di ebollizione dell'acqua è molto più alto di quello delle sue controparti chimiche: t bale (H 2 O) = 100 ° C, e t bale (H 2 S) = - 61°C. I legami idrogeno non si formano tra le molecole di H 2 S.

4. Modelli del corso dei processi chimici

4.1. Termochimica

Energia(E)- la capacità di fare lavoro. Il lavoro meccanico (A) viene eseguito, ad esempio, dal gas durante la sua espansione: A \u003d p?

Reazioni che accompagnano l'assorbimento di energia - Endotermico.

Reazioni che avvengono con il rilascio di energia esotermico.

Tipi di energia: calore, luce, energia elettrica, chimica, nucleare, ecc.

Tipi di energia: cinetica e potenziale.

Energia cinetica- l'energia di un corpo in movimento, questo è il lavoro che un corpo può fare prima di raggiungere il riposo.

Calore (Q)- un tipo di energia cinetica - associata al movimento di atomi e molecole. Quando si impartisce una massa al corpo (m) e la capacità termica specifica (c) del calore Q la sua temperatura aumenta di una quantità? t: ?Q = m con ?t, dove? t = ?Q/(c t).

Energia potenziale- l'energia acquisita dal corpo a seguito di un cambiamento della sua posizione nello spazio o dei suoi componenti. L'energia dei legami chimici è una specie di energia potenziale.

Primo principio della termodinamica: l'energia può passare da una forma all'altra, ma non può scomparire o sorgere.

Energia interna (U) - la somma delle energie cinetiche e potenziali delle particelle che compongono il corpo. Il calore assorbito nella reazione è uguale alla differenza tra l'energia interna dei prodotti di reazione e dei reagenti (Q \u003d? U \u003d U 2 - U 1), a condizione che il sistema non abbia operato sull'ambiente. Se la reazione procede a pressione costante, i gas rilasciati agiscono contro le forze della pressione esterna e il calore assorbito durante la reazione è uguale alla somma delle variazioni dell'energia interna ?U E lavoro A \u003d p? Questo calore assorbito a pressione costante è chiamato variazione di entalpia: H = ?U + p?V, definendo entalpia come H \u003d U + pV. Le reazioni di sostanze liquide e solide procedono senza una variazione significativa di volume (?V= 0), quindi cos'è per queste reazioni? h vicino a ?U (?H = ?U). Per le reazioni con una variazione di volume, abbiamo ?H > ?U se l'espansione è in corso, e ?H< ?U se la compressione è in corso.

La variazione di entalpia è solitamente attribuita allo stato standard della materia: cioè, per una sostanza pura in un determinato stato (solido, liquido o gassoso), ad una pressione di 1 atm = 101 325 Pa, una temperatura di 298 K e un concentrazione di sostanze 1 mol/l.

Entalpia standard di formazione H arr- il calore rilasciato o assorbito durante la formazione di 1 mole di una sostanza dalle sostanze semplici che la compongono in condizioni standard. Per esempio, ?N arr(NaCl) = -411 kJ/mol. Ciò significa che nella reazione Na(tv) + ?Cl 2 (g) = NaCl(tv), vengono rilasciati 411 kJ di energia durante la formazione di 1 mole di NaCl.

Entalpia di reazione standard?- la variazione di entalpia durante una reazione chimica, è determinata dalla formula: ?H = ?N arr(prodotti) - ?N arr(reagenti).

Quindi per la reazione NH 3 (g) + HCl (g) \u003d NH 4 Cl (tv), sapendo? H o 6 p (NH 3) \u003d -46 kJ / mol,? H o 6 p (HCl) \ u003d -92 kJ / mol e H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ / mol abbiamo:

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.

Se? h< 0, la reazione è esotermica. Se? H > 0, la reazione è endotermica.

Legge Hess: l'entalpia standard di reazione dipende dalle entalpie standard dei reagenti e dei prodotti e non dipende dal percorso di reazione.

I processi spontanei possono essere non solo esotermici, cioè processi con una diminuzione di energia (?h< 0), ma possono essere anche processi endotermici, cioè processi con aumento di energia (?H > 0). In tutti questi processi aumenta il “disordine” del sistema.

EntropiaS è una grandezza fisica che caratterizza il grado di disturbo del sistema. S è l'entropia standard, ?S è la variazione dell'entropia standard. Se?S > 0, il disordine cresce se AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Per i processi in cui il numero di particelle diminuisce, ?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.

I processi procedono spontaneamente con rilascio di energia, cioè per quale? h< 0, e con un aumento dell'entropia, cioè per quale?S > 0. La contabilizzazione di entrambi i fattori porta a un'espressione per Energia di Gibbs: G = H - TS o? G \u003d?H - T?S. Reazioni in cui l'energia di Gibbs diminuisce, cioè ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, spontaneamente non vanno. La condizione ?G = 0 significa che si è stabilito un equilibrio tra i prodotti ei reagenti.

A bassa temperatura, quando il valore Tè vicino a zero, si verificano solo reazioni esotermiche, poiché T?S– pochi e?G = ? h< 0. Ad alte temperature, i valori T?S grande e, trascurando la grandezza? H, abbiamo?G = – T?S, cioè, si verificheranno spontaneamente processi con un aumento di entropia, per i quali? S > 0, e ?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.

Il valore di AG per una particolare reazione può essere determinato dalla formula:

G = ?С arr (prodotti) – ?G o b p (reagenti).

In questo caso, i valori?G o br, così come? H arr e?s o br per un gran numero di sostanze sono riportate in apposite tabelle.

4.2. Cinetica chimica

La velocità di una reazione chimica(v) è determinato dalla variazione della concentrazione molare dei reagenti per unità di tempo:

dove vè la velocità di reazione, s è la concentrazione molare del reagente, T- volta.

La velocità di una reazione chimica dipende dalla natura dei reagenti e dalle condizioni di reazione (temperatura, concentrazione, presenza di un catalizzatore, ecc.)

Influenza della concentrazione. IN Nel caso di reazioni semplici, la velocità di reazione è proporzionale al prodotto delle concentrazioni dei reagenti, prese in potenze uguali ai loro coefficienti stechiometrici.

Per reazione

dove 1 e 2 sono rispettivamente la direzione delle reazioni in avanti e all'indietro:

v 1 \u003d k 1? [Sono? [B]n e

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

dove v- velocità di reazione, Kè la costante di velocità, [A] è la concentrazione molare della sostanza A.

Molecolarità di reazioneè il numero di molecole coinvolte nell'atto elementare della reazione. Per reazioni semplici, ad esempio: mA + nB> pC + qD, la molecolarità è uguale alla somma dei coefficienti (m+n). Le reazioni possono essere monomolecolari, bimolecolari e raramente tremolecolari. Non si verificano reazioni molecolari superiori.

Ordine di reazioneè uguale alla somma degli indicatori dei gradi di concentrazione nell'espressione sperimentale della velocità di una reazione chimica. Quindi, per una reazione complessa

mA + nB > рС + qD l'espressione sperimentale per la velocità di reazione ha la forma

v 1 = k1? [MA] ? ? [IN] ? e l'ordine di reazione è (? + ?). dove? E? sono sperimentali e potrebbero non coincidere con m e n rispettivamente, poiché l'equazione di una reazione complessa è il risultato di diverse reazioni semplici.

L'effetto della temperatura La velocità di reazione dipende dal numero di collisioni effettive delle molecole. Un aumento della temperatura aumenta il numero di molecole attive, dando loro il necessario affinché la reazione proceda. energia di attivazione E agisce e aumenta la velocità di una reazione chimica.

La regola di Van't Hoff. Con un aumento della temperatura di 10°, la velocità di reazione aumenta di un fattore 2–4. Matematicamente, questo è scritto come:

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

dove v 1 e v 2 sono le velocità di reazione alle temperature iniziale (t 1) e finale (t 2), ? - il coefficiente di temperatura della velocità di reazione, che mostra quante volte la velocità di reazione aumenta con un aumento della temperatura di 10°.

Più precisamente, la dipendenza della velocità di reazione dalla temperatura è espressa come Equazione di Arrhenius:

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

dove Kè la costante di velocità, MA- costante, indipendente dalla temperatura, e = 2,71828, eè l'energia di attivazione, R= 8.314 J/(K? mol) – costante del gas; T– temperatura (K). Si può vedere che la costante di velocità aumenta all'aumentare della temperatura e al diminuire dell'energia di attivazione.

4.3. Equilibrio chimico

Un sistema è in equilibrio se il suo stato non cambia nel tempo. L'uguaglianza delle velocità delle reazioni dirette e inverse è una condizione per mantenere l'equilibrio del sistema.

Un esempio di reazione reversibile è la reazione

N 2 + 3H 2 - 2NH 3.

Legge sulle azioni di massa: il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti di reazione e il prodotto delle concentrazioni delle sostanze di partenza (tutte le concentrazioni sono indicate in potenze uguali ai loro coefficienti stechiometrici) è una costante chiamata equilibrio costante.

La costante di equilibrio è una misura dell'andamento di una reazione diretta.

K = O - nessuna reazione diretta;

K =? - la reazione diretta va fino in fondo;

K > 1 - il saldo viene spostato a destra;

A< 1 - il saldo viene spostato a sinistra.

Costante di equilibrio di reazione Aè correlato alla variazione dell'energia standard di Gibbs?G per la stessa reazione:

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

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

Se A< 1, poi lg K < 0 и?G >0, cioè se l'equilibrio è spostato a sinistra, la reazione non va spontaneamente a destra.

Legge di spostamento dell'equilibrio: Se si esercita un'influenza esterna su un sistema in equilibrio, nel sistema si verifica un processo che contrasta l'influenza esterna.

5. Reazioni redox

Reazioni redox- reazioni che accompagnano un cambiamento negli stati di ossidazione degli elementi.

Ossidazioneè il processo di abbandono degli elettroni.

Recuperoè il processo di aggiunta di elettroni.

ossidante Un atomo, una molecola o uno ione che accetta elettroni.

Agente riducente Un atomo, una molecola o uno ione che dona elettroni.

Gli agenti ossidanti, accettando elettroni, entrano nella forma ridotta:

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

Gli agenti riducenti, donando elettroni, passano nella forma ossidata:

Na 0 [ripristinare ] – 1e > Na + [circa].

L'equilibrio tra le forme ossidate e ridotte è caratterizzato da Equazioni di Nernst per il potenziale redox:

dove E 0è il valore standard del potenziale redox; nè il numero di elettroni trasferiti; [riposo. ] e [ca. ] sono le concentrazioni molari del composto rispettivamente nelle forme ridotte e ossidate.

Valori dei potenziali degli elettrodi standard E 0 sono riportati in tabelle e caratterizzano le proprietà ossidanti e riducenti dei composti: tanto più positivo è il valore E0, più forti sono le proprietà ossidanti e più negativo è il valore E0, più forti sono le proprietà riparatrici.

Ad esempio, per F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 volt e per Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 volt (il processo viene sempre registrato per le reazioni di riduzione).

La reazione redox è una combinazione di due semireazioni, ossidazione e riduzione, ed è caratterizzata da una forza elettromotrice (emf)? E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 ripristinare, dove E 0 ok E? E 0 ripristinare sono i potenziali standard dell'agente ossidante e dell'agente riducente per la data reazione.

fem reazioni? E 0è correlato alla variazione dell'energia libera di Gibbs?G e alla costante di equilibrio della reazione A:

?G = –nF?E 0 o? E = (RT/nF) ln K.

fem reazioni a concentrazioni non standard? eè uguale a: ? E =?E 0 - (RT / nF)? Ig K o? E =?E 0 -(0,059/n)lg K.

Nel caso dell'equilibrio?G \u003d 0 e?E \u003d 0, dove? E =(0,059/n)lg K e K = 10n?E/0.059.

Per il verificarsi spontaneo della reazione devono essere soddisfatte le seguenti relazioni: ?G< 0 или K >> 1 che la condizione corrisponde? E 0> 0. Quindi, per determinare la possibilità di una data reazione redox, è necessario calcolare il valore? E0. Se? E0 > 0, la reazione è attiva. Se? E 0< 0, non vi è alcuna reazione.

Fonti di corrente chimica

Cellule galvaniche Dispositivi che convertono l'energia di una reazione chimica in energia elettrica.

La cella galvanica di Danielè costituito da elettrodi di zinco e rame immersi rispettivamente in soluzioni di ZnSO 4 e CuSO 4. Le soluzioni elettrolitiche comunicano attraverso una partizione porosa. Allo stesso tempo si verifica ossidazione sull'elettrodo di zinco: Zn > Zn 2+ + 2e e una riduzione sull'elettrodo di rame: Cu 2+ + 2e > Cu. In generale, la reazione è in corso: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

Anodo- l'elettrodo in cui avviene l'ossidazione. catodo- l'elettrodo su cui sta avvenendo la riduzione. Nelle celle galvaniche, l'anodo è caricato negativamente e il catodo è caricato positivamente. Nei diagrammi degli elementi, il metallo e la soluzione sono separati da una linea verticale e le due soluzioni da una doppia linea verticale.

Quindi, per la reazione Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu, viene scritto il circuito della cella galvanica: (-) Zn | ZnSO 4 || CuSO4 | Cu(+).

La forza elettromotrice (emf) della reazione è? E 0 \u003d E 0 ok - E 0 ripristina= E 0(Cu 2+ /Cu) - E 0(Zn 2+ / Zn) \u003d 0,34 - (-0,76) \u003d 1,10 V. A causa delle perdite, la tensione creata dall'elemento sarà leggermente inferiore a? E0. Se le concentrazioni delle soluzioni differiscono da quelle standard, pari a 1 mol/l, allora E 0 ok e E 0 ripristinare vengono calcolati secondo l'equazione di Nernst, quindi viene calcolata la fem. cella galvanica corrispondente.

elemento seccoè costituito da un corpo di zinco, pasta NH 4 Cl con amido o farina, una miscela di MnO 2 con grafite e un elettrodo di grafite. Nel corso del suo lavoro, ha luogo la seguente reazione: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

Diagramma degli elementi: (-)Zn | NH4Cl | MnO 2 , C(+). fem elemento - 1,5 V.

Batterie. Una batteria al piombo è costituita da due piastre di piombo immerse in una soluzione di acido solforico al 30% e ricoperte da uno strato di PbSO 4 insolubile. Quando la batteria è carica, sugli elettrodi avvengono i seguenti processi:

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

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

Quando la batteria è scarica, sugli elettrodi avvengono i seguenti processi:

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

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

La reazione complessiva può essere scritta come:

Per funzionare, la batteria necessita di una ricarica regolare e di un controllo della concentrazione di acido solforico, che può diminuire leggermente durante il funzionamento a batteria.

6. Soluzioni

6.1. Concentrazione della soluzione

Frazione di massa di una sostanza in soluzione w è uguale al rapporto tra la massa del soluto e la massa della soluzione: w \u003d m in-va / m soluzione o w = m in-va / (V ? ?), perché m p-ra \u003d V p-pa? ?r-ra.

Concentrazione molare da è uguale al rapporto tra il numero di moli del soluto e il volume della soluzione: c = n(mol)/ V(l) o c = m/(M? V( l )).

Concentrazione molare di equivalenti (concentrazione normale o equivalente) con eè uguale al rapporto tra il numero di equivalenti del soluto e il volume della soluzione: con e = n(mol equiv.)/ V(l) o con e \u003d m / (M e? V (l)).

6.2. Dissociazione elettrolitica

Dissociazione elettrolitica– decomposizione dell'elettrolita in cationi e anioni sotto l'azione di molecole di solventi polari.

Grado di dissociazione?è il rapporto tra la concentrazione di molecole dissociate (c diss) e la concentrazione totale di molecole disciolte (c vol): ? = s dis / s rev.

Gli elettroliti possono essere suddivisi in forte(?~1) e debole.

Elettroliti forti(per loro? ~ 1) - sali e basi solubili in acqua, nonché alcuni acidi: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 e altri.

Elettroliti deboli(per loro?<< 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.

Equazioni di reazione ionica. IN Nelle equazioni di reazione ionica, gli elettroliti forti sono scritti come ioni e gli elettroliti deboli, le sostanze scarsamente solubili ei gas sono scritti come molecole. Per esempio:

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

CaCO 3 v + 2H + + 2Cl? \u003d Ca 2+ + 2Cl? + H 2 O + CO 2 ^

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

Reazioni tra ioni andare nella direzione della formazione di una sostanza che dia meno ioni, cioè nella direzione di un elettrolita più debole o di una sostanza meno solubile.

6.3. Dissociazione di elettroliti deboli

Applichiamo la legge dell'azione di massa all'equilibrio tra ioni e molecole in una soluzione di un elettrolita debole, ad esempio acido acetico:

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H +

Si chiamano le costanti di equilibrio delle reazioni di dissociazione costanti di dissociazione. Le costanti di dissociazione caratterizzano la dissociazione degli elettroliti deboli: più piccola è la costante, meno l'elettrolita debole si dissocia, più è debole.

Gli acidi polibasici si dissociano per gradi:

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

La costante di equilibrio della reazione di dissociazione totale è uguale al prodotto delle costanti dei singoli stadi di dissociazione:

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

Legge di diluizione di Ostwald: il grado di dissociazione di un elettrolita debole (a) aumenta al diminuire della sua concentrazione, cioè alla diluizione:

Effetto di uno ione comune sulla dissociazione di un elettrolita debole: l'aggiunta di uno ione comune riduce la dissociazione di un elettrolita debole. Quindi, quando si aggiunge una soluzione elettrolitica debole CH 3 COOH

CH 3 COOH - CH 3 COО? + H + ?<< 1

un elettrolita forte contenente uno ione comune a CH 3 COOH, cioè uno ione acetato, ad esempio CH 3 COONa

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

la concentrazione dello ione acetato aumenta e l'equilibrio della dissociazione di CH 3 COOH si sposta a sinistra, cioè la dissociazione dell'acido diminuisce.

6.4. Dissociazione di elettroliti forti

Attività ionica ma è la concentrazione di uno ione, che si manifesta nelle sue proprietà.

Fattore di attivitàFè il rapporto tra l'attività ionica ma alla concentrazione con: F= corrente alternata o ma = fc

Se f = 1, allora gli ioni sono liberi e non interagiscono tra loro. Ciò si verifica in soluzioni molto diluite, in soluzioni di elettroliti deboli, ecc.

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

Il coefficiente di attività dipende dalla forza ionica della soluzione I: maggiore è la forza ionica, minore è il coefficiente di attività.

Forza ionica della soluzione io dipende dalle spese z e concentrazioni da ioni:

io= 0,52?s z2.

Il coefficiente di attività dipende dalla carica dello ione: maggiore è la carica dello ione, minore è il coefficiente di attività. Matematicamente, la dipendenza del coefficiente di attività F dalla forza ionica io e carica ionica zè scritto usando la formula di Debye-Hückel:

I coefficienti di attività ionica possono essere determinati utilizzando la seguente tabella:

6.5 Prodotto ionico dell'acqua. Indicatore di idrogeno

L'acqua, un elettrolita debole, si dissocia per formare ioni H+ e OH2. Questi ioni sono idratati, cioè collegati a diverse molecole d'acqua, ma per semplicità sono scritti in forma non idratata

H 2 O - H + + OH?.

In base alla legge dell'azione di massa, per questo equilibrio:

La concentrazione di molecole d'acqua [H 2 O], ovvero il numero di moli in 1 litro d'acqua, può essere considerata costante e uguale a [H 2 O] \u003d 1000 g / l: 18 g / mol \u003d 55,6 mol / l. Da qui:

A[H 2 O] = A(H2O ) = [H + ] = 10 -14 (22°C).

Prodotto ionico dell'acqua– il prodotto delle concentrazioni [H + ] e – è un valore costante a temperatura costante e pari a 10 -14 a 22°C.

Il prodotto ionico dell'acqua aumenta con l'aumentare della temperatura.

valore del phè il logaritmo negativo della concentrazione di ioni idrogeno: pH = – lg. Allo stesso modo: pOH = – lg.

Il logaritmo del prodotto ionico dell'acqua dà: pH + pOH = 14.

Il valore del pH caratterizza la reazione del mezzo.

Se pH = 7, allora [H + ] = è un mezzo neutro.

Se pH< 7, то [Н + ] >- ambiente acido.

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

6.6. soluzioni tampone

Le soluzioni tampone sono soluzioni che hanno una certa concentrazione di ioni idrogeno. Il pH di queste soluzioni non cambia quando diluite e cambia poco quando vengono aggiunte piccole quantità di acidi e alcali.

I. Una soluzione di un acido debole HA, concentrazione - dall'acido e suoi sali con una base forte BA, concentrazione - dal sale. Ad esempio, un tampone acetato è una soluzione di acido acetico e acetato di sodio: CH 3 COOH + CHgCOONa.

pH \u003d pK acido + lg (sale /s acido).

II. Una soluzione di una base debole BOH, concentrazione - con base e suoi sali con un acido forte BA, concentrazione - con sale. Ad esempio, un tampone di ammoniaca è una soluzione di idrossido di ammonio e cloruro di ammonio NH 4 OH + NH 4 Cl.

pH = 14 - рК basic - lg (dal sale / dal basic).

6.7. Idrolisi del sale

Idrolisi del sale- l'interazione degli ioni di sale con l'acqua con la formazione di un elettrolita debole.

Esempi di equazioni di reazione di idrolisi.

I. Il sale è formato da una base forte e da un acido debole:

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

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

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

Nella seconda fase, l'idrolisi praticamente non si verifica.

II. Un sale è formato da una base debole e un acido forte:

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

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

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

Nella seconda fase, l'idrolisi si verifica meno e nella terza fase praticamente non si verifica.

III. Il sale è formato da una base forte e da un acido forte:

K + + NO 3 ? + H 2 O? nessuna idrolisi, pH? 7.

IV. Un sale è formato da una base debole e un acido debole:

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.

In alcuni casi, quando il sale è formato da basi e acidi molto deboli, si verifica una completa idrolisi. Nella tabella della solubilità per tali sali, il simbolo è "decomposto dall'acqua":

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

La possibilità di una completa idrolisi dovrebbe essere presa in considerazione nelle reazioni di scambio:

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

Grado di idrolisih è il rapporto tra la concentrazione di molecole idrolizzate e la concentrazione totale di molecole disciolte.

Per i sali formati da una base forte e da un acido debole:

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

Ne consegue dall'espressione che il grado di idrolisi h(cioè idrolisi) aumenta:

a) all'aumentare della temperatura, poiché K(H 2 O) aumenta;

b) con una diminuzione della dissociazione dell'acido che forma il sale: più debole è l'acido, maggiore è l'idrolisi;

c) con diluizione: minore c, maggiore è l'idrolisi.

Per sali formati da una base debole e un acido forte

[H+] = ch, pH = – lg.

Per sali formati da una base debole e da un acido debole

6.8. Teoria protolitica degli acidi e delle basi

Protolisiè il processo di trasferimento di protoni.

Protoliti acidi e basi che donano e accettano protoni.

Acido Molecola o ione in grado di donare un protone. Ogni acido ha la sua base coniugata. La forza degli acidi è caratterizzata dalla costante acida A k.

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

K k = 4 ? 10 -7

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

K k = 9 ? 10 -6

Base Molecola o ione che può accettare un protone. Ogni base ha il suo acido coniugato. La forza delle basi è caratterizzata dalla costante di base K0.

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

K 0 = 1,8 ?10 -5

Anfoliti- protoliti capaci di indietreggiare e attaccare protoni.

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

HCO3? - acido.

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

HCO3? - base.

Per l'acqua: H 2 O + H 2 O - H 3 O + + OH?

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

Costanti K a e K0 per gli acidi coniugati e le basi sono legati.

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

MA? + H 2 O - ON + OH?,

7. Costante di solubilità. Solubilità

In un sistema costituito da una soluzione e un precipitato, si verificano due processi: la dissoluzione del precipitato e la precipitazione. L'uguaglianza dei tassi di questi due processi è la condizione di equilibrio.

soluzione satura Una soluzione in equilibrio con il precipitato.

La legge dell'azione della massa applicata all'equilibrio tra precipitato e soluzione fornisce:

Poiché = cost,

A = K s (AgCl) = .

In generale abbiamo:

MA m B n(TV) - m UN +n+n B -m

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

Solubilità costanteKs(o prodotto di solubilità PR) - il prodotto delle concentrazioni di ioni in una soluzione satura di un elettrolita scarsamente solubile - è un valore costante e dipende solo dalla temperatura.

Solubilità di una sostanza insolubile S può essere espresso in moli per litro. A seconda delle dimensioni S le sostanze possono essere suddivise in scarsamente solubili - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? S? 10 -2 mol/l e altamente solubile S>10 -2 mol/l.

La solubilità dei composti è correlata al loro prodotto di solubilità.

Condizioni di precipitazione e dissoluzione

Nel caso di AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

Ks= :

a) la condizione di equilibrio tra il precipitato e la soluzione: = Ks.

b) condizione di assestamento: > Ks; durante la precipitazione, le concentrazioni di ioni diminuiscono fino a stabilire l'equilibrio;

c) la condizione per la dissoluzione del precipitato o l'esistenza di una soluzione satura:< Ks; durante la dissoluzione del precipitato, la concentrazione di ioni aumenta fino a stabilire l'equilibrio.

8. Composti di coordinamento

I composti di coordinazione (complessi) sono composti con un legame donatore-accettore.

Per K3:

ioni della sfera esterna - 3K +,

ione della sfera interna - 3-,

agente complessante - Fe 3+,

ligandi - 6CN?, la loro denticità - 1,

numero di coordinamento - 6.

Esempi di agenti complessanti: Ag+, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+, ecc.

Esempi di ligandi: molecole polari H 2 O, NH 3 , CO e anioni CN?, Cl?, OH? e così via.

Numeri di coordinazione: solitamente 4 o 6, raramente 2, 3, ecc.

Nomenclatura. Si nomina prima l'anione (al nominativo), poi il catione (al genitivo). I nomi di alcuni ligandi: NH 3 - ammina, H 2 O - acqua, CN? – ciano, Cl? – cloro, OH? - idrossido. Nomi dei numeri di coordinazione: 2 - di, 3 - tre, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa. Indicare il grado di ossidazione dell'agente complessante:

Cl è diamminaargento(I) cloruro;

SO 4 - solfato di tetramminorame(II);

K 3 è esacianoferrato di potassio (III).

Chimico connessione.

La teoria dei legami di valenza presuppone l'ibridazione degli orbitali dell'atomo centrale. La posizione degli orbitali ibridi risultanti determina la geometria dei complessi.

Ione complesso diamagnetico Fe(CN) 6 4- .

Ione cianuro - donatore

Lo ione ferro Fe 2+ - accettore - ha la formula 3d 6 4s 0 4p 0. Tenendo conto del diamagnetismo del complesso (tutti gli elettroni sono accoppiati) e del numero di coordinazione (sono necessari 6 orbitali liberi), abbiamo d2sp3- ibridazione:

Il complesso è diamagnetico, a basso spin, intraorbitale, stabile (non vengono utilizzati elettroni esterni), ottaedrico ( d2sp3-ibridazione).

Ione complesso paramagnetico FeF 6 3- .

Lo ione fluoruro è un donatore.

Lo ione ferro Fe 3+ - accettore - ha la formula 3d 5 4s 0 4p 0 . Tenendo conto del paramagnetismo del complesso (gli elettroni sono vaporizzati) e del numero di coordinazione (sono necessari 6 orbitali liberi), abbiamo sp 3 d 2- ibridazione:

Il complesso è paramagnetico, ad alto spin, orbitale esterno, instabile (vengono utilizzati orbitali 4d esterni), ottaedrico ( sp 3 d 2-ibridazione).

Dissociazione dei composti di coordinazione.

I composti di coordinazione in soluzione si dissociano completamente negli ioni delle sfere interna ed esterna.

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

Gli ioni della sfera interna, cioè gli ioni complessi, si dissociano gradualmente in ioni metallici e leganti, come elettroliti deboli.

dove K 1 , A 2 , A 1 _ 2 sono dette costanti di instabilità e caratterizzano la dissociazione dei complessi: più piccola è la costante di instabilità, meno il complesso si dissocia, più è stabile.

Bene, per completare la nostra conoscenza degli alcoli, darò un'altra formula di un'altra sostanza ben nota: il colesterolo. Non tutti sanno che è un alcol monovalente!

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

Ho segnato il gruppo ossidrile in esso in rosso.

acidi carbossilici

Ogni enologo sa che il vino deve essere tenuto fuori dall'aria. Altrimenti sarà acido. Ma i chimici conoscono il motivo: se aggiungi un altro atomo di ossigeno all'alcol, ottieni un acido.
Diamo un'occhiata alle formule degli acidi che si ottengono da alcoli a noi già familiari:

Sostanza			Formula scheletrica	Formula lorda
Acido metanoico (acido formico)	H/C`|O|\OH	HCOOH	O//\OH
Acido etanoico (acido acetico)	H-C-C\OH; H|#C|H	CH3-COOH	/`|O|\OH
acido propanoico (acido metilacetico)	H-C-C-C\OH; H|#2|H; H|#3|H	CH3-CH2-COOH	\/`|O|\OH
acido butanoico (acido butirrico)	H-C-C-C-C\OH; H|#2|H; H|#3|H; H|#4|H	CH3-CH2-CH2-COOH	/\/`|O|\OH
Formula generalizzata	(R)-C\OH	(R)-COOH o (R)-CO2H	(R)/`|O|\OH

Una caratteristica distintiva degli acidi organici è la presenza di un gruppo carbossilico (COOH), che conferisce a tali sostanze proprietà acide.

Tutti coloro che hanno provato l'aceto sanno che è molto acido. La ragione di ciò è la presenza di acido acetico in esso. In genere, l'aceto da tavola contiene dal 3 al 15% di acido acetico, con il resto (principalmente) acqua. Mangiare acido acetico non diluito è pericoloso per la vita.

Gli acidi carbossilici possono avere diversi gruppi carbossilici. In questo caso si chiamano: dibasico, tripartito eccetera...

I prodotti alimentari contengono molti altri acidi organici. Eccone solo alcuni:

Il nome di questi acidi corrisponde a quei prodotti alimentari in cui sono contenuti. A proposito, nota che qui ci sono acidi che hanno anche un gruppo ossidrile caratteristico degli alcoli. Tali sostanze sono chiamate acidi idrossicarbossilici(o idrossiacidi).
Sotto ciascuno degli acidi è firmato, specificando il nome del gruppo di sostanze organiche a cui appartiene.

radicali

I radicali sono un altro concetto che ha influenzato le formule chimiche. La parola stessa è probabilmente nota a tutti, ma in chimica i radicali non hanno nulla a che fare con politici, ribelli e altri cittadini con una posizione attiva.
Qui sono solo frammenti di molecole. E ora scopriremo qual è la loro particolarità e faremo conoscenza con un nuovo modo di scrivere formule chimiche.

Sopra nel testo sono già state più volte citate formule generalizzate: alcoli - (R) -OH e acidi carbossilici - (R) -COOH. Lascia che ti ricordi che -OH e -COOH sono gruppi funzionali. Ma R è il radicale. Non c'è da stupirsi che sia raffigurato nella forma della lettera R.

Più specificamente, un radicale univalente è una parte di una molecola priva di un atomo di idrogeno. Bene, se togli due atomi di idrogeno, ottieni un radicale bivalente.

I radicali in chimica hanno i loro nomi. Alcuni di loro hanno persino ricevuto designazioni latine, simili alle designazioni degli elementi. E inoltre, a volte i radicali nelle formule possono essere indicati in una forma abbreviata, che ricorda più le formule grossolane.
Tutto questo è mostrato nella tabella seguente.

Nome	Formula strutturale	Designazione	Formula corta	esempio di alcol
Metile	CH3-()	Me	CH3	(Io)-OH	CH3OH
Etilico	CH3-CH2-()	et	C2H5	(Et)-OH	C2H5OH
Propil	CH3-CH2-CH2-()	pr	C3H7	(Pr)-OH	C3H7OH
Isopropilico	H3C\CH(*`/H3C*)-()	i-Pr	C3H7	(i-Pr)-OH	(CH3)2CHOH
fenile	`/`=`\//-\\-{}	Ph	C6H5	(Ph)-OH	C6H5OH

Penso che qui sia tutto chiaro. Voglio solo attirare la tua attenzione sulla colonna che fornisce esempi di alcol. Alcuni radicali sono scritti in una forma che ricorda una formula empirica, ma il gruppo funzionale è scritto separatamente. Ad esempio, CH3-CH2-OH viene convertito in C2H5OH.
E per catene ramificate come l'isopropile, vengono utilizzate costruzioni con staffe.

C'è un altro fenomeno i radicali liberi. Questi sono radicali che per qualche ragione si sono separati dai gruppi funzionali. In questo caso viene violata una delle regole con cui abbiamo iniziato lo studio delle formule: il numero dei legami chimici non corrisponde più alla valenza di uno degli atomi. Bene, oppure puoi dire che uno dei collegamenti si apre da un'estremità. Solitamente i radicali liberi vivono per poco tempo, perché le molecole tendono a tornare ad uno stato stabile.

Introduzione all'azoto. Ammine

Propongo di conoscere un altro elemento che fa parte di molti composti organici. Questo azoto.
È indicato dalla lettera latina n e ha una valenza di tre.

Vediamo quali sostanze si ottengono se si aggiunge azoto agli idrocarburi familiari:

Sostanza	Formula strutturale ampliata	Formula strutturale semplificata	Formula scheletrica	Formula lorda
Aminometano (metilammina)	H-C-N\H;H|#C|H	CH3-NH2	\NH2
Aminoetano (etilamina)	H-C-C-N\H;H|#C|H;H|#3|H	CH3-CH2-NH2	/\NH2
Dimetilammina	H-C-N<`|H>-CH; H|#-3|H; H|#2|H	$L(1.3)H/N<_(A80,w+)CH3>\dCH3	/N<_(y-.5)H>\
Aminobenzene (Anilina)	H\N|C\\C|C<\H>`//C<|H>`\C<`/H>`||C<`\H>/	NH2|C\\CH|CH`//C<_(y.5)H>`\HC`||HC/	NH2|\|`/`\`|/_o
Trietilammina	$pendenza(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<`|/>\|

Come avrai intuito dai nomi, tutte queste sostanze sono combinate sotto il nome comune ammine. Viene chiamato il gruppo funzionale ()-NH2 gruppo amminico. Ecco alcune formule generali per le ammine:

In generale, non ci sono innovazioni speciali qui. Se queste formule ti sono chiare, puoi tranquillamente impegnarti in ulteriori studi di chimica organica usando qualche libro di testo o Internet.
Ma vorrei parlare di più delle formule in chimica inorganica. Vedrai quanto sarà facile capirli dopo aver studiato la struttura delle molecole organiche.

Formule razionali

Non si dovrebbe concludere che la chimica inorganica sia più semplice di quella organica. Naturalmente, le molecole inorganiche tendono a sembrare molto più semplici perché non tendono a formare le strutture complesse che fanno gli idrocarburi. Ma d'altra parte, bisogna studiare più di cento elementi che compongono la tavola periodica. E questi elementi tendono a combinarsi in base alle loro proprietà chimiche, ma con numerose eccezioni.

Quindi, non dirò nulla di tutto questo. L'argomento del mio articolo sono le formule chimiche. E con loro, tutto è relativamente semplice.
I più comunemente usati in chimica inorganica sono formule razionali. E ora scopriremo come differiscono da quelli che già ci sono familiari.

Per prima cosa, facciamo conoscenza con un altro elemento: il calcio. Anche questo è un oggetto molto comune.
È designato Circa e ha una valenza di due. Vediamo quali composti forma con carbonio, ossigeno e idrogeno a noi noti.

Sostanza	Formula strutturale	formula razionale	Formula lorda
ossido di calcio	Ca=O	CaO
idrossido di calcio	H-O-Ca-O-H	Ca(OH)2
Carbonato di calcio	$pendenza(45)Ca`/O\C|O`|/O`\#1	CaCO3
Bicarbonato di calcio	HO/`|O|\O/Ca\O/`|O|\OH	Ca(HCO3)2
Acido carbonico	H|O\C|O`|/O`|H	H2CO3

A prima vista, si può vedere che la formula razionale è una via di mezzo tra la formula strutturale e quella grossolana. Ma finora non è molto chiaro come si ottengano. Per comprendere il significato di queste formule, è necessario considerare le reazioni chimiche a cui partecipano le sostanze.

Il calcio nella sua forma più pura è un morbido metallo bianco. Non si verifica in natura. Ma è del tutto possibile acquistarlo in un negozio di prodotti chimici. Di solito viene conservato in barattoli speciali senza accesso all'aria. Perché reagisce con l'ossigeno nell'aria. In effetti, è per questo che non si verifica in natura.
Quindi, la reazione del calcio con l'ossigeno:

2Ca + O2 -> 2CaO

Il numero 2 prima della formula di una sostanza significa che 2 molecole sono coinvolte nella reazione.
L'ossido di calcio è formato da calcio e ossigeno. Anche questa sostanza non si trova in natura perché reagisce con l'acqua:

CaO + H2O -> Ca(OH2)

Risulta idrossido di calcio. Se osservi da vicino la sua formula strutturale (nella tabella precedente), puoi vedere che è formato da un atomo di calcio e due gruppi ossidrile, con i quali abbiamo già familiarità.
Queste sono le leggi della chimica: se un gruppo ossidrile è attaccato a una sostanza organica, si ottiene l'alcol, e se a un metallo, allora l'idrossido.

Ma l'idrossido di calcio non si trova in natura a causa della presenza di anidride carbonica nell'aria. Penso che tutti abbiano sentito parlare di questo gas. Si forma durante la respirazione di persone e animali, la combustione di carbone e prodotti petroliferi, durante gli incendi e le eruzioni vulcaniche. Pertanto, è sempre presente nell'aria. Ma si dissolve abbastanza bene anche in acqua, formando acido carbonico:

CO2 + H2O<=>H2CO3

Cartello<=>indica che la reazione può procedere in entrambe le direzioni nelle stesse condizioni.

Pertanto, l'idrossido di calcio disciolto in acqua reagisce con l'acido carbonico e si trasforma in carbonato di calcio scarsamente solubile:

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

La freccia in basso indica che la sostanza precipita come risultato della reazione.
Dopo un ulteriore contatto del carbonato di calcio con l'anidride carbonica in presenza di acqua, si verifica una reazione reversibile per formare un sale acido - bicarbonato di calcio, che è altamente solubile in acqua.

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

Questo processo influisce sulla durezza dell'acqua. All'aumentare della temperatura, il bicarbonato si trasforma di nuovo in carbonato. Pertanto, nelle regioni con acqua dura, si formano delle squame nei bollitori.

Gesso, calcare, marmo, tufo e molti altri minerali sono in gran parte composti da carbonato di calcio. Si trova anche in coralli, gusci di molluschi, ossa di animali, ecc...
Ma se il carbonato di calcio viene riscaldato a fuoco molto alto, si trasformerà in ossido di calcio e anidride carbonica.

Questa breve storia sul ciclo del calcio in natura dovrebbe spiegare perché sono necessarie formule razionali. Quindi, le formule razionali sono scritte in modo tale che i gruppi funzionali siano visibili. Nel nostro caso, questo è:

Inoltre, anche i singoli elementi - Ca, H, O (in ossidi) - sono gruppi indipendenti.

ioni

Penso che sia ora di conoscere gli ioni. Questa parola è probabilmente familiare a tutti. E dopo aver studiato i gruppi funzionali, non ci costa nulla capire cosa sono questi ioni.

In generale, la natura dei legami chimici è solitamente che alcuni elementi donano elettroni mentre altri li ricevono. Gli elettroni sono particelle con carica negativa. Un elemento con un insieme completo di elettroni ha carica zero. Se ha dato un elettrone, la sua carica diventa positiva e se l'ha accettato, allora diventa negativa. Ad esempio, l'idrogeno ha un solo elettrone, a cui cede abbastanza facilmente, trasformandosi in uno ione positivo. Per questo, c'è un record speciale nelle formule chimiche:

H2O<=>H^+ + OH^-

Qui lo vediamo come risultato dissociazione elettrolitica l'acqua si scompone in uno ione idrogeno caricato positivamente e un gruppo OH caricato negativamente. Viene chiamato lo ione OH^- ione idrossido. Non va confuso con il gruppo ossidrile, che non è uno ione, ma fa parte di una molecola. Il segno + o - nell'angolo in alto a destra mostra la carica dello ione.
Ma l'acido carbonico non esiste mai come sostanza indipendente. Si tratta infatti di una miscela di ioni idrogeno e ioni carbonato (o ioni bicarbonato):

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

Lo ione carbonato ha una carica di 2-. Ciò significa che due elettroni si sono uniti.

Vengono chiamati ioni caricati negativamente anioni. Di solito questi includono residui acidi.
Ioni a carica positiva cationi. Molto spesso si tratta di idrogeno e metalli.

E qui probabilmente puoi comprendere appieno il significato delle formule razionali. In essi è scritto prima il catione, poi l'anione. Anche se la formula non contiene alcun addebito.

Probabilmente hai già intuito che gli ioni possono essere descritti non solo da formule razionali. Ecco la formula scheletrica dell'anione bicarbonato:

Qui, la carica è indicata direttamente accanto all'atomo di ossigeno, che ha ricevuto un elettrone in più e quindi ha perso una riga. In poche parole, ogni elettrone in più riduce il numero di legami chimici rappresentati nella formula strutturale. D'altra parte, se qualche nodo della formula strutturale ha un segno +, allora ha una bacchetta aggiuntiva. Come sempre, questo fatto deve essere dimostrato con un esempio. Ma tra le sostanze a noi familiari non c'è un solo catione che sia formato da più atomi.
E una tale sostanza è l'ammoniaca. La sua soluzione acquosa è spesso chiamata ammoniaca e fa parte di qualsiasi kit di pronto soccorso. L'ammoniaca è un composto di idrogeno e azoto e ha la formula razionale NH3. Considera la reazione chimica che si verifica quando l'ammoniaca viene disciolta in acqua:

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

Lo stesso, ma usando formule strutturali:

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

Sul lato destro vediamo due ioni. Si sono formati come risultato del fatto che un atomo di idrogeno si è spostato da una molecola d'acqua a una molecola di ammoniaca. Ma questo atomo si muoveva senza il suo elettrone. L'anione ci è già familiare: è lo ione idrossido. E si chiama il catione ammonio. Presenta proprietà simili ai metalli. Ad esempio, può combinarsi con un residuo acido. La sostanza formata dalla combinazione di ammonio con un anione carbonato è chiamata carbonato di ammonio: (NH4)2CO3.
Ecco l'equazione di reazione per l'interazione dell'ammonio con un anione carbonato, scritta sotto forma di formule strutturali:

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

Ma in questa forma, l'equazione di reazione è data a scopo dimostrativo. Di solito le equazioni usano formule razionali:

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

Sistema collinare

Quindi, possiamo supporre di aver già studiato le formule strutturali e razionali. Ma c'è un'altra questione che vale la pena considerare in modo più dettagliato. Qual è la differenza tra formule grossolane e formule razionali?
Sappiamo perché la formula razionale per l'acido carbonico è scritta H2CO3 e non altrimenti. (Prima vengono due cationi idrogeno, seguiti dall'anione carbonato.) Ma perché la formula lorda è scritta come CH2O3?

In linea di principio, la formula razionale dell'acido carbonico può essere considerata una vera formula, perché non contiene elementi ripetuti. A differenza di NH4OH o Ca(OH)2.
Ma alle formule lorde viene spesso applicata una regola aggiuntiva, che determina l'ordine degli elementi. La regola è piuttosto semplice: metti prima il carbonio, poi l'idrogeno e poi il resto degli elementi in ordine alfabetico.
Quindi esce CH2O3: carbonio, idrogeno, ossigeno. Questo è chiamato il sistema Hill. È usato in quasi tutti i libri di consultazione chimica. E anche in questo articolo.

Un po' del sistema easyChem

Invece di concludere, vorrei parlare del sistema easyChem. È progettato in modo che tutte quelle formule che abbiamo discusso qui possano essere facilmente inserite nel testo. In realtà, tutte le formule in questo articolo sono disegnate utilizzando easyChem.

Perché abbiamo bisogno di un sistema per la derivazione delle formule? Il fatto è che il modo standard per visualizzare le informazioni nei browser Internet è Hypertext Markup Language (HTML). Si concentra sull'elaborazione del testo.

Formule razionali e grossolane possono essere rappresentate con l'aiuto del testo. Anche alcune formule strutturali semplificate possono essere scritte anche nel testo, ad esempio alcol CH3-CH2-OH. Anche se per questo dovresti usare questa notazione in HTML: CH ₃-CH ₂-OH.
Questo ovviamente crea alcune difficoltà, ma puoi sopportarle. Ma come rappresentare la formula strutturale? In linea di principio, è possibile utilizzare un carattere a spaziatura fissa:

H H | | H-C-C-O-H | | H H Certamente non sembra molto bello, ma è anche fattibile.

Il vero problema sorge quando si cerca di rappresentare gli anelli benzenici e quando si utilizzano formule scheletriche. Non c'è altro modo che collegare la bitmap. I raster sono archiviati in file separati. I browser possono includere immagini gif, png o jpeg.
Per creare tali file è necessario un editor grafico. Ad esempio, Photoshop. Ma conosco Photoshop da più di 10 anni e posso dire con certezza che è molto poco adatto per rappresentare formule chimiche.
Gli editori molecolari sono molto più bravi in ​​questo compito. Ma con un gran numero di formule, ognuna delle quali è archiviata in un file separato, è abbastanza facile confondersi in esse.
Ad esempio, il numero di formule in questo articolo è . Sono visualizzati sotto forma di immagini grafiche (il resto utilizzando strumenti HTML).

easyChem consente di memorizzare tutte le formule direttamente in un documento HTML in forma di testo. Penso che sia molto conveniente.
Inoltre, le formule lorde in questo articolo vengono calcolate automaticamente. Perché easyChem funziona in due fasi: in primo luogo, la descrizione testuale viene convertita in una struttura informativa (grafico), quindi è possibile eseguire varie azioni con questa struttura. Tra queste si possono notare le seguenti funzioni: calcolo del peso molecolare, conversione in una formula lorda, verifica della possibilità di output come testo, rendering grafico e testuale.

Pertanto, per la preparazione di questo articolo, ho utilizzato solo un editor di testo. Inoltre, non dovevo pensare a quale delle formule sarebbe stata grafica e quale sarebbe stata testuale.

Ecco alcuni esempi che rivelano il segreto della preparazione del testo dell'articolo: Le descrizioni della colonna di sinistra vengono automaticamente convertite in formule nella seconda colonna.
Nella prima riga, la descrizione della formula razionale è molto simile al risultato visualizzato. L'unica differenza è che i coefficienti numerici vengono emessi come interlineari.
Nella seconda riga, la formula espansa è data come tre stringhe separate, separate da un simbolo; Penso che sia facile vedere che una descrizione testuale è molto simile a quella che sarebbe necessaria per disegnare una formula con una matita su carta.
La terza riga mostra l'uso di linee oblique usando i caratteri \ e /. Il segno ` (backtick) significa che la linea è tracciata da destra a sinistra (o dal basso verso l'alto).

C'è una documentazione molto più dettagliata sull'uso del sistema easyChem qui.

Su questo, lasciami finire l'articolo e ti auguro buona fortuna per lo studio della chimica.

Breve dizionario esplicativo dei termini utilizzati nell'articolo

Idrocarburi Sostanze composte da carbonio e idrogeno. Differiscono l'uno dall'altro nella struttura delle molecole. Le formule strutturali sono rappresentazioni schematiche di molecole, dove gli atomi sono indicati da lettere latine e i legami chimici sono trattini. Le formule strutturali sono espanse, semplificate e scheletriche. Formule strutturali espanse: tali formule strutturali, in cui ogni atomo è rappresentato come un nodo separato. Le formule strutturali semplificate sono formule strutturali in cui gli atomi di idrogeno sono scritti accanto all'elemento a cui sono associati. E se più di un idrogeno è attaccato a un atomo, la quantità viene scritta come un numero. Si può anche dire che i gruppi agiscono come nodi nelle formule semplificate. Le formule scheletriche sono formule strutturali in cui gli atomi di carbonio sono mostrati come nodi vuoti. Il numero di atomi di idrogeno legati a ciascun atomo di carbonio è 4 meno il numero di legami che convergono nel sito. Per i nodi non carboniosi si applicano le regole delle formule semplificate. Formula lorda (ovvero formula vera) - un elenco di tutti gli elementi chimici che compongono la molecola, che indica il numero di atomi come numero (se l'atomo è uno, l'unità non è scritta) Sistema di Hill - una regola che determina l'ordine degli atomi nella formula lorda: viene prima il carbonio, poi l'idrogeno e poi il resto degli elementi in ordine alfabetico. Questo è un sistema usato molto spesso. E tutte le formule grossolane in questo articolo sono scritte secondo il sistema Hill. Gruppi funzionali Combinazioni stabili di atomi che si conservano durante le reazioni chimiche. Spesso i gruppi funzionali hanno i loro nomi, influenzano le proprietà chimiche e il nome scientifico della sostanza.