Es gibt verschiedene Arten von Problemen, um die Formel einer organischen Substanz zu bestimmen. Normalerweise ist die Lösung dieser Probleme nicht besonders schwierig, aber Absolventen verlieren bei diesem Problem häufig Punkte. Es gibt verschiedene Gründe:

1. Falsches Design;
2. Die Lösung ist nicht mathematisch, sondern durch rohe Gewalt;
3. Falsch komponiert allgemeine Formel Substanzen;
4. Fehler in der Reaktionsgleichung, an der ein Stoff beteiligt ist Gesamtansicht.

Aufgabentypen in Aufgabe C5.

1. Bestimmung der Formel eines Stoffes anhand von Massenanteilen chemische Elemente oder nach der allgemeinen Formel des Stoffes;
2. Bestimmung der Formel eines Stoffes auf Basis von Verbrennungsprodukten;
3. Bestimmung der Formel eines Stoffes anhand seiner chemischen Eigenschaften.

Notwendige theoretische Informationen.

1. Massenanteil Element in einer Substanz.
   Der Massenanteil eines Elements ist sein Massenanteil in einem Stoff.
   Beispielsweise enthält ein Stoff der Zusammensetzung C 2 H 4 2 Kohlenstoffatome und 4 Wasserstoffatome. Wenn wir 1 Molekül einer solchen Substanz nehmen, ist ihr Molekulargewicht gleich:
   Mr(C 2 H 4) = 2 12 + 4 1 = 28 amu und es enthält 2 12 amu. Kohlenstoff.

   Um den Massenanteil von Kohlenstoff in diesem Stoff zu ermitteln, müssen Sie seine Masse durch die Masse des gesamten Stoffes dividieren:
   ω(C) = 12 2 / 28 = 0,857 oder 85,7 %.
   Wenn ein Stoff die allgemeine Formel C x H y O z hat, dann sind die Massenanteile jedes seiner Atome auch gleich dem Verhältnis ihrer Masse zur Masse des gesamten Stoffes. Die x-Masse der C-Atome beträgt -12x, die Masse der H-Atome beträgt y, die z-Masse der Sauerstoffatome beträgt 16z.
   Dann
   ω(C) = 12 x / (12x + y + 16z)

   Wenn wir diese Formel in allgemeiner Form schreiben, erhalten wir den folgenden Ausdruck:

2. Molekulare und einfachste Formel einer Substanz.

   Die molekulare (wahre) Formel ist eine Formel, die die tatsächliche Anzahl der Atome jeder Art widerspiegelt, die im Molekül einer Substanz enthalten sind.
   Beispielsweise ist C 6 H 6 die wahre Formel für Benzol.
   Die einfachste (empirische) Formel zeigt das Verhältnis der Atome in einem Stoff.
   Beispielsweise beträgt für Benzol das Verhältnis C:H = 1:1, d.h. Die einfachste Formel für Benzol ist CH.
   Die Summenformel kann mit der einfachsten Formel identisch sein oder ein Vielfaches davon sein.

   Beispiele.

   Wenn im Problem nur die Massenanteile der Elemente angegeben sind, ist es bei der Lösung des Problems möglich, nur die einfachste Formel des Stoffes zu berechnen. Um die wahre Formel zu erhalten, werden in der Aufgabe normalerweise zusätzliche Daten angegeben – Molmasse, relative oder absolute Dichte des Stoffes oder andere Daten, mit denen Sie die Molmasse des Stoffes bestimmen können.

3. Relative Dichte von Gas X zu Gas Y - D zu Y (X).
   Die relative Dichte D ist ein Wert, der angibt, wie oft Gas X schwerer ist als Gas Y. Sie wird als Verhältnis der Molmassen der Gase X und Y berechnet:
   D durch Y (X) = M (X) / M (Y)
   Wird oft für Berechnungen verwendet relative Dichten von Gasen für Wasserstoff und Luft.
   Relative Dichte von Gas X in Bezug auf Wasserstoff:
   D durch H 2 = M (Gas X) / M (H 2) = M (Gas X) / 2
   Da Luft ein Gasgemisch ist, kann für sie nur die durchschnittliche Molmasse berechnet werden. Sein Wert wird mit 29 g/mol angenommen (basierend auf der ungefähren durchschnittlichen Zusammensetzung).
   Deshalb:
   D auf dem Luftweg = M (Gas X) / 29
4. Absolute Gasdichte unter Normalbedingungen.

   Die absolute Dichte eines Gases ist die Masse von 1 Liter Gas unter Normalbedingungen. Normalerweise wird sie bei Gasen in g/l gemessen.
   ρ = m (Gas) / V (Gas)
   Wenn wir 1 Mol Gas nehmen, dann:
   ρ = M / V m,
   und die Molmasse eines Gases kann durch Multiplikation der Dichte mit dem Molvolumen ermittelt werden.

5. Allgemeine Formeln von Stoffen verschiedener Klassen.
   Um Probleme mit chemischen Reaktionen zu lösen, ist es oft zweckmäßig, nicht die übliche allgemeine Formel zu verwenden, sondern eine Formel, in der die Mehrfachbindung oder funktionelle Gruppe separat hervorgehoben wird.

   Bio-Klasse	Allgemeine Summenformel	Formel mit hervorgehobener Mehrfachbindung und funktioneller Gruppe
   Alkane	C n H 2n+2	—
   Alkene	CnH2n	C n H 2n+1 -CH=CH 2
   Alkine	C n H 2n−2	C n H 2n+1 -C≡CH
   Dienes	C n H 2n−2	—
   Benzolhomologe	C n H 2n−6	C 6 H 5 -C n H 2n+1
   Gesättigte einwertige Alkohole	C n H 2n+2 O	C n H 2n+1 -OH
   Mehrwertige Alkohole	C n H 2n+2 O x	C n H 2n+2−x (OH) x
   Gesättigte Aldehyde	CnH2nO
   Ester	CnH2nO2

Bestimmung der Formeln von Stoffen anhand der Massenanteile der in ihrer Zusammensetzung enthaltenen Atome.

Die Lösung solcher Probleme besteht aus zwei Teilen:

• Zunächst wird das Molverhältnis der Atome in der Substanz ermittelt – es entspricht seiner einfachsten Formel. Beispielsweise entspricht für einen Stoff der Zusammensetzung A x B y das Verhältnis der Mengen der Stoffe A und B dem Verhältnis der Anzahl ihrer Atome im Molekül:
  x: y = n(A) : n(B);
• Anschließend wird anhand der Molmasse des Stoffes seine wahre Formel bestimmt.

Beispiel 1.
Bestimmen Sie die Formel eines Stoffes, wenn dieser 84,21 % C und 15,79 % H enthält und eine relative Dichte in Luft von 3,93 hat.

Lösung zu Beispiel 1.

1. Angenommen, die Masse der Substanz beträgt 100 g. Dann beträgt die Masse von C 84,21 g und die Masse von H beträgt 15,79 g.
2. Lassen Sie uns die Substanzmenge jedes Atoms ermitteln:
   ν(C) = m / M = 84,21 / 12 = 7,0175 mol,
   ν(H) = 15,79 / 1 = 15,79 mol.
3. Wir bestimmen das Molverhältnis von C- und H-Atomen:
   C: H = 7,0175: 15,79 (beide Zahlen um die kleinere Zahl reduzieren) = 1: 2,25 (mit 4 multiplizieren) = 4: 9.
   Daher lautet die einfachste Formel C 4 H 9.
4. Mithilfe der relativen Dichte berechnen wir die Molmasse:
   M = D (Luft) 29 = 114 g/mol.
   Die der einfachsten Formel C 4 H 9 entsprechende Molmasse beträgt 57 g/mol, was 2-mal weniger als die wahre Molmasse ist.
   Das bedeutet, dass die wahre Formel C 8 H 18 lautet.

Es gibt eine viel einfachere Methode zur Lösung dieses Problems: aber leider wird es nicht die volle Punktzahl geben. Aber es eignet sich zur Überprüfung der wahren Formel, d.h. Sie können damit Ihre Lösung überprüfen.

Methode 2: Wir ermitteln die wahre Molmasse (114 g/mol) und ermitteln dann die Massen der Kohlenstoff- und Wasserstoffatome in dieser Substanz anhand ihrer Massenanteile.
m(C) = 114 0,8421 = 96; diese. Anzahl der C-Atome 96/12 = 8
m(H) = 114 0,1579 = 18; d.h. die Anzahl der H-Atome beträgt 18/1 = 18.
Die Formel des Stoffes lautet C 8 H 18.

Antwort: C 8 H 18.

Beispiel 2.
Bestimmen Sie die Formel eines Alkins mit einer Dichte von 2,41 g/l unter Normalbedingungen.

Lösung zu Beispiel 2.

Allgemeine Formel des Alkins C n H 2n−2
Wie kann man angesichts der Dichte eines gasförmigen Alkins seine Molmasse ermitteln? Die Dichte ρ ist die Masse von 1 Liter Gas unter Normalbedingungen.
Da 1 Mol einer Substanz ein Volumen von 22,4 Litern einnimmt, müssen Sie herausfinden, wie viel 22,4 Liter eines solchen Gases wiegen:
M = (Dichte ρ) (Molvolumen V m) = 2,41 g/l 22,4 l/mol = 54 g/mol.
Als nächstes erstellen wir eine Gleichung, die Molmasse und n in Beziehung setzt:

14 n − 2 = 54, n = 4.
Das bedeutet, dass das Alkin die Formel C 4 H 6 hat.

Antwort: C 4 H 6.

Beispiel 3.
Bestimmen Sie die Formel des gesättigten Aldehyds, wenn bekannt ist, dass 3 · 10 22 Moleküle dieses Aldehyds 4,3 g wiegen.

Lösung zu Beispiel 3.

Bei dieser Aufgabe werden die Anzahl der Moleküle und die zugehörige Masse angegeben. Basierend auf diesen Daten müssen wir erneut die Molmasse des Stoffes ermitteln.
Dazu müssen Sie sich merken, wie viele Moleküle in 1 Mol einer Substanz enthalten sind.
Dies ist Avogadros Zahl: N a = 6,02 10 23 (Moleküle).
Dies bedeutet, dass Sie die Menge der Aldehydsubstanz ermitteln können:
ν = N / Na = 3 · 10 22 / 6,02 · 10 23 = 0,05 mol,
und Molmasse:
M = m / n = 4,3 / 0,05 = 86 g/mol.
Als nächstes stellen wir wie im vorherigen Beispiel eine Gleichung auf und finden n.
Die allgemeine Formel von gesättigtem Aldehyd lautet C n H 2n O, d. h. M = 14n + 16 = 86, n = 5.

Antwort: C 5 H 10 O, Pentanal.

Beispiel 4.
Bestimmen Sie die Formel eines Dichloralkans mit 31,86 % Kohlenstoff.

Lösung zu Beispiel 4.

Die allgemeine Formel eines Dichloralkans lautet: C n H 2n Cl 2, es gibt 2 Chloratome und n Kohlenstoffatome.
Dann ist der Massenanteil von Kohlenstoff gleich:
ω(C) = (Anzahl der C-Atome im Molekül) ( Atommasse C) / (Molekulargewicht von Dichloralkan)
0,3186 = n 12 / (14n + 71)
n = 3, Substanz – Dichlorpropan.

Antwort: C 3 H 6 Cl 2, Dichlorpropan.

Bestimmung von Stoffformeln auf Basis von Verbrennungsprodukten.

Bei Verbrennungsproblemen wird die Menge der im untersuchten Stoff enthaltenen Elementarstoffe durch die Volumina und Massen der Verbrennungsprodukte bestimmt - Kohlendioxid, Wasser, Stickstoff und andere. Der Rest der Lösung ist derselbe wie bei der ersten Art von Problem.

Beispiel 5.
448 ml (n.s.) gasförmiger gesättigter nichtzyklischer Kohlenwasserstoff wurden verbrannt und die Reaktionsprodukte durch einen Überschuss an Kalkwasser geleitet, was zur Bildung von 8 g Niederschlag führte. Welcher Kohlenwasserstoff wurde entnommen?

Lösung zu Beispiel 5.

1. Die allgemeine Formel für gasförmigen gesättigten nichtzyklischen Kohlenwasserstoff (Alkan) lautet C n H 2n+2
   Dann sieht das Diagramm der Verbrennungsreaktion so aus:

   C n H 2n+2 + O 2 → CO 2 + H 2 O
   Es ist leicht zu erkennen, dass bei der Verbrennung von 1 Mol Alkan n Mol Kohlendioxid freigesetzt werden.

   Wir ermitteln die Menge einer Alkansubstanz anhand ihres Volumens (vergessen Sie nicht, Milliliter in Liter umzurechnen!):

   ν(C n H 2n+2) = 0,488 / 22,4 = 0,02 mol.

2. Wenn Kohlendioxid durch Kalkwasser, Ca(OH) 2, geleitet wird, fällt ein Niederschlag aus Calciumcarbonat aus:

   CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O

   Die Masse des Calciumcarbonat-Niederschlags beträgt 8 g, die Molmasse von Calciumcarbonat beträgt 100 g/mol.

   Dies bedeutet, dass es sich um die Menge der Substanz handelt
   ν(CaCO 3) = 8 / 100 = 0,08 mol.
   Die Menge an Kohlendioxid beträgt ebenfalls 0,08 Mol.

3. Die Menge an Kohlendioxid ist viermal größer als die des Alkans, was bedeutet, dass die Formel des Alkans C 4 H 10 lautet.

Antwort: C 4 H 10.

Beispiel 6.
Relative Dampfdichte organische Verbindung für Stickstoff beträgt er 2. Bei der Verbrennung von 9,8 g dieser Verbindung entstehen 15,68 Liter Kohlendioxid (n.o.) und 12,6 g Wasser. Ausgabe Molekularformel organische Verbindung.

Lösung zu Beispiel 6.

Da sich ein Stoff bei der Verbrennung in Kohlendioxid und Wasser verwandelt, bedeutet dies, dass er aus den Atomen C, H und möglicherweise O besteht. Daher kann seine allgemeine Formel als C x H y O z geschrieben werden.

1. Wir können das Verbrennungsreaktionsdiagramm schreiben (ohne die Koeffizienten anzuordnen):

   C x H y O z + O 2 → CO 2 + H 2 O

   Der gesamte Kohlenstoff der ursprünglichen Substanz geht in Kohlendioxid und der gesamte Wasserstoff in Wasser über.

2. Wir ermitteln die Mengen der Stoffe CO 2 und H 2 O und bestimmen, wie viele Mol C- und H-Atome sie enthalten:
   ν(CO 2) = V / V m = 15,68 / 22,4 = 0,7 mol.
   Für ein Molekül CO 2 gibt es eins Atom C, was bedeutet, dass es so viele Mole Kohlenstoff wie CO 2 gibt.

   ν(C) = 0,7 mol
   

   Ein Molekül Wasser enthält zwei Atom H bedeutet die Menge an Wasserstoff doppelt so viel als Wasser.
   ν(H) = 0,7 2 = 1,4 mol.

3. Wir prüfen das Vorhandensein von Sauerstoff in der Substanz. Dazu müssen die Massen von C und H von der Masse des gesamten Ausgangsstoffs abgezogen werden.
   m(C) = 0,7 · 12 = 8,4 g, m(H) = 1,4 · 1 = 1,4 g
   Die Masse der Gesamtsubstanz beträgt 9,8 g.
   m(O) = 9,8 − 8,4 − 1,4 = 0, d.h. es gibt keine Sauerstoffatome in dieser Substanz.
   Wenn in einem bestimmten Stoff Sauerstoff vorhanden wäre, wäre es anhand seiner Masse möglich, die Menge des Stoffes zu ermitteln und die einfachste Formel basierend auf der Anwesenheit von drei verschiedenen Atomen zu berechnen.
4. Die nächsten Schritte sind Ihnen bereits bekannt: die Suche nach den einfachsten und wahren Formeln.
   S: H = 0,7: 1,4 = 1: 2
   Die einfachste Formel ist CH 2.
5. Die wahre Molmasse ermitteln wir anhand der relativen Dichte des Gases im Vergleich zu Stickstoff (vergessen Sie nicht, dass Stickstoff aus ... besteht). zweiatomig Moleküle N 2 und seine Molmasse 28 g/mol):
   M-Quelle = D mal N 2 M (N 2) = 2 28 = 56 g/mol.
   Die wahre Formel lautet CH2, seine Molmasse beträgt 14.
   56 / 14 = 4.
   Die wahre Formel lautet C 4 H 8.

Antwort: C 4 H 8.

Beispiel 7.
Bestimmen Sie die Summenformel eines Stoffes, bei dessen Verbrennung von 9 g 17,6 g CO 2, 12,6 g Wasser und Stickstoff entstanden sind. Die relative Dichte dieses Stoffes in Bezug auf Wasserstoff beträgt 22,5. Bestimmen Sie die Summenformel einer Substanz.

Lösung zu Beispiel 7.

1. Der Stoff enthält C-, H-Atome und N. Da die Stickstoffmasse in Verbrennungsprodukten nicht angegeben ist, muss sie auf der Grundlage der Masse aller organischen Stoffe berechnet werden.
   Schema der Verbrennungsreaktion:
   C x H y N z + O 2 → CO 2 + H 2 O + N 2
2. Wir ermitteln die Mengen der Stoffe CO 2 und H 2 O und bestimmen, wie viele Mol C- und H-Atome sie enthalten:

   ν(CO 2) = m / M = 17,6 / 44 = 0,4 mol.
   ν(C) = 0,4 mol.
   ν(H 2 O) = m / M = 12,6 / 18 = 0,7 mol.
   ν(H) = 0,7 2 = 1,4 mol.

3. Finden Sie die Stickstoffmasse in der Ausgangssubstanz.
   Dazu müssen die Massen von C und H von der Masse des gesamten Ausgangsstoffs abgezogen werden.

   M(C) = 0,4 · 12 = 4,8 g,
   m(H) = 1,4 · 1 = 1,4 g

   Die Masse der Gesamtsubstanz beträgt 9,8 g.

   M(N) = 9 − 4,8 − 1,4 = 2,8 g,
   ν(N) = m /M = 2,8 / 14 = 0,2 mol.

4. C: H: N = 0,4: 1,4: 0,2 = 2: 7: 1
   Die einfachste Formel ist C 2 H 7 N.
   Wahre Molmasse
   M = D durch H 2 M(H 2) = 22,5 2 = 45 g/mol.
   Sie stimmt mit der nach der einfachsten Formel berechneten Molmasse überein. Das heißt, dies ist die wahre Formel der Substanz.

Antwort: C 2 H 7 N.

Beispiel 8.
Die Substanz enthält C, H, O und S. Bei der Verbrennung von 11 g davon wurden 8,8 g CO 2, 5,4 g H 2 O freigesetzt und Schwefel wurde vollständig in Bariumsulfat umgewandelt, dessen Masse sich herausstellte 23,3 g betragen. Bestimmen Sie die Formel des Stoffes.

Lösung zu Beispiel 8.

Die Formel einer bestimmten Substanz kann als C x H y S z O k dargestellt werden. Bei der Verbrennung entstehen Kohlendioxid, Wasser und Schwefeldioxid, die dann in Bariumsulfat umgewandelt werden. Dementsprechend wird der gesamte Schwefel der Ausgangssubstanz in Bariumsulfat umgewandelt.

1. Wir ermitteln die Stoffmengen Kohlendioxid, Wasser und Bariumsulfat sowie die entsprechenden chemischen Elemente aus dem untersuchten Stoff:

   ν(CO 2) = m/M = 8,8/44 = 0,2 mol.
   ν(C) = 0,2 mol.
   ν(H 2 O) = m / M = 5,4 / 18 = 0,3 mol.
   ν(H) = 0,6 mol.
   ν(BaSO 4) = 23,3 / 233 = 0,1 mol.
   ν(S) = 0,1 mol.

2. Wir berechnen die geschätzte Sauerstoffmasse im Ausgangsstoff:

   M(C) = 0,2 · 12 = 2,4 g
   m(H) = 0,6 · 1 = 0,6 g
   m(S) = 0,1 · 32 = 3,2 g
   m(O) = m Substanz − m(C) − m(H) − m(S) = 11 − 2,4 − 0,6 − 3,2 = 4,8 g,
   ν(O) = m / M = 4,8 / 16 = 0,3 mol

3. Wir finden das Molverhältnis der Elemente in der Substanz:
   C: H: S: O = 0,2: 0,6: 0,1: 0,3 = 2: 6: 1: 3
   Die Formel des Stoffes lautet C 2 H 6 SO 3.
   Es ist zu beachten, dass wir auf diese Weise nur die einfachste Formel erhalten haben.
   Die resultierende Formel ist jedoch wahr, denn wenn man versucht, diese Formel (C 4 H 12 S 2 O 6) zu verdoppeln, stellt sich heraus, dass für 4 Kohlenstoffatome neben Schwefel und Sauerstoff 12 H-Atome vorhanden sind, und das ist unmöglich.

Antwort: C 2 H 6 SO 3.

Bestimmung der Formeln von Stoffen anhand ihrer chemischen Eigenschaften.

Beispiel 9.
Bestimmen Sie die Formel von Alkadien, wenn 80 g einer 2 %igen Bromlösung es entfärben können.

Lösung zu Beispiel 9.

1. Die allgemeine Formel von Alkadienen lautet C n H 2n−2.
   Schreiben wir die Reaktionsgleichung für die Addition von Brom an Alkadien, wobei wir die Reaktion im Dienmolekül nicht vergessen zwei Doppelbindungen und dementsprechend reagieren 2 Mol Brom mit 1 Mol Dien:
   C n H 2n−2 + 2Br 2 → C n H 2n−2 Br 4
2. Da das Problem die Masse und die prozentuale Konzentration der Bromlösung angibt, die mit dem Dien reagiert hat, können wir die Menge der umgesetzten Bromsubstanz berechnen:

   M(Br 2) = m Lösung ω = 80 0,02 = 1,6 g
   ν(Br 2) = m / M = 1,6 / 160 = 0,01 mol.

3. Da die Menge an umgesetztem Brom doppelt so hoch ist wie die von Alkadien, können wir die Menge an Dien und (da seine Masse bekannt ist) seine Molmasse ermitteln:

   0,005		0,01
   С n H 2n−2	+ 2Br 2 →	C n H 2n−2 Br 4

   M Dien = m / ν = 3,4 / 0,05 = 68 g/mol.

4. Wir finden die Formel von Alkadien anhand seiner allgemeinen Formeln, die die Molmasse in Form von n ausdrücken:

   14n − 2 = 68
   n = 5.

   Das ist Pentadien C5H8.

Antwort: C 5 H 8.

Beispiel 10.
Bei der Wechselwirkung von 0,74 g gesättigtem einwertigem Alkohol mit Natriummetall wurde Wasserstoff in einer ausreichenden Menge freigesetzt, um 112 ml Propen (n.o.) zu hydrieren. Was für ein Alkohol ist das?

Lösung zu Beispiel 10.

1. Die Formel des gesättigten einwertigen Alkohols lautet C n H 2n+1 OH. Hier ist es zweckmäßig, den Alkohol in einer Form zu schreiben, in der sich die Reaktionsgleichung leicht aufstellen lässt – d. h. mit separater OH-Gruppe.
2. Lassen Sie uns Reaktionsgleichungen erstellen (wir dürfen die Notwendigkeit, Reaktionen auszugleichen, nicht vergessen):

   2C n H 2n+1 OH + 2Na → 2C n H 2n+1 ONa + H 2
   C 3 H 6 + H 2 → C 3 H 8

3. Sie können die Menge an Propen und daraus die Menge an Wasserstoff ermitteln. Wenn wir die Menge an Wasserstoff kennen, ermitteln wir die Menge an Alkohol aus der Reaktion:

   ν(C 3 H 6) = V / V m = 0,112 / 22,4 = 0,005 mol => ν(H 2) = 0,005 mol,
   ν Alkohol = 0,005 2 = 0,01 mol.

4. Finden Sie die Molmasse von Alkohol und n:

   M Alkohol = m / ν = 0,74 / 0,01 = 74 g/mol,
   14n + 18 = 74
   14n = 56
   n = 4.

   Alkohol - Butanol C 4 H 7 OH.

Antwort: C 4 H 7 OH.

Beispiel 11.
Formel definieren Ester Bei der Hydrolyse von 2,64 g werden 1,38 g Alkohol und 1,8 g einbasiger Alkohol freigesetzt Carbonsäure.

Lösung zu Beispiel 11.

1. Die allgemeine Formel eines Esters, bestehend aus einem Alkohol und einer Säure mit unterschiedlicher Anzahl an Kohlenstoffatomen, lässt sich wie folgt darstellen:
   C n H 2n+1 COOC m H 2m+1
   Dementsprechend wird der Alkohol die Formel haben
   C m H 2m+1 OH,
   und Säure
   C n H 2n+1 COOH .
   Esterhydrolysegleichung:
   C n H 2n+1 COOC m H 2m+1 + H 2 O → C m H 2m+1 OH + C n H 2n+1 COOH
2. Nach dem Massenerhaltungssatz von Stoffen sind die Summe der Massen der Ausgangsstoffe und die Summe der Massen der Reaktionsprodukte gleich.
   Daher können Sie aus den Daten des Problems die Wassermasse ermitteln:

   M H 2 O = (Masse Säure) + (Masse Alkohol) − (Masse Ether) = 1,38 + 1,8 − 2,64 = 0,54 g
   ν H 2 O = m / M = 0,54 / 18 = 0,03 mol

   Dementsprechend entsprechen auch die Mengen an sauren und alkoholischen Stoffen Molen.
   Ihre Molmassen finden Sie hier:

   M Säure = m / ν = 1,8 / 0,03 = 60 g/mol,
   M Alkohol = 1,38 / 0,03 = 46 g/mol.

   Wir erhalten zwei Gleichungen, aus denen wir m und n ermitteln:

   M C n H 2n+1 COOH = 14n + 46 = 60, n = 1 - Essigsäure
   M C m H 2m+1 OH = 14m + 18 = 46, m = 2 - Ethanol.

   Der gesuchte Ester ist also der Ethylester der Essigsäure, Ethylacetat.

Antwort: CH 3 COOC 2 H 5.

Beispiel 12.
Bestimmen Sie die Formel einer Aminosäure, wenn bei Einwirkung von 8,9 g davon mit überschüssigem Natriumhydroxid 11,1 g des Natriumsalzes dieser Säure erhalten werden können.

Lösung zu Beispiel 12.

1. Die allgemeine Formel einer Aminosäure (vorausgesetzt, dass sie außer einer Aminogruppe und einer Carboxylgruppe keine weiteren funktionellen Gruppen enthält):
   NH 2 -CH(R)-COOH.
   Es könnte auf unterschiedliche Weise geschrieben werden, aber um das Schreiben der Reaktionsgleichung zu vereinfachen, ist es besser, die funktionellen Gruppen in der Aminosäureformel getrennt zu trennen.
2. Sie können eine Gleichung für die Reaktion dieser Aminosäure mit Natriumhydroxid erstellen:
   NH 2 -CH(R)-COOH + NaOH → NH 2 -CH(R)-COONa + H 2 O
   Die Mengen der Aminosäuresubstanz und ihres Natriumsalzes sind gleich. Allerdings können wir für keinen der Stoffe in der Reaktionsgleichung die Masse ermitteln. Daher ist es bei solchen Problemen notwendig, die Stoffmengen einer Aminosäure und ihres Salzes durch Molmassen auszudrücken und gleichzusetzen:

   M(Aminosäuren NH 2 -CH(R)-COOH) = 74 + M R
   M(Salze NH 2 -CH(R)-COONa) = 96 + M R
   ν Aminosäuren = 8,9 / (74 + M R),
   ν Salz = 11,1 / (96 + M R)
   8,9 / (74 + M R) = 11,1 / (96 + M R)
   MR = 15

   Es ist leicht zu erkennen, dass R = CH 3.
   Dies kann mathematisch erfolgen, wenn wir annehmen, dass R - C n H 2n+1 .
   14n + 1 = 15, n = 1. Stellen Sie die Formel für eine gesättigte einbasige Carbonsäure auf, deren Calciumsalz 30,77 % Calcium enthält.

   Teil 2. Bestimmung der Formel eines Stoffes auf Basis von Verbrennungsprodukten.

   2-1. Die relative Dampfdichte einer organischen Verbindung für Schwefeldioxid beträgt 2. Bei der Verbrennung von 19,2 g dieser Substanz entstehen 52,8 g Kohlendioxid (n.s.) und 21,6 g Wasser. Leiten Sie die Summenformel einer organischen Verbindung her.

   2-2. Bei der Verbrennung organischer Stoffe mit einem Gewicht von 1,78 g an überschüssigem Sauerstoff wurden 0,28 g Stickstoff, 1,344 l (n.s.) CO 2 und 1,26 g Wasser erhalten. Bestimmen Sie die Summenformel der Substanz und wissen Sie dabei, dass die angegebene Probe der Substanz 1,204 · 10 22 Moleküle enthält.

   2-3. Kohlendioxid, das durch Verbrennen von 3,4 g Kohlenwasserstoff gewonnen wurde, wurde durch einen Überschuss an Calciumhydroxidlösung geleitet, um 25 g Sediment zu erhalten. Leiten Sie die einfachste Formel für einen Kohlenwasserstoff her.

   2-4. Bei der Verbrennung von organischem Material, das C, H und Chlor enthält, wurden 6,72 Liter (n.s.) Kohlendioxid, 5,4 g Wasser und 3,65 g Chlorwasserstoff freigesetzt. Bestimmen Sie die Summenformel der verbrannten Substanz.

   2-5. (USE-2011) Beim Verbrennen des Amins wurden 0,448 l (n.s.) Kohlendioxid, 0,495 g Wasser und 0,056 l Stickstoff freigesetzt. Bestimmen Sie die Summenformel dieses Amins.

   Teil 3. Bestimmung der Formel eines Stoffes anhand seiner chemischen Eigenschaften.

   3-1. Bestimmen Sie die Formel eines Alkens, wenn bekannt ist, dass 5,6 g davon bei Zugabe von Wasser 7,4 g Alkohol bilden.

   3-2. Um 2,9 g gesättigten Aldehyd zu Säure zu oxidieren, waren 9,8 g Kupfer(II)hydroxid erforderlich. Bestimmen Sie die Formel des Aldehyds.

   3-3. Eine einbasige Monoaminosäure mit einem Gewicht von 3 g und einem Überschuss an Bromwasserstoff bildet 6,24 g Salz. Bestimmen Sie die Aminosäureformel.

   3-4. Bei der Wechselwirkung eines gesättigten zweiatomigen Alkohols mit einem Gewicht von 2,7 g mit überschüssigem Kalium wurden 0,672 Liter Wasserstoff freigesetzt. Bestimmen Sie die Alkoholformel.

   3-5. (USE-2011) Die Oxidation von gesättigtem einwertigem Alkohol mit Kupfer(II)-oxid ergab 9,73 g Aldehyd, 8,65 g Kupfer und Wasser. Bestimmen Sie die Summenformel dieses Alkohols.

   Antworten und Kommentare zu Problemen zur eigenständigen Lösung.

   1-2. C 3 H 6 (NH 2) 2

   1-3. C2H4(COOH)2

   1-5. (HCOO) 2 Ca – Calciumformiat, Ameisensäuresalz

   2-1. C 8 H 16 O

   2-2. C 3 H 7 NO

   2-3. C 5 H 8 (wir ermitteln die Wasserstoffmasse, indem wir die Kohlenstoffmasse von der Kohlenwasserstoffmasse abziehen)

   2-4. C 3 H 7 Cl (vergessen Sie nicht, dass Wasserstoffatome nicht nur in Wasser, sondern auch in HCl enthalten sind)

   3-2. C 3 H 6 O

   3-3. C 2 H 5 NO 2

   Chemische Formel ist ein Bild, das Symbole verwendet.

   Zeichen chemischer Elemente

   Chemisches Zeichen oder Symbol für chemische Elemente– Dies sind die ersten oder beiden Anfangsbuchstaben des lateinischen Namens dieses Elements.

   Zum Beispiel: FerrumFe , Cuprum –Cu , OxygeniumÖ usw.

   Tabelle 1: Informationen durch ein chemisches Symbol

   Intelligenz	Am Beispiel von Cl
   Artikelname	Chlor
   	Nichtmetallisch, Halogen
   Ein Element	1 Chloratom
   (Ar) dieses Elements	Ar(Cl) = 35,5
   Absolute Atommasse eines chemischen Elements m = Ar 1,66 · 10 -24 g = Ar 1,66 · 10 -27 kg	M (Cl) = 35,5 · 1,66 · 10 -24 = 58,9 · 10 -24 g

   Der Name eines chemischen Symbols wird in den meisten Fällen als Name eines chemischen Elements gelesen. Zum Beispiel, K – Kalium, Ca – Kalzium, Mg – Magnesium, Mn – Mangan.

   Fälle, in denen der Name eines chemischen Symbols unterschiedlich gelesen wird, sind in Tabelle 2 aufgeführt:

   Name eines chemischen Elements	Chemisches Zeichen	Name des chemischen Symbols (Aussprache)
   Stickstoff	N	En
   Wasserstoff	H	Asche
   Eisen	Fe	Ferrum
   Gold	Au	Aurum
   Sauerstoff	Ö	UM
   Silizium	Si	Silizium
   Kupfer	Cu	Cuprum
   Zinn	Sn	Stanum
   Quecksilber	Hg	Hydrargium
   Führen	Pb	Plumbum
   Schwefel	S	Es
   Silber	Ag	Argentum
   Kohlenstoff	C	Tse
   Phosphor	P	Sport

   Chemische Formeln einfacher Stoffe

   Chemische Formeln der meisten einfache Substanzen(alle Metalle und viele Nichtmetalle) sind die Zeichen der entsprechenden chemischen Elemente.

   Also Eisensubstanz Und chemisches Element Eisen werden gleich bezeichnet - Fe .

   Wenn es eine molekulare Struktur hat (existiert in der Form , dann ist seine Formel das chemische Zeichen des Elements mit Index unten rechts zeigt an Anzahl der Atome in einem Molekül: H 2, O2, O 3, N 2, F 2, Cl2, BR 2, P 4, S 8.

   Tabelle 3: Informationen eines chemischen Zeichens

   Intelligenz	Am Beispiel von C
   Stoffname	Kohlenstoff (Diamant, Graphit, Graphen, Carbin)
   Element, das zu gehört diese Klasse chemische Elemente	Nichtmetallisch
   Ein Atom eines Elements	1 Kohlenstoffatom
   Relative Atommasse (Ar) Element, das eine Substanz bildet	Ar(C) = 12
   Absolute Atommasse	M(C) = 12 · 1,66 · 10-24 = 19,93 · 10 -24 g
   Eine Substanz	1 Mol Kohlenstoff, d.h. 6.02 10 23 Kohlenstoffatome
   	M (C) = Ar (C) = 12 g/mol

   Chemische Formeln komplexer Stoffe

   Die Formel einer komplexen Substanz wird erstellt, indem man die Vorzeichen der chemischen Elemente, aus denen die Substanz besteht, aufschreibt und dabei die Anzahl der Atome jedes Elements im Molekül angibt. In diesem Fall werden in der Regel chemische Elemente geschrieben in der Reihenfolge zunehmender Elektronegativität entsprechend der folgenden Praxisreihe:

   Me, Si, B, Te, H, P, As, I, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

   Zum Beispiel, H2O , CaSO4 , Al2O3 , CS 2 , VON 2 , NaH.

   Die Ausnahmen sind:

   • einige Verbindungen von Stickstoff mit Wasserstoff (z. B. Ammoniak NH 3 , Hydrazin N 2H 4 );
   • Salze organischer Säuren (zum Beispiel Natriumformiat HCOONa , Calciumacetat (CH 3COO) 2Ca) ;
   • Kohlenwasserstoffe ( CH 4 , C2H4 , C2H2 ).

   Chemische Formeln in der Form vorhandene Stoffe Dimere (NEIN 2 , P2O 3 , P2O5, Salze des einwertigen Quecksilbers, zum Beispiel: HgCl , HgNO3 usw.), im Formular geschrieben N 2 O4,P 4 O6,P 4 O 10Hg 2 Cl2,Hg 2 ( NEIN 3) 2 .

   Basierend auf dem Konzept wird die Anzahl der Atome eines chemischen Elements in einem Molekül und einem komplexen Ion bestimmt Wertigkeit oder Oxidationsstufen und wird aufgezeichnet Index unten rechts aus dem Vorzeichen jedes Elements (Index 1 wird weggelassen). In diesem Fall gehen sie von der Regel aus:

   algebraische Summe Die Oxidationsstufen aller Atome im Molekül müssen gleich Null sein (die Moleküle sind elektrisch neutral), und in einem komplexen Ion muss die Ladung des Ions gleich Null sein.

   Zum Beispiel:

   2Al 3 + +3SO 4 2- =Al 2 (SO 4) 3

   Es wird die gleiche Regel verwendet bei der Bestimmung der Oxidationsstufe eines chemischen Elements anhand der Formel eines Stoffes oder Komplexes. Normalerweise handelt es sich um ein Element mit mehreren Oxidationsstufen. Die Oxidationsstufen der übrigen Elemente, aus denen das Molekül oder Ion besteht, müssen bekannt sein.

   Die Ladung eines komplexen Ions ist die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome, aus denen das Ion besteht. Daher wird bei der Bestimmung des Oxidationszustands eines chemischen Elements in einem komplexen Ion das Ion selbst in Klammern gesetzt und seine Ladung aus Klammern entnommen.

   Bei der Zusammenstellung von Formeln für die Valenz Ein Stoff wird als eine Verbindung dargestellt, die aus zwei Teilchen unterschiedlicher Art besteht, deren Wertigkeiten bekannt sind. Als nächstes verwenden sie Regel:

   In einem Molekül muss das Produkt aus Wertigkeit und Anzahl der Teilchen einer Art gleich dem Produkt aus Wertigkeit und Anzahl der Teilchen einer anderen Art sein.

   Zum Beispiel:

   Die Zahl vor der Formel in einer Reaktionsgleichung heißt Koeffizient. Sie gibt beides an Anzahl der Moleküle, oder Anzahl der Stoffmole.

   Der Koeffizient gegenüber chemisches Zeichen , zeigt an Anzahl der Atome eines bestimmten chemischen Elements, und wenn das Vorzeichen die Formel einer einfachen Substanz ist, gibt der Koeffizient entweder an Anzahl der Atome, oder die Anzahl der Mole dieser Substanz.

   Zum Beispiel:

   • 3 Fe– drei Eisenatome, 3 Mol Eisenatome,
   • 2 H– zwei Wasserstoffatome, 2 Mol Wasserstoffatome,
   • H 2– ein Molekül Wasserstoff, 1 Mol Wasserstoff.

   Die chemischen Formeln vieler Stoffe wurden experimentell ermittelt, weshalb sie so genannt werden "empirisch".

   Tabelle 4: Informationen, die die chemische Formel eines komplexen Stoffes liefert

   Intelligenz	Zum Beispiel C aCO3
   Stoffname	Kalziumkarbonat
   Zugehörigkeit eines Elements zu einer bestimmten Stoffklasse	Mittleres (normales) Salz
   Ein Substanzmolekül	1 Molekül Calciumcarbonat
   Ein Mol Substanz	6.02 10 23 Moleküle CaCO3
   Relative Molekülmasse des Stoffes (Mr)	Мr (CaCO3) = Ar (Ca) + Ar (C) + 3Ar (O) =100
   Molmasse des Stoffes (M)	M (CaCO3) = 100 g/mol
   Absolute Molekülmasse des Stoffes (m)	M (CaCO3) = Mr (CaCO3) 1,66 · 10 -24 g = 1,66 · 10 -22 g
   Qualitative Zusammensetzung (welche chemischen Elemente bilden den Stoff)	Kalzium, Kohlenstoff, Sauerstoff
   Quantitative Zusammensetzung des Stoffes:
   Die Anzahl der Atome jedes Elements in einem Molekül einer Substanz:	ein Calciumcarbonat-Molekül besteht 1 Atom Kalzium, 1 Atom Kohlenstoff und 3 Atome Sauerstoff.
   Die Anzahl der Mol jedes Elements in 1 Mol der Substanz:	In 1 Mol CaCO 3(6,02 · 10 23 Moleküle) enthalten 1 Mol(6,02 · 10 23 Atome) Kalzium, 1 Mol(6,02 10 23 Atome) Kohlenstoff und 3 Mol(3 6,02 10 23 Atome) des chemischen Elements Sauerstoff)
   Massenzusammensetzung des Stoffes:
   Masse jedes Elements in 1 Mol Substanz:	1 Mol Calciumcarbonat (100 g) enthält die folgenden chemischen Elemente: 40g Kalzium, 12g Kohlenstoff, 48g Sauerstoff.
   Massenanteile chemischer Elemente im Stoff (Zusammensetzung des Stoffes in Gewichtsprozent):	Zusammensetzung von Calciumcarbonat nach Gewicht: W (Ca) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1·40)/100= 0,4 (40%) W (C) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1 12)/100 = 0,12 (12 %) W (O) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (3 16)/100 = 0,48 (48 %)
   Bei einem Stoff mit ionischer Struktur (Salz, Säure, Base) gibt die Formel des Stoffes Auskunft über die Anzahl der Ionen jeder Art im Molekül, deren Menge und die Masse der Ionen pro 1 Mol des Stoffes:	Molekül CaCO 3 besteht aus einem Ion Ca 2+ und Ion CO 3 2- 1 mol ( 6.02 10 23 Moleküle) CaCO 3 enthält 1 mol Ca 2+ Ionen Und 1 Mol Ionen CO 3 2-; 1 Mol (100 g) Calciumcarbonat enthält 40g Ionen Ca 2+ Und 60g Ionen CO 3 2-
   Molvolumen eines Stoffes unter Standardbedingungen (nur für Gase)

   Grafische Formeln

   Um umfassendere Informationen über einen Stoff zu erhalten, verwenden Sie grafische Formeln , was darauf hinweist Reihenfolge der Verbindung von Atomen in einem Molekül Und Wertigkeit jedes Elements.

   Grafische Formeln von Stoffen, die aus Molekülen bestehen, spiegeln manchmal bis zu einem gewissen Grad die Struktur (Struktur) dieser Moleküle wider; in diesen Fällen können sie aufgerufen werden strukturell .

   Um eine grafische (strukturelle) Formel eines Stoffes zu erstellen, müssen Sie:

   • Bestimmen Sie die Wertigkeit aller chemischen Elemente, aus denen der Stoff besteht.
   • Notieren Sie die Vorzeichen aller chemischen Elemente, aus denen die Substanz besteht, jeweils in einer Menge, die der Anzahl der Atome eines bestimmten Elements im Molekül entspricht.
   • Verbinde die Zeichen chemischer Elemente mit Bindestrichen. Jeder Strich bezeichnet ein Paar, das zwischen chemischen Elementen kommuniziert und daher zu beiden Elementen gleichermaßen gehört.
   • Die Anzahl der Linien, die das Vorzeichen eines chemischen Elements umgeben, muss der Wertigkeit dieses chemischen Elements entsprechen.
   • Bei der Formulierung sauerstoffhaltiger Säuren und ihrer Salze werden Wasserstoffatome und Metallatome über ein Sauerstoffatom an das säurebildende Element gebunden.
   • Sauerstoffatome werden nur bei der Formulierung von Peroxiden miteinander kombiniert.

   Beispiele für grafische Formeln:
   

   Chemie– die Wissenschaft von der Zusammensetzung, Struktur, Eigenschaften und Umwandlungen von Stoffen.

   Atommolekulare Wissenschaft. Stoffe bestehen aus chemische Partikel(Moleküle, Atome, Ionen), die haben Komplexe Struktur und bestehen aus Elementarteilchen(Protonen, Neutronen, Elektronen).

   Atom– ein neutrales Teilchen, bestehend aus einem positiven Kern und Elektronen.

   Molekül– eine stabile Gruppe von Atomen, die durch chemische Bindungen verbunden sind.

   Chemisches Element– eine Art Atome mit gleicher Kernladung. Element bezeichnen

   wobei X das Symbol des Elements ist, Z– Seriennummer des Elements im Periodensystem der Elemente D.I. Mendelejew, A- Massenzahl. Ordnungsnummer Z gleich der Ladung des Atomkerns, der Anzahl der Protonen im Atomkern und der Anzahl der Elektronen im Atom. Massenzahl A gleich der Summe der Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom. Die Anzahl der Neutronen ist gleich der Differenz A–Z.

   Isotope– Atome desselben Elements mit unterschiedlichen Massenzahlen.

   Relative Atommasse(A r) – Verhältnis Durchschnittsgewicht ein Atom eines Elements mit natürlicher Isotopenzusammensetzung auf 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C.

   Relatives Molekulargewicht(M r) ist das Verhältnis der durchschnittlichen Masse eines Moleküls einer Substanz mit natürlicher Isotopenzusammensetzung zu 1/12 der Masse eines Atoms des 12 C-Kohlenstoffisotops.

   Atomare Masseneinheit(a.u.m) – 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C. 1 a.u. m = 1,66? 10 -24 Jahre

   Mol- die Menge der Substanz, die so viel enthält Struktureinheiten(Atome, Moleküle, Ionen), wie viele Atome sind in 0,012 kg des Kohlenstoffisotops 12 C enthalten? Mol– die Menge eines Stoffes, die 6,02 · 10 23 Struktureinheiten (Atome, Moleküle, Ionen) enthält.

   n = N/N A, Wo N– Stoffmenge (Mol), N– Anzahl der Teilchen, a N / A– Avogadros Konstante. Die Menge eines Stoffes kann auch mit dem Symbol v bezeichnet werden.

   Avogadros Konstante N A = 6,02 10 23 Partikel/mol.

   MolmasseM(g/mol) – Verhältnis der Masse der Substanz M(d) auf die Stoffmenge N(Mol):

   M = m/n, Wo: m = M n Und n = m/M.

   Molares GasvolumenV M(l/mol) – Gasvolumenverhältnis V(l) auf die Stoffmenge dieses Gases N(Mol). Unter normalen Bedingungen V M = 22,4 l/mol.

   Normale Bedingungen: Temperatur t = 0°C, bzw T = 273 K, Druck p = 1 atm = 760 mm. rt. Kunst. = 101.325 Pa = 101,325 kPa.

   V M = V/n, Wo: V = V M n Und n = V/V M .

   Das Ergebnis ist eine allgemeine Formel:

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

   Äquivalent- ein reales oder fiktives Teilchen, das mit einem Wasserstoffatom wechselwirkt, es ersetzt oder ihm auf andere Weise gleichwertig ist.

   Molmassenäquivalente M e– das Verhältnis der Masse eines Stoffes zur Anzahl der Äquivalente dieses Stoffes: M e = m/n (Gl) .

   Bei Ladungsaustauschreaktionen beträgt die Molmasse der Stoffäquivalente

   mit Molmasse M gleich: M e = M/(n ? m).

   Bei Redoxreaktionen die Molmasse von Äquivalenten eines Stoffes mit Molmasse M gleich: M e = M/n(e), Wo n(e)– Anzahl der übertragenen Elektronen.

   Gesetz der Äquivalente– Die Massen der Reaktanten 1 und 2 sind proportional zu den Molmassen ihrer Äquivalente. m 1 /m 2= M E1/M E2, oder m 1 /M E1 = m 2 /M E2, oder n 1 = n 2, Wo m 1 Und m 2– Massen zweier Stoffe, M E1 Und M E2– Molmassen der Äquivalente, n 1 Und Nr. 2– die Anzahl der Äquivalente dieser Stoffe.

   Für Lösungen kann das Äquivalentgesetz wie folgt geschrieben werden:

   c E1 V 1 = c E2 V 2, Wo mit E1, mit E2, V 1 Und V 2– molare Konzentrationen von Äquivalenten und Volumina von Lösungen dieser beiden Stoffe.

   Kombiniert Gasgesetz: pV = nRT, Wo P– Druck (Pa, kPa), V– Volumen (m 3, l), N– Menge der gasförmigen Substanz (Mol), T - Temperatur (K), T(K) = T(°C) + 273, R– konstant, R= 8,314 J/(K? mol), mit J = Pa m 3 = kPa l.

   2. Atomstruktur und Periodengesetz

   Welle-Teilchen-Dualität Materie – die Idee, dass jedes Objekt sowohl Wellen als auch Wellen haben kann korpuskuläre Eigenschaften. Louis de Broglie schlug eine Formel vor, die die Wellen- und Korpuskulareigenschaften von Objekten verbindet: ? = h/(mV), Wo H– Plancksche Konstante, ? – Wellenlänge, die jedem Körper mit Masse entspricht M und Geschwindigkeit V. Obwohl Welleneigenschaften existieren für alle Objekte, können aber nur für Mikroobjekte mit Massen in der Größenordnung der Masse eines Atoms und eines Elektrons beobachtet werden.

   Heisenberg-Unsicherheitsprinzip: ?(mV x) ?х > h/2n oder ?V x ?x > h/(2?m), Wo M– Teilchenmasse, X– seine Koordinate, V x– Geschwindigkeit in Richtung X, ?– Unsicherheit, Bestimmungsfehler. Das Unschärfeprinzip bedeutet, dass es unmöglich ist, gleichzeitig die Position (Koordinate) anzugeben. X) und Geschwindigkeit (V x) Partikel.

   Teilchen mit kleinen Massen (Atome, Kerne, Elektronen, Moleküle) sind keine Teilchen im Sinne der Newtonschen Mechanik und können von der klassischen Physik nicht untersucht werden. Sie werden untersucht Quantenphysik.

   HauptquantenzahlN nimmt die Werte 1, 2, 3, 4, 5, 6 und 7 an, entsprechend den elektronischen Ebenen (Schichten) K, L, M, N, O, P und Q.

   Ebene– der Raum, in dem sich Elektronen mit der gleichen Anzahl befinden N. Elektronen verschiedener Ebenen sind seit der Zahl räumlich und energetisch voneinander getrennt N bestimmt die Elektronenenergie E(je mehr N, je mehr E) und Entfernung R zwischen Elektronen und Kern (je mehr N, je mehr R).

   Orbitale (seitliche, azimutale) Quantenzahll nimmt Werte abhängig von der Zahl an n:l= 0, 1,…(N- 1). Zum Beispiel, wenn n= 2 also l = 0, 1; Wenn n= 3 also l = 0, 1, 2. Zahl l charakterisiert die Unterebene (Sublayer).

   Unterebene– der Raum, in dem sich Elektronen mit Sicherheit befinden N Und l. Abhängig von der Anzahl werden Unterebenen einer bestimmten Ebene bezeichnet l:s- Wenn l = 0, P- Wenn l = 1, D- Wenn l = 2, F- Wenn l = 3. Abhängig von den Zahlen werden die Unterebenen eines bestimmten Atoms bezeichnet N Und lch, zum Beispiel: 2s (n = 2, l = 0), 3d(n= 3, l = 2) usw. Unterebenen einer bestimmten Ebene haben unterschiedliche Energien (je mehr lch, je mehr E): E s< E < Е А < … Und verschiedene Formen Orbitale, aus denen diese Unterebenen bestehen: Das s-Orbital hat die Form einer Kugel, P-Das Orbital hat die Form einer Hantel usw.

   Magnetische Quantenzahlm 1 charakterisiert die Orientierung des Orbitals magnetisches Moment, gleich lch, im Raum relativ zur Außenwelt Magnetfeld und nimmt Werte an: – l,…-1, 0, 1,…l, d.h. insgesamt (2l + 1) Wert. Zum Beispiel, wenn l = 2 also m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.

   Orbital(Teil einer Unterebene) – der Raum, in dem sich mit Sicherheit Elektronen (nicht mehr als zwei) befinden n, l, m 1. Unterebene enthält 2l+1 Orbital. Zum Beispiel, D– Die Unterebene enthält fünf d-Orbitale. Orbitale der gleichen Unterebene mit verschiedene Zahlen m 1, haben die gleiche Energie.

   Magnetische SpinzahlMS charakterisiert die Ausrichtung des eigenen magnetischen Moments s des Elektrons, gleich?, relativ zum äußeren Magnetfeld und nimmt zwei Werte an: +? Und _ ?.

   Elektronen in einem Atom besetzen Ebenen, Unterebenen und Orbitale gemäß den folgenden Regeln.

   Paulis Regel: In einem Atom können zwei Elektronen nicht vier identische Quantenzahlen haben. Sie müssen sich in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden.

   Aus der Pauli-Regel folgt, dass ein Orbital nicht mehr als zwei Elektronen enthalten kann, ein Unterniveau nicht mehr als 2(2l + 1) Elektronen enthalten kann, ein Niveau nicht mehr enthalten kann 2n 2 Elektronen.

   Klechkovskys Regel: elektronische Unterebenen werden in aufsteigender Reihenfolge ausgefüllt (n + l), und zwar in gleicher Höhe (n+l)– in aufsteigender Reihenfolge der Nummer N.

   Grafische Form der Klechkovsky-Regel.

   
   

   Nach der Klechkovsky-Regel werden Unterebenen in der folgenden Reihenfolge ausgefüllt: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…

   Obwohl das Füllen der Unterebenen nach der Klechkovsky-Regel erfolgt, werden die Unterebenen in der elektronischen Formel der Reihe nach nach Ebenen geschrieben: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f usw. Somit lautet die elektronische Formel des Bromatoms wie folgt: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

   Die elektronischen Konfigurationen einer Reihe von Atomen unterscheiden sich von den durch Klechkovskys Regel vorhergesagten. Also für Cr und Cu:

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

   Regel von Hunda (Gunda): Die Füllung der Orbitale einer bestimmten Unterebene erfolgt so, dass der Gesamtspin maximal ist. Die Orbitale einer bestimmten Unterebene werden zunächst jeweils mit einem Elektron gefüllt.

   Elektronische Konfigurationen von Atomen können durch Ebenen, Unterebenen und Orbitale geschrieben werden. Beispielsweise kann die elektronische Formel P(15e) geschrieben werden:

   a) nach Stufen)2)8)5;

   b) nach Unterebenen 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;

   c) durch Orbital

   
   

   Beispiele für elektronische Formeln einiger Atome und Ionen:

   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. Chemische Bindung

   3.1. Valenzbindungsmethode

   Nach der Methode Valenzbindungen, die Bindung zwischen den Atomen A und B wird durch ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet.

   Kovalente Bindung. Donor-Akzeptor-Verbindung.

   Die Wertigkeit charakterisiert die Fähigkeit von Atomen, chemische Bindungen einzugehen, und ist gleich der Zahl chemische Bindungen, gebildet von einem Atom. Nach der Valenzbindungsmethode ist die Valenz gleich der Anzahl der gemeinsamen Elektronenpaare und im Fall von kovalente Bindung Die Valenz ist gleich der Anzahl ungepaarter Elektronen in der äußeren Ebene eines Atoms in seinem Grund- oder angeregten Zustand.

   Wertigkeit von Atomen

   Zum Beispiel für Kohlenstoff und Schwefel:

   
   

   Sättigungsfähigkeit Kovalente Bindung: Atome gehen eine begrenzte Anzahl von Bindungen ein, die ihrer Wertigkeit entspricht.

   Hybridisierung von Atomorbitalen– Vermischung von Atomorbitalen (AO) verschiedener Unterebenen des Atoms, deren Elektronen an der Bildung äquivalenter?-Bindungen beteiligt sind. Die Äquivalenz des Hybridorbitals (HO) erklärt die Äquivalenz der gebildeten chemischen Bindungen. Im Fall eines vierwertigen Kohlenstoffatoms gibt es beispielsweise eines 2s– und drei 14 Uhr-Elektron. Um die Äquivalenz der vier?-Bindungen zu erklären, die durch Kohlenstoff in den Molekülen CH 4, CF 4 usw. gebildet werden, atomar eins S- und drei R- Orbitale werden durch vier gleichwertige Hybridorbitale ersetzt S. 3-Orbitale:

   

   Fokus Eine kovalente Bindung besteht darin, dass sie in Richtung der maximalen Überlappung der Orbitale gebildet wird, die ein gemeinsames Elektronenpaar bilden.

   Abhängig von der Art der Hybridisierung haben Hybridorbitale einen bestimmten Ort im Raum:

   sp– linear, der Winkel zwischen den Achsen der Orbitale beträgt 180°;

   S. 2– dreieckig, Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 120°;

   S. 3– tetraedrisch, Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 109°;

   sp 3 d 1– trigonal-bipyramidal, Winkel 90° und 120°;

   sp 2 d 1– quadratisch, Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 90°;

   sp 3 d 2– Oktaeder, die Winkel zwischen den Achsen der Orbitale betragen 90°.

   3.2. Molekülorbitaltheorie

   Nach der Theorie der Molekülorbitale besteht ein Molekül aus Kernen und Elektronen. In Molekülen befinden sich Elektronen in Molekülorbitalen (MO). Die MOs der äußeren Elektronen haben eine komplexe Struktur und werden als lineare Kombination der äußeren Orbitale der Atome betrachtet, aus denen das Molekül besteht. Die Anzahl der gebildeten MOs ist gleich der Anzahl der an ihrer Bildung beteiligten AOs. Die Energien von MOs können niedriger (bindende MOs), gleich (nichtbindende MOs) oder höher (antibindende MOs) sein als die Energien der AOs, die sie bilden.

   Interaktionsbedingungen von JSC

   1. AO interagieren, wenn sie ähnliche Energien haben.

   2. AOs interagieren, wenn sie sich überschneiden.

   3. AO interagieren, wenn sie die entsprechende Symmetrie haben.

   Für ein zweiatomiges Molekül AB (oder jedes lineare Molekül) kann die Symmetrie von MO sein:

   Wenn ein gegebenes MO eine Symmetrieachse hat,

   Wenn ein gegebenes MO eine Symmetrieebene hat,

   Wenn das MO zwei senkrechte Symmetrieebenen hat.

   Die Anwesenheit von Elektronen auf den bindenden MOs stabilisiert das System, da sie die Energie des Moleküls im Vergleich zur Energie der Atome verringert. Die Stabilität des Moleküls wird charakterisiert Bindungsordnung n, gleich: n = (n Licht – n Größe)/2, Wo n leicht und n groß - Anzahl der Elektronen in bindenden und antibindenden Orbitalen.

   Das Auffüllen von MOs mit Elektronen erfolgt nach den gleichen Regeln wie das Auffüllen von AOs in einem Atom, nämlich: Pauli-Regel (es dürfen nicht mehr als zwei Elektronen auf einem MO sein), Hund-Regel (der Gesamtspin muss maximal sein) usw .

   Die Wechselwirkung der 1s-AO-Atome der ersten Periode (H und He) führt zur Bildung von bindenden?-MO und antibindenden?*-MO:

   

   Elektronische Formeln von Molekülen, Bindungsordnungen N, experimentelle Bindungsenergien E und intermolekulare Abstände R für zweiatomige Moleküle aus Atomen der ersten Periode sind in der folgenden Tabelle angegeben:

   
   

   Andere Atome der zweiten Periode enthalten neben 2s-AO auch 2p x -, 2p y – und 2p z -AO, die bei Wechselwirkung?– und?-MO bilden können. Bei O-, F- und Ne-Atomen unterscheiden sich die Energien von 2s- und 2p-AOs erheblich, und die Wechselwirkung zwischen dem 2s-AO eines Atoms und dem 2p-AO eines anderen Atoms kann unter Berücksichtigung der Wechselwirkung zwischen den 2s vernachlässigt werden -AO zweier Atome getrennt von der Wechselwirkung ihrer 2p-AO. Das MO-Schema für die Moleküle O 2, F 2, Ne 2 hat die folgende Form:

   

   Für die Atome B, C, N liegen die Energien von 2s– und 2p-AO nahe beieinander, und das 2s-AO eines Atoms interagiert mit dem 2p z-AO eines anderen Atoms. Daher unterscheidet sich die Reihenfolge der MOs in den Molekülen B 2, C 2 und N 2 von der Reihenfolge der MOs in den Molekülen O 2, F 2 und Ne 2. Unten ist das MO-Schema für die Moleküle B 2, C 2 und N 2:

   

   Basierend auf den angegebenen MO-Schemata ist es beispielsweise möglich, die elektronischen Formeln der Moleküle O 2 , O 2 + und O 2 ? aufzuschreiben:

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

   n = 2 R = 0,121 nm;

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

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

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

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

   Im Fall des O 2 -Moleküls erlaubt uns die MO-Theorie, eine größere Stärke dieses Moleküls vorherzusagen, da n = 2, die Art der Änderungen der Bindungsenergien und Kernabstände in der Reihe O 2 + – O 2 – O 2 ? sowie der Paramagnetismus des O 2-Moleküls, dessen obere MOs zwei ungepaarte Elektronen haben.

   3.3. Einige Arten von Verbindungen

   Ionenverbindung– elektrostatische Bindung zwischen Ionen entgegengesetzter Ladung. Eine Ionenbindung kann als Extremfall einer polaren kovalenten Bindung angesehen werden. Eine Ionenbindung entsteht, wenn der Unterschied in der Elektronegativität der Atome ?X größer als 1,5–2,0 ist.

   Eine Ionenbindung ist ungerichtet, nicht sättigbar Kommunikation In einem NaCl-Kristall wird das Na+-Ion von allen Cl-Ionen angezogen? und wird von allen anderen Na+-Ionen abgestoßen, unabhängig von der Wechselwirkungsrichtung und der Anzahl der Ionen. Dies bestimmt die größere Stabilität von Ionenkristallen im Vergleich zu Ionenmolekülen.

   Wasserstoffverbindung– eine Bindung zwischen einem Wasserstoffatom eines Moleküls und einem elektronegativen Atom (F, CI, N) eines anderen Moleküls.

   Die Existenz einer Wasserstoffbrücke erklärt die anomalen Eigenschaften von Wasser: Der Siedepunkt von Wasser ist viel höher als der seiner chemischen Analoga: t kip (H 2 O) = 100 °C und t kip (H 2 S) = - 61°C. Zwischen H 2 S-Molekülen werden keine Wasserstoffbrückenbindungen gebildet.

   4. Muster chemischer Prozesse

   4.1. Thermochemie

   Energie(E)- Fähigkeit, Arbeit zu produzieren. Mechanische Arbeit(A) wird beispielsweise durch ein Gas bei seiner Expansion erreicht: A = p?V.

   Reaktionen, die bei der Aufnahme von Energie auftreten, sind: endothermisch.

   Reaktionen, bei denen Energie freigesetzt wird, sind: exotherm.

   Energiearten: Wärme, Licht, elektrische, chemische, nukleare Energie usw.

   Energiearten: Kinetik und Potenzial.

   Kinetische Energie– die Energie eines sich bewegenden Körpers, das ist die Arbeit, die ein Körper leisten kann, bevor er zur Ruhe kommt.

   Hitze (Q)– eine Art kinetischer Energie – verbunden mit der Bewegung von Atomen und Molekülen. Bei der Kommunikation mit einem Massenkörper (M) und spezifische Wärmekapazität (c) der Wärme? Q steigt ihre Temperatur um? t: ?Q = m mit ?t, Wo? t = ?Q/(ct).

   Potenzielle Energie- Energie, die ein Körper als Folge von Veränderungen in ihm oder seinen Körpern erhält Komponenten Position im Raum. Die Energie chemischer Bindungen ist eine Art potentielle Energie.

   Erster Hauptsatz der Thermodynamik: Energie kann von einer Art zur anderen übergehen, aber nicht verschwinden oder entstehen.

   Innere Energie (U) – die Summe der kinetischen und potentiellen Energien der Teilchen, aus denen der Körper besteht. Die bei der Reaktion absorbierte Wärme entspricht der Differenz der inneren Energie der Reaktionsprodukte und Reagenzien (Q = ?U = U 2 – U 1), vorausgesetzt, das System hat keine Arbeit daran geleistet Umfeld. Wenn die Reaktion bei konstantem Druck stattfindet, arbeiten die freigesetzten Gase tatsächlich gegen äußere Druckkräfte und die während der Reaktion absorbierte Wärme entspricht der Summe der Änderungen der inneren Energie ?U und Arbeit A = p?V. Diese bei konstantem Druck absorbierte Wärme wird als Enthalpieänderung bezeichnet: ? Н = ?U + p?V, definieren Enthalpie Wie H = U + pV. Reaktionen von Flüssigkeit und Feststoffe Fahren Sie ohne nennenswerte Lautstärkeänderungen fort (?V = 0), was ist also mit diesen Reaktionen? N nahe bei ?U (?Н = ?U). Für Reaktionen mit Volumenänderung haben wir ?Н > ?U, wenn die Erweiterung im Gange ist, und ?N< ?U , wenn eine Komprimierung vorliegt.

   Die Enthalpieänderung wird üblicherweise für den Standardzustand der Materie bezeichnet: also für reine Substanz in einem bestimmten (festen, flüssigen oder gasförmigen) Zustand, bei einem Druck von 1 atm = 101.325 Pa, einer Temperatur von 298 K und einer Stoffkonzentration von 1 mol/l.

   Standardbildungsenthalpie?– Wärme, die bei der Bildung von 1 Mol eines Stoffes aus den einfachen Stoffen, aus denen er besteht, unter Standardbedingungen freigesetzt oder absorbiert wird. Zum Beispiel, ?N arr.(NaCl) = -411 kJ/mol. Das bedeutet, dass bei der Reaktion Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) bei der Bildung von 1 Mol NaCl 411 kJ Energie freigesetzt werden.

   Standard-Reaktionsenthalpie?H– Änderung der Enthalpie während einer chemischen Reaktion, bestimmt durch die Formel: ?N = ?N arr.(Produkte) - ?N arr.(Reagenzien).

   Für die Reaktion NH 3 (g) + HCl (g) = NH 4 Cl (tv) gilt also: ? H o 6 p (NH 3) = -46 kJ/mol, ? H o 6 p (HCl) = -92 kJ/mol und?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 kJ/mol ergibt sich:

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

   Wenn? N< 0, dann ist die Reaktion exotherm. Wenn? N> 0, dann ist die Reaktion endotherm.

   Gesetz Hess: Die Standardenthalpie einer Reaktion hängt von den Standardenthalpien der Reaktanten und Produkte ab und ist nicht vom Reaktionsweg abhängig.

   Spontane Prozesse können nicht nur exotherm sein, also Prozesse mit Energieabfall (?N< 0), sondern können auch endotherme Prozesse sein, also Prozesse mit zunehmender Energie (?N> 0). Bei all diesen Prozessen nimmt die „Unordnung“ des Systems zu.

   EntropieS – physikalische Größe, charakterisiert den Grad der Störung des Systems. S – Standardentropie, ?S – Änderung der Standardentropie. Wenn?S > 0, nimmt die Störung zu, wenn AS< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Für Prozesse, bei denen die Anzahl der Teilchen abnimmt, ?S< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

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

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

   Prozesse laufen spontan unter Energiefreisetzung ab, d.h. wofür? N< 0, und mit zunehmender Entropie, d. h. für welche?S > 0. Die Berücksichtigung beider Faktoren führt zum Ausdruck für Gibbs-Energie: G = H – TS oder? G = ?H – T?S. Reaktionen, bei denen die Gibbs-Energie abnimmt, d. h. ?G< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, geh nicht spontan. Die Bedingung?G = 0 bedeutet, dass sich ein Gleichgewicht zwischen den Produkten und Reaktanten eingestellt hat.

   Bei niedrigen Temperaturen, wenn der Wert T nahe Null liegt, treten nur exotherme Reaktionen auf T?S– wenig und?G = ? N< 0. Bei hohen Temperaturen die Werte T?S großartig, und die Größe vernachlässigen? N, wir haben?G = – T?S, d. h. Prozesse mit zunehmender Entropie laufen spontan ab, für die?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по Absolutwert Wert?G, desto vollständiger findet dieser Prozess statt.

   Der Wert von AG für eine bestimmte Reaktion kann durch die Formel bestimmt werden:

   G = ?С arr (Produkte) – ?G o b p (Reagenzien).

   In diesem Fall sind die Werte von ?G o br, sowie? N arr. und?S o br für große Zahl Stoffe sind in speziellen Tabellen angegeben.

   4.2. Chemische Kinetik

   Chemische Reaktionsgeschwindigkeit(v) wird durch die Änderung der molaren Konzentration der Reaktanten pro Zeiteinheit bestimmt:

   Wo v– Reaktionsgeschwindigkeit, s – molare Konzentration des Reagens, T- Zeit.

   Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion hängt von der Art der Reaktanten und den Reaktionsbedingungen (Temperatur, Konzentration, Anwesenheit eines Katalysators usw.) ab.

   Wirkung der Konzentration. IN Bei einfachen Reaktionen ist die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zum Produkt der Konzentrationen der Reaktanten, gemessen in Potenzen, die ihren stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen.

   Zur Reaktion

   

   wobei 1 und 2 die Richtungen der Vorwärts- bzw. Rückreaktionen sind:

   v 1 = k 1 ? [Bin ? [B]n und

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

   Wo v- schnelle Reaktion, k– Geschwindigkeitskonstante, [A] – molare Konzentration der Substanz A.

   Molekularität der Reaktion– die Anzahl der Moleküle, die am elementaren Akt der Reaktion beteiligt sind. Für einfache Reaktionen, zum Beispiel: mA + nB> рС + qD, Die Molekularität ist gleich der Summe der Koeffizienten (m + n). Reaktionen können Einzelmolekül-, Doppelmolekül- und selten Dreifachmolekülreaktionen sein. Reaktionen mit höherem Molekulargewicht finden nicht statt.

   Reaktionsreihenfolge ist gleich der Summe der Exponenten der Konzentrationsgrade im experimentellen Ausdruck der Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion. Ja für komplexe Reaktion

   mA + nB > рС + qD der experimentelle Ausdruck für die Reaktionsgeschwindigkeit ist

   v 1 = k 1 ? [A] ? ? [IN] ? und die Reaktionsreihenfolge ist (? + ?). Dabei? Und? werden experimentell gefunden und stimmen möglicherweise nicht mit ihnen überein M Und N dementsprechend, da die Gleichung einer komplexen Reaktion das Ergebnis mehrerer einfacher Reaktionen ist.

   Einfluss der Temperatur. Die Geschwindigkeit einer Reaktion hängt von der Anzahl effektiver Kollisionen zwischen Molekülen ab. Eine Erhöhung der Temperatur erhöht die Anzahl der aktiven Moleküle und gibt ihnen die nötige Energie, damit die Reaktion ablaufen kann. Aktivierungsenergie E wirken und erhöhen die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion.

   Van't Hoffs Regel. Bei einer Temperaturerhöhung um 10° erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit um das 2- bis 4-fache. Mathematisch wird dies wie folgt geschrieben:

   v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10

   wobei v 1 und v 2 die Reaktionsgeschwindigkeiten bei der Anfangstemperatur (t 1) und der Endtemperatur (t 2) sind, ? – Temperaturkoeffizient der Reaktionsgeschwindigkeit, der angibt, wie oft die Reaktionsgeschwindigkeit bei einem Temperaturanstieg um 10 °C zunimmt.

   Genauer gesagt wird die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur ausgedrückt Arrhenius-Gleichung:

   k = A? e - E/(RT)

   Wo k- Geschwindigkeitskonstante, A– konstant unabhängig von der Temperatur, e = 2,71828, E- Aktivierungsenergie, R= 8,314 J/(K? mol) – Gaskonstante; T– Temperatur (K). Es ist zu erkennen, dass die Geschwindigkeitskonstante mit steigender Temperatur und abnehmender Aktivierungsenergie zunimmt.

   4.3. Chemisches Gleichgewicht

   Ein System befindet sich im Gleichgewicht, wenn sich sein Zustand im Laufe der Zeit nicht ändert. Die Gleichheit der Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktionen ist eine Voraussetzung für die Aufrechterhaltung des Gleichgewichts des Systems.

   Beispiel reversible Reaktion ist die Reaktion

   N 2 + 3H 2 - 2NH 3 .

   Massenwirkungsgesetz: Das Verhältnis des Produkts der Konzentrationen der Reaktionsprodukte zum Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe (alle Konzentrationen werden in Potenzen angegeben, die ihren stöchiometrischen Koeffizienten entsprechen) wird als Konstante bezeichnet Gleichgewichtskonstante.

   
   

   Die Gleichgewichtskonstante ist ein Maß für den Fortschritt einer Vorwärtsreaktion.

   K = O – direkte Reaktion findet nicht statt;

   K =? – die direkte Reaktion geht zu Ende;

   K > 1 – Balance nach rechts verschoben;

   ZU< 1 – Balance wird nach links verschoben.

   Reaktionsgleichgewichtskonstante ZU hängt mit der Größe der Änderung der Standard-Gibbs-Energie?G für dieselbe Reaktion zusammen:

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

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

   Wenn ZU< 1, dann lg K < 0 и?G >0, d.h. verschiebt sich das Gleichgewicht nach links, dann verläuft die Reaktion nicht spontan nach rechts.

   Gesetz der Gleichgewichtsverschiebung: Wird auf ein im Gleichgewicht befindliches System ein äußerer Einfluss ausgeübt, entsteht im System ein Prozess, der dem äußeren Einfluss entgegenwirkt.

   5. Redoxreaktionen

   Redoxreaktionen– Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen von Elementen auftreten.

   Oxidation– Prozess der Elektronenspende.

   Erholung– der Prozess der Elektronenanreicherung.

   Oxidationsmittel– ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen aufnimmt.

   Reduktionsmittel– ein Atom, Molekül oder Ion, das Elektronen abgibt.

   Oxidationsmittel, die Elektronen aufnehmen, gehen in eine reduzierte Form über:

   F 2 [ca. ] + 2e > 2F? [restauriert].

   Reduktionsmittel, die Elektronen abgeben, gehen in die oxidierte Form über:

   Na 0 [Erholung ] – 1e > Na + [ungefähr].

   Das Gleichgewicht zwischen der oxidierten und reduzierten Form ist gekennzeichnet durch Nernst-Gleichungen für Redoxpotential:

   

   Wo E 0– Standardwert des Redoxpotentials; N– Anzahl der übertragenen Elektronen; [restauriert ] und [ca. ] sind die molaren Konzentrationen der Verbindung in reduzierter bzw. oxidierter Form.

   Werte der Standardelektrodenpotentiale E 0 werden in Tabellen angegeben und charakterisieren die oxidativen und reduzierenden Eigenschaften von Verbindungen: Je positiver der Wert E 0, je stärker die oxidierenden Eigenschaften und desto mehr eher negativer Wert E 0, desto stärker sind die restaurativen Eigenschaften.

   Zum Beispiel für F 2 + 2e - 2F? E 0 = 2,87 Volt und für Na + + 1e - Na 0 E 0 =-2,71 Volt (der Vorgang wird bei Reduktionsreaktionen immer aufgezeichnet).

   Eine Redoxreaktion ist eine Kombination aus zwei Halbreaktionen, Oxidation und Reduktion, und ist durch eine elektromotorische Kraft (EMK) gekennzeichnet. E 0:?E 0= ?E 0 ok – ?E 0 Wiederherstellung, Wo E 0 ok Und? E 0 Wiederherstellung– Standardpotentiale des Oxidationsmittels und Reduktionsmittels für diese Reaktion.

   E.m.f. Reaktionen? E 0 hängt mit der Änderung der freien Gibbs-Energie?G und der Gleichgewichtskonstante der Reaktion zusammen ZU:

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

   E.m.f. Reaktionen bei nicht standardmäßigen Konzentrationen? E gleich: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ich G K oder? E =?E 0 –(0,059/N)lg K.

   Im Fall des Gleichgewichts?G = 0 und?E = 0, woher kommt es? E =(0,059/n)lg K Und K = 10 n?E/0,059 .

   Damit die Reaktion spontan abläuft, müssen die folgenden Beziehungen erfüllt sein: ?G< 0 или K >> 1, welcher Bedingung entspricht? E 0> 0. Um die Möglichkeit einer bestimmten Redoxreaktion zu bestimmen, ist es daher notwendig, den Wert zu berechnen? E 0. Wenn? E 0 > 0, die Reaktion läuft. Wenn? E 0< 0, keine Antwort.

   Chemische Stromquellen

   Galvanische Zellen– Geräte, die die Energie einer chemischen Reaktion in elektrische Energie umwandeln.

   Daniels galvanische Zelle besteht aus Zink- und Kupferelektroden, die in Lösungen von ZnSO 4 bzw. CuSO 4 eingetaucht sind. Elektrolytlösungen kommunizieren durch eine poröse Trennwand. In diesem Fall erfolgt die Oxidation an der Zinkelektrode: Zn > Zn 2+ + 2e und die Reduktion an der Kupferelektrode: Cu 2+ + 2e > Cu. Im Allgemeinen verläuft die Reaktion wie folgt: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

   Anode– Elektrode, an der Oxidation auftritt. Kathode– die Elektrode, an der die Reduktion stattfindet. Bei galvanischen Zellen ist die Anode negativ und die Kathode positiv geladen. Auf Elementdiagrammen werden Metall und Mörtel durch eine vertikale Linie und zwei Mörtel durch eine doppelte vertikale Linie getrennt.

   Für die Reaktion Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu lautet das Schaltbild der galvanischen Zelle also: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).

   Die elektromotorische Kraft (EMK) der Reaktion beträgt? E 0 = E 0 ok – E 0 wiederherstellen= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 V. Aufgrund von Verlusten liegt die vom Element erzeugte Spannung etwas unter? E 0. Wenn die Konzentrationen der Lösungen von den Standardkonzentrationen abweichen und 1 mol/l betragen, dann E 0 ok Und E 0 Wiederherstellung werden mithilfe der Nernst-Gleichung berechnet und anschließend wird die EMK berechnet. entsprechende galvanische Zelle.

   Trockenes Element besteht aus einem Zinkkörper, NH 4 Cl-Paste mit Stärke oder Mehl, einer Mischung aus MnO 2 mit Graphit und einer Graphitelektrode. Während seines Betriebs findet folgende Reaktion statt: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.

   Elementdiagramm: (-)Zn | NH4Cl | MnO 2 , C(+). E.m.f. Element - 1,5 V.

   Batterien. Eine Bleibatterie besteht aus zwei Bleiplatten, die in eine 30 %ige Schwefelsäurelösung getaucht und mit einer Schicht aus unlöslichem PbSO 4 überzogen sind. Beim Laden einer Batterie laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:

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

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

   Beim Entladen der Batterie laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:

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

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

   Die Gesamtreaktion kann wie folgt geschrieben werden:

   Für den Betrieb muss die Batterie regelmäßig aufgeladen und die Schwefelsäurekonzentration überwacht werden, die während des Batteriebetriebs leicht abnehmen kann.

   6. Lösungen

   6.1. Konzentration von Lösungen

   Massenanteil der Substanz in Lösung w gleich dem Verhältnis der Masse des gelösten Stoffes zur Masse der Lösung: w = m Wasser / m Lösung oder w = m in-va /(V ? ?), als m Lösung = V p-pa ? ?r-ra.

   Molare Konzentration Mit gleich dem Verhältnis der Molzahl des gelösten Stoffes zum Lösungsvolumen: c = n(Mol)/ V(l) oder c = m/(M? V( l )).

   Molare Konzentration von Äquivalenten (normale oder äquivalente Konzentration) mit z ist gleich dem Verhältnis der Äquivalentzahl eines gelösten Stoffes zum Lösungsvolumen: mit e = n(Mol-Äq.)/ V(l) oder mit e = m/(M e? V(l)).

   6.2. Elektrolytische Dissoziation

   Elektrolytische Dissoziation – Zersetzung des Elektrolyten in Kationen und Anionen unter dem Einfluss polarer Lösungsmittelmoleküle.

   Grad der Dissoziation?– Verhältnis der Konzentration dissoziierter Moleküle (mit diss) zur Gesamtkonzentration gelöster Moleküle (mit vol): ? = mit diss / mit ob.

   Elektrolyte können unterteilt werden in stark(? ~ 1) und schwach.

   Starke Elektrolyte(für sie? ~ 1) – wasserlösliche Salze und Basen sowie einige Säuren: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 und andere.

   Schwache Elektrolyte(für Sie?<< 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.

   Ionenreaktionsgleichungen. IN In ionischen Reaktionsgleichungen werden starke Elektrolyte in Form von Ionen und schwache Elektrolyte, schwerlösliche Stoffe und Gase in Form von Molekülen geschrieben. Zum Beispiel:

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

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

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

   Reaktionen zwischen Ionen gehen in Richtung der Bildung einer Substanz, die weniger Ionen produziert, d. h. in Richtung eines schwächeren Elektrolyten oder einer weniger löslichen Substanz.

   6.3. Dissoziation schwacher Elektrolyte

   Wenden wir das Massenwirkungsgesetz auf das Gleichgewicht zwischen Ionen und Molekülen in einer Lösung eines schwachen Elektrolyten, zum Beispiel Essigsäure, an:

   CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+

   

   Die Gleichgewichtskonstanten für Dissoziationsreaktionen werden aufgerufen Dissoziationskonstanten. Dissoziationskonstanten charakterisieren die Dissoziation schwacher Elektrolyte: Je niedriger die Konstante, desto weniger dissoziiert der schwache Elektrolyt, desto schwächer ist er.

   Mehrbasige Säuren dissoziieren schrittweise:

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

   

   Die Gleichgewichtskonstante der gesamten Dissoziationsreaktion ist gleich dem Produkt der Konstanten der einzelnen Dissoziationsstufen:

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

   Ostwalds Verdünnungsgesetz: Der Dissoziationsgrad eines schwachen Elektrolyten (a) nimmt mit abnehmender Konzentration, d. h. mit Verdünnung, zu:

   

   Einfluss eines gemeinsamen Ions auf die Dissoziation eines schwachen Elektrolyten: Die Zugabe eines gemeinsamen Ions verringert die Dissoziation des schwachen Elektrolyten. Wenn also CH 3 COOH zu einer Lösung eines schwachen Elektrolyten hinzugefügt wird

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

   ein starker Elektrolyt, der ein Ion enthält, das CH 3 COOH gemeinsam hat, d. h. ein Acetat-Ion, zum Beispiel CH 3 COONa

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

   die Konzentration der Acetat-Ionen nimmt zu und das CH 3 COOH-Dissoziationsgleichgewicht verschiebt sich nach links, d. h. die Säuredissoziation nimmt ab.

   6.4. Dissoziation starker Elektrolyte

   Ionenaktivität A – Konzentration eines Ions, die sich in seinen Eigenschaften manifestiert.

   AktivitätsfaktorF– Ionenaktivitätsverhältnis A sich konzentrieren mit: F= Klimaanlage oder A = fc.

   Wenn f = 1, dann sind die Ionen frei und interagieren nicht miteinander. Dies geschieht in sehr verdünnten Lösungen, in Lösungen schwacher Elektrolyte usw.

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

   Der Aktivitätskoeffizient hängt von der Ionenstärke der Lösung I ab: Je höher die Ionenstärke, desto niedriger der Aktivitätskoeffizient.

   Ionenstärke der Lösung ICH hängt von den Gebühren ab z und Konzentrationen von Ionen:

   Ich = 0,52?s z2.

   Der Aktivitätskoeffizient hängt von der Ladung des Ions ab: Je größer die Ladung des Ions, desto niedriger ist der Aktivitätskoeffizient. Mathematisch gesehen ist die Abhängigkeit vom Aktivitätskoeffizienten F auf Ionenstärke ICH und Ionenladung z geschrieben nach der Debye-Hückel-Formel:

   

   Ionenaktivitätskoeffizienten können anhand der folgenden Tabelle bestimmt werden:

   
   

   6.5 Ionenprodukt von Wasser. PH Wert

   Wasser, ein schwacher Elektrolyt, dissoziiert und bildet H+- und OH?-Ionen. Diese Ionen sind hydratisiert, also mit mehreren Wassermolekülen verbunden, der Einfachheit halber werden sie jedoch in nicht hydratisierter Form geschrieben

   H 2 O - H + + OH?.

   Basierend auf dem Massenwirkungsgesetz gilt für dieses Gleichgewicht:

   Die Konzentration der Wassermoleküle [H 2 O], d. h. die Anzahl der Mol in 1 Liter Wasser, kann als konstant angesehen werden und beträgt [H 2 O] = 1000 g/l: 18 g/mol = 55,6 mol/l. Von hier:

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

   Ionisches Produkt von Wasser– das Produkt der Konzentrationen [H + ] und – ist ein konstanter Wert bei konstanter Temperatur und gleich 10 -14 bei 22°C.

   Das Ionenprodukt von Wasser nimmt mit steigender Temperatur zu.

   PH Wert– negativer Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen: pH = – log. Ähnlich: pOH = – log.

   Die Logarithmierung des Ionenprodukts von Wasser ergibt: pH + pHOH = 14.

   Der pH-Wert charakterisiert die Reaktion des Mediums.

   Wenn pH = 7, dann ist [H + ] = ein neutrales Medium.

   Wenn pH< 7, то [Н + ] >– saures Milieu.

   Wenn pH > 7, dann [H + ]< – щелочная среда.

   6.6. Pufferlösungen

   Pufferlösungen sind Lösungen, die haben eine gewisse Konzentration Wasserstoffionen. Der pH-Wert dieser Lösungen ändert sich bei Verdünnung nicht und ändert sich kaum, wenn geringe Mengen Säuren und Laugen zugesetzt werden.

   I. Eine Lösung der schwachen Säure HA, Konzentration – aus der Säure, und ihres Salzes mit der starken Base BA, Konzentration – aus dem Salz. Ein Acetatpuffer ist beispielsweise eine Lösung aus Essigsäure und Natriumacetat: CH 3 COOH + CHgCOONa.

   pH = pK sauer + log(Salz/s sauer).

   II. Eine Lösung der schwachen Base BOH, Konzentration – aus Basisch, und ihres Salzes mit einer starken Säure BA, Konzentration – aus Salz. Ein Ammoniakpuffer ist beispielsweise eine Lösung aus Ammoniumhydroxid und Ammoniumchlorid NH 4 OH + NH 4 Cl.

   pH = 14 – рК basisch – log(mit Salz/mit basisch).

   6.7. Hydrolyse von Salzen

   Hydrolyse von Salzen– Wechselwirkung von Salzionen mit Wasser unter Bildung eines schwachen Elektrolyten.

   Beispiele für Hydrolysereaktionsgleichungen.

   I. Ein Salz entsteht aus einer starken Base und einer schwachen Säure:

   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, alkalische Umgebung.

   In der zweiten Stufe findet praktisch keine Hydrolyse statt.

   II. Ein Salz entsteht aus einer schwachen Base und einer starken Säure:

   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.

   In der zweiten Stufe findet die Hydrolyse weniger statt und in der dritten Stufe findet praktisch keine Hydrolyse statt.

   III. Ein Salz entsteht aus einer starken Base und einer starken Säure:

   K + + NEIN 3 ? + H 2 O ? keine Hydrolyse, pH? 7.

   IV. Ein Salz entsteht aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure:

   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 einigen Fällen kommt es bei der Salzbildung durch sehr schwache Basen und Säuren zu einer vollständigen Hydrolyse. In der Löslichkeitstabelle für solche Salze steht das Symbol „durch Wasser zersetzt“:

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

   Bei Austauschreaktionen ist die Möglichkeit einer vollständigen Hydrolyse zu berücksichtigen:

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

   HydrolysegradH – das Verhältnis der Konzentration hydrolysierter Moleküle zur Gesamtkonzentration gelöster Moleküle.

   Für Salze, die aus einer starken Base und einer schwachen Säure bestehen:

   = CHðOH = – log, ðН = 14 – ðOH.

   Aus dem Ausdruck folgt der Hydrolysegrad H(d. h. Hydrolyse) nimmt zu:

   a) mit steigender Temperatur, da K(H 2 O) zunimmt;

   b) mit einer Abnahme der Dissoziation der das Salz bildenden Säure: Je schwächer die Säure, desto stärker die Hydrolyse;

   c) bei Verdünnung: Je kleiner c, desto stärker die Hydrolyse.

   Für Salze, die aus einer schwachen Base und einer starken Säure bestehen

   [H + ] = CH pH = – log.

   Für Salze, die aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure bestehen

   

   6.8. Protolytische Theorie von Säuren und Basen

   Protolyse– Protonentransferprozess.

   Protolithen– Säuren und Basen, die Protonen abgeben und aufnehmen.

   Säure– ein Molekül oder Ion, das ein Proton abgeben kann. Jede Säure hat eine entsprechende konjugierte Base. Die Stärke von Säuren wird durch die Säurekonstante charakterisiert K k.

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

   K k = 4 ? 10 -7

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

   K k = 9 ? 10 -6

   Base– ein Molekül oder Ion, das ein Proton aufnehmen kann. Jede Base hat eine entsprechende konjugierte Säure. Die Stärke von Basen wird durch die Basenkonstante charakterisiert K 0.

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

   K 0 = 1,8 ?10 -5

   Ampholyte– Protolithen, die ein Proton abgeben und aufnehmen können.

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

   HCO3? - Säure.

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

   HCO3? - Stiftung.

   Für Wasser: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?

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

   Konstanten K k Und K 0 denn konjugierte Säuren und Basen sind verknüpft.

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

   

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

   

   7. Löslichkeitskonstante. Löslichkeit

   In einem System bestehend aus einer Lösung und einem Niederschlag finden zwei Prozesse statt – Auflösung des Niederschlags und Fällung. Die Gleichheit der Geschwindigkeiten dieser beiden Prozesse ist eine Voraussetzung für das Gleichgewicht.

   Gesättigte Lösung– eine Lösung, die im Gleichgewicht mit dem Niederschlag steht.

   Das auf das Gleichgewicht zwischen Niederschlag und Lösung angewendete Massenwirkungsgesetz ergibt:

   Da = const,

   ZU = Ks(AgCl) = .

   Im Allgemeinen haben wir:

   A M B N(FERNSEHER) ​​- M A +n+n B -M

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

   LöslichkeitskonstanteK s(oder Löslichkeitsprodukt PR) – das Produkt der Ionenkonzentrationen in einer gesättigten Lösung eines schwerlöslichen Elektrolyten – ist ein konstanter Wert und hängt nur von der Temperatur ab.

   Löslichkeit einer schwerlöslichen Substanz S kann in Mol pro Liter ausgedrückt werden. Abhängig von der Größe S Stoffe lassen sich in schwerlösliche – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? S? 10 -2 mol/l und gut löslich S>10 -2 mol/l.

   Die Löslichkeit von Verbindungen hängt von ihrem Löslichkeitsprodukt ab.

   
   Voraussetzung für die Ausfällung und Auflösung von Sedimenten

   Im Fall von AgCl: AgCl - Ag + + Cl?

   K s= :

   a) Gleichgewichtszustand zwischen Niederschlag und Lösung: = Ks.

   b) Ablagerungsbedingung: > K s; während der Fällung nehmen die Ionenkonzentrationen ab, bis sich ein Gleichgewicht einstellt;

   c) die Bedingung für die Auflösung eines Niederschlags oder der Existenz gesättigte Lösung: < K s; Wenn sich der Niederschlag auflöst, erhöht sich die Ionenkonzentration, bis sich ein Gleichgewicht einstellt.

   8. Koordinationsverbindungen

   Koordinations(komplex)verbindungen sind Verbindungen mit einer Donor-Akzeptor-Bindung.

   Für K 3:

   Ionen der äußeren Sphäre – 3K +,

   inneres Kugelion – 3-,

   Komplexbildner – Fe 3+,

   Liganden – 6CN?, ihre Zahnung – 1,

   Koordinationsnummer – 6.

   Beispiele für Komplexbildner: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ usw.

   Beispiele für Liganden: polare Moleküle H 2 O, NH 3, CO und Anionen CN?, Cl?, OH? usw.

   Koordinationszahlen: meist 4 oder 6, seltener 2, 3 usw.

   Nomenklatur. Zuerst wird das Anion benannt (im Nominativ), dann das Kation (in Genitiv). Namen einiger Liganden: NH 3 - Ammin, H 2 O - Aquo, CN? – Cyano, Cl? – Chlor, OH? – Hydroxo. Namen der Koordinationszahlen: 2 – Di, 3 – Drei, 4 – Tetra, 5 – Penta, 6 – Hexa. Die Oxidationsstufe des Komplexbildners wird angegeben:

   Cl – Diamminsilber(I)chlorid;

   SO 4 – Tetramminkupfer(II)sulfat;

   K 3 – Kaliumhexacyanoferrat(III).

   Chemisch Verbindung.

   Die Valenzbindungstheorie geht von einer Hybridisierung der Orbitale des Zentralatoms aus. Die Lage der resultierenden Hybridorbitale bestimmt die Geometrie der Komplexe.

   Diamagnetisches Komplexion Fe(CN) 6 4-.

   Cyanidion – Spender

   

   Das Eisenion Fe 2+ – Akzeptor – hat die Formel 3d 6 4s 0 4p 0. Unter Berücksichtigung der diamagnetischen Natur des Komplexes (alle Elektronen sind gepaart) und der Koordinationszahl (6 freie Orbitale werden benötigt) haben wir d 2 sp 3-Hybridisierung:

   Der Komplex ist diamagnetisch, low-spin, intraorbital, stabil (es werden keine externen Elektronen verwendet), oktaedrisch ( d 2 sp 3-Hybridisierung).

   Paramagnetisches Komplexion FeF 6 3-.

   Fluoridion ist ein Donor.

   Das Eisenion Fe 3+ – Akzeptor – hat die Formel 3d 5 4s 0 4p 0 . Unter Berücksichtigung des Paramagnetismus des Komplexes (Elektronen sind gekoppelt) und der Koordinationszahl (6 freie Orbitale werden benötigt) haben wir sp 3 d 2-Hybridisierung:

   Der Komplex ist paramagnetisch, hochspinhaltig, außenorbital, instabil (äußere 4d-Orbitale werden verwendet), oktaedrisch ( sp 3 d 2-Hybridisierung).

   Dissoziation von Koordinationsverbindungen.

   Koordinationsverbindungen in Lösung dissoziieren vollständig in Ionen der inneren und äußeren Sphäre.

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

   Die Ionen der inneren Kugel, also komplexe Ionen, dissoziieren wie schwache Elektrolyte stufenweise in Metallionen und Liganden.

   
   

   Wo K 1 , ZU 2 , ZU 1 _ 2 werden Instabilitätskonstanten genannt und charakterisieren die Dissoziation von Komplexen: Je niedriger die Instabilitätskonstante, desto weniger dissoziiert der Komplex, desto stabiler ist er.

   mehrere Grundkonzepte und Formeln.

   Alle Stoffe haben unterschiedliche Masse, Dichte und Volumen. Ein Stück Metall aus einem Element kann ein Vielfaches wiegen als ein genau gleich großes Stück eines anderen Metalls.

   
   Mol(Anzahl der Mol)

   Bezeichnung: Mol, International: Mol- eine Maßeinheit für die Menge eines Stoffes. Entspricht der enthaltenen Stoffmenge N / A. Teilchen (Moleküle, Atome, Ionen) Daher wurde eine universelle Größe eingeführt - Anzahl der Mol. Eine häufig in Aufgaben vorkommende Phrase ist „erhalten...“ Mol Substanz“

   N / A.= 6,02 1023

   N / A.- Avogadros Nummer. Auch „eine Nummer nach Vereinbarung“. Wie viele Atome befinden sich in der Spitze eines Bleistifts? Ungefähr tausend. Es ist nicht bequem, mit solchen Mengen zu arbeiten. Deshalb waren sich Chemiker und Physiker auf der ganzen Welt einig: Bezeichnen wir 6,02 × 1023 Teilchen (Atome, Moleküle, Ionen) als 1 Mol Substanzen.

   1 Mol = 6,02 · 1023 Teilchen

   Dies war die erste der Grundformeln zur Lösung von Problemen.

   Molmasse einer Substanz

   Molmasse Substanz ist die Masse von Eins Mol Substanz.

   Bezeichnet als Mr. Sie wird nach dem Periodensystem ermittelt – sie ist einfach die Summe der Atommassen eines Stoffes.

   Zum Beispiel wird uns gegeben Schwefelsäure- H2SO4. Berechnen wir die Molmasse eines Stoffes: Atommasse H = 1, S-32, O-16.
   Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 g\mol.

   Die zweite notwendige Formel zur Lösung von Problemen lautet

   Stoffmassenformel:

   Das heißt, um die Masse einer Substanz zu ermitteln, müssen Sie die Anzahl der Mol (n) kennen, und daraus ermitteln wir die Molmasse Periodensystem.

   Gesetz der Erhaltung der Masse - Die Masse der Stoffe, die eine chemische Reaktion eingehen, ist immer gleich der Masse der resultierenden Stoffe.

   Wenn wir die Masse(n) der reagierenden Stoffe kennen, können wir die Masse(n) der Produkte dieser Reaktion ermitteln. Umgekehrt.

   Die dritte Formel zur Lösung chemischer Probleme lautet

   Volumen der Substanz:

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   Woher kommt die Zahl 22,4? Aus Avogadros Gesetz:

   Gleiche Volumina verschiedener Gase bei gleicher Temperatur und gleichem Druck enthalten die gleiche Anzahl an Molekülen.

   Nach dem Avogadro-Gesetz 1 Mol ideales Gas unter normalen Bedingungen (n.s.) hat das gleiche Volumen Vm= 22,413 996(39) l

   Das heißt, wenn uns in der Aufgabe normale Bedingungen gegeben sind, können wir, wenn wir die Anzahl der Mol (n) kennen, das Volumen der Substanz ermitteln.

   Also, Grundformeln zur Lösung von Problemen in Chemie

   Avogadros NummerN / A.

   6,02 1023 Teilchen

   Stoffmenge n (mol)

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

   Masse an Substanz m (g)

   Volumen der Substanz V(l)

   V=n 22,4 (l\mol)

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   Das sind Formeln. Um Probleme zu lösen, muss man oft zunächst die Reaktionsgleichung aufstellen und (erforderlich!) die Koeffizienten anordnen – ihr Verhältnis bestimmt das Molverhältnis im Prozess.

   Chemie ist die Wissenschaft von Stoffen, ihren Eigenschaften und Umwandlungen .
   Das heißt, wenn den Stoffen um uns herum nichts passiert, gilt dies nicht für die Chemie. Aber was bedeutet „nichts passiert“? Wenn uns plötzlich ein Gewitter auf dem Feld erwischt und wir alle nass sind, wie man sagt, „bis auf die Haut“, dann ist das nicht eine Veränderung: Die Kleidung war schließlich trocken, aber sie wurde nass.

   Nehmen Sie zum Beispiel einen Eisennagel, feilen Sie ihn und bauen Sie ihn dann zusammen Eisenspäne (Fe) , dann ist das nicht auch eine Transformation: Da war ein Nagel – er wurde zu Pulver. Aber wenn man das Gerät dann zusammenbaut und durchführt Gewinnung von Sauerstoff (O 2): Aufheizen Kaliumpermanganat(KMpO 4) und sammle Sauerstoff in einem Reagenzglas und gib dann diese glühenden Eisenspäne hinein, dann werden sie mit einer hellen Flamme aufflammen und nach der Verbrennung zu einem braunen Pulver werden. Und das ist auch eine Transformation. Wo ist also die Chemie? Obwohl sich in diesen Beispielen die Form (Eisennagel) und der Zustand der Kleidung (trocken, nass) ändern, handelt es sich nicht um Transformationen. Tatsache ist, dass der Nagel selbst eine Substanz (Eisen) war und es trotz seiner unterschiedlichen Form auch blieb, und dass unsere Kleidung das Wasser des Regens aufnahm und es dann in die Atmosphäre verdunstete. Das Wasser selbst hat sich nicht verändert. Was sind Umwandlungen aus chemischer Sicht?

   Aus chemischer Sicht sind Umwandlungen jene Phänomene, die mit einer Veränderung der Zusammensetzung eines Stoffes einhergehen. Nehmen wir als Beispiel den gleichen Nagel. Es kommt nicht darauf an, welche Form es nach dem Feilen annahm, sondern nachdem die Stücke daraus zusammengesetzt wurden Eisenspäne in eine Sauerstoffatmosphäre gebracht - es verwandelte sich in Eisenoxid(Fe 2 Ö 3 ) . Es hat sich also doch etwas geändert? Ja, es hat sich geändert. Es gab eine Substanz namens Nagel, aber unter dem Einfluss von Sauerstoff bildete sich eine neue Substanz – Elementoxid Drüse. Molekulare Gleichung Diese Umwandlung kann durch die folgenden chemischen Symbole dargestellt werden:

   4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 (1)

   Für jemanden, der sich mit Chemie nicht auskennt, stellen sich sofort Fragen. Was ist „Molekülgleichung“, was ist Fe? Warum sind die Zahlen „4“, „3“, „2“? Was sind die kleinen Zahlen „2“ und „3“ in der Formel Fe 2 O 3? Das bedeutet, dass es an der Zeit ist, alles in Ordnung zu bringen.

   Anzeichen chemischer Elemente.

   Trotz der Tatsache, dass das Studium der Chemie in der 8. Klasse beginnt, manche sogar schon früher, kennen viele Menschen den großen russischen Chemiker D. I. Mendelejew. Und natürlich sein berühmtes „Periodensystem der chemischen Elemente“. Ansonsten wird es einfacher als „Periodensystem“ bezeichnet.

   In dieser Tabelle sind die Elemente in der entsprechenden Reihenfolge angeordnet. Bis heute sind etwa 120 davon bekannt. Die Namen vieler Elemente sind uns schon seit langem bekannt. Dies sind: Eisen, Aluminium, Sauerstoff, Kohlenstoff, Gold, Silizium. Früher benutzten wir diese Wörter ohne nachzudenken und identifizierten sie mit Gegenständen: einem Eisenbolzen, einem Aluminiumdraht, Sauerstoff in der Atmosphäre, einem Goldring usw. usw. Tatsächlich bestehen aber alle diese Stoffe (Bolzen, Draht, Ring) aus ihren entsprechenden Elementen. Das ganze Paradoxon besteht darin, dass das Element nicht berührt oder aufgenommen werden kann. Wie so? Sie stehen im Periodensystem, aber man kann sie nicht nehmen! Ja, das ist so. Ein chemisches Element ist ein abstrakter (also abstrakter) Begriff und wird in der Chemie sowie in anderen Wissenschaften für Berechnungen, das Aufstellen von Gleichungen und das Lösen von Problemen verwendet. Jedes Element unterscheidet sich vom anderen dadurch, dass es seine eigene Charakteristik hat elektronische Konfiguration eines Atoms. Die Anzahl der Protonen im Atomkern ist gleich der Anzahl der Elektronen in seinen Orbitalen. Wasserstoff ist beispielsweise Element Nr. 1. Sein Atom besteht aus 1 Proton und 1 Elektron. Helium ist Element Nr. 2. Sein Atom besteht aus 2 Protonen und 2 Elektronen. Lithium ist Element Nr. 3. Sein Atom besteht aus 3 Protonen und 3 Elektronen. Darmstadtium – Element Nr. 110. Sein Atom besteht aus 110 Protonen und 110 Elektronen.

   Jedes Element wird durch ein bestimmtes Symbol gekennzeichnet, mit lateinischen Buchstaben, und hat eine bestimmte aus dem Lateinischen übersetzte Lesart. Wasserstoff hat beispielsweise das Symbol "N", gelesen als „Hydrogenium“ oder „Asche“. Silizium hat das Symbol „Si“, das als „Silizium“ gelesen wird. Quecksilber hat ein Symbol „Hg“ und wird als „Hydrargyrum“ gelesen. Usw. Alle diese Notationen sind in jedem Chemielehrbuch der 8. Klasse zu finden. Für uns geht es jetzt vor allem darum, das beim Kompilieren zu verstehen chemische Gleichungen, ist es notwendig, mit den angegebenen Elementsymbolen zu arbeiten.

   Einfache und komplexe Substanzen.

   Bezeichnung verschiedener Stoffe mit einzelnen Symbolen chemischer Elemente (Hg Quecksilber, Fe Eisen, Cu Kupfer, Zn Zink, Al Aluminium) bezeichnen wir im Wesentlichen einfache Stoffe, also Stoffe, die aus Atomen der gleichen Art bestehen (die die gleiche Anzahl an Protonen und Neutronen in einem Atom enthalten). Wenn beispielsweise die Stoffe Eisen und Schwefel interagieren, dann nimmt die Gleichung die folgende Schreibweise an:

   Fe + S = FeS (2)

   Zu den einfachen Stoffen zählen Metalle (Ba, K, Na, Mg, Ag) sowie Nichtmetalle (S, P, Si, Cl 2, N 2, O 2, H 2). Darüber hinaus sollte man aufpassen
   Besonderes Augenmerk ist auf die Tatsache zu richten, dass alle Metalle durch einzelne Symbole gekennzeichnet sind: K, Ba, Ca, Al, V, Mg usw. und Nichtmetalle entweder einfache Symbole sind: C, S, P oder unterschiedliche Indizes haben können, die darauf hinweisen ihre molekulare Struktur: H 2, Cl 2, O 2, J 2, P 4, S 8. Dies wird in Zukunft beim Erstellen von Gleichungen sehr wichtig sein. Es ist überhaupt nicht schwer zu erraten, dass komplexe Stoffe aus Atomen gebildete Stoffe sind verschiedene Typen, Zum Beispiel,

   1). Oxide:
   Aluminium Oxid Al 2 O 3,
   
   Natriumoxid Na2O,
   Kupferoxid CuO,
   Zinkoxid ZnO,
   Titanoxid Ti2O3,
   Kohlenmonoxid oder Kohlenmonoxid (+2) CO,
   Schwefeloxid (+6) SO 3

   2). Gründe dafür:
   Eisenhydroxid(+3) Fe(OH) 3,
   Kupferhydroxid Cu(OH)2,
   Kaliumhydroxid oder Alkalikalium KOH,
   Natriumhydroxid NaOH.

   3). Säuren:
   Salzsäure HCl,
   schweflige Säure H2SO3,
   Salpetersäure HNO3

   4). Salze:
   Natriumthiosulfat Na 2 S 2 O 3 ,
   Natriumsulfat oder Glaubersalz Na2SO4,
   Kalziumkarbonat oder Kalkstein CaCO 3,
   Kupferchlorid CuCl2

   5). Organische Substanz:
   Natriumacetat CH 3 COONA,
   Methan CH 4,
   Acetylen C 2 H 2,
   Glucose C 6 H 12 O 6

   Schließlich haben wir die Struktur herausgefunden verschiedene Substanzen können Sie mit der Erstellung chemischer Gleichungen beginnen.

   Chemische Gleichung.

   Das Wort „Gleichung“ selbst leitet sich vom Wort „equalize“ ab, d. h. etwas in gleiche Teile teilen. In der Mathematik bilden Gleichungen fast den Kern dieser Wissenschaft. Sie können beispielsweise eine einfache Gleichung angeben, bei der die linke und rechte Seite gleich „2“ sind:

   40: (9 + 11) = (50 x 2): (80 – 30);

   Und in chemischen Gleichungen gilt das gleiche Prinzip: Die linke und rechte Seite der Gleichung müssen der gleichen Anzahl von Atomen und daran beteiligten Elementen entsprechen. Oder, wenn eine Ionengleichung gegeben ist, dann darin Anzahl der Teilchen muss diese Anforderung ebenfalls erfüllen. Eine chemische Gleichung ist eine konventionelle Darstellung einer chemischen Reaktion unter Verwendung chemischer Formeln und mathematischer Symbole. Eine chemische Gleichung spiegelt von Natur aus die eine oder andere chemische Reaktion wider, also den Prozess der Wechselwirkung von Stoffen, bei dem neue Stoffe entstehen. Es ist zum Beispiel notwendig Schreiben Sie eine Molekülgleichung Reaktionen, an denen sie beteiligt sind Bariumchlorid BaCl 2 und Schwefelsäure H 2 SO 4. Als Ergebnis dieser Reaktion entsteht ein unlöslicher Niederschlag - Bariumsulfat BaSO 4 und Salzsäure HCl:

   BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl (3)

   Zunächst muss man verstehen, dass die große Zahl „2“, die vor der Substanz HCl steht, als Koeffizient bezeichnet wird und die kleinen Zahlen „2“, „4“ unter den Formeln BaCl 2, H 2 SO 4, BaSO 4 werden als Indizes bezeichnet. Sowohl Koeffizienten als auch Indizes in chemischen Gleichungen fungieren als Multiplikatoren und nicht als Summanden. Um eine chemische Gleichung richtig zu schreiben, benötigen Sie Ordnen Sie Koeffizienten in der Reaktionsgleichung zu. Beginnen wir nun mit der Zählung der Atome der Elemente auf der linken und rechten Seite der Gleichung. Auf der linken Seite der Gleichung: Die Substanz BaCl 2 enthält 1 Bariumatom (Ba), 2 Chloratome (Cl). In der Substanz H 2 SO 4: 2 Wasserstoffatome (H), 1 Schwefelatom (S) und 4 Sauerstoffatome (O). Auf der rechten Seite der Gleichung: In der Substanz BaSO 4 gibt es 1 Bariumatom (Ba), 1 Schwefelatom (S) und 4 Sauerstoffatome (O), in der Substanz HCl: 1 Wasserstoffatom (H) und 1 Chlor Atom (Cl). Daraus folgt, dass auf der rechten Seite der Gleichung die Anzahl der Wasserstoff- und Chloratome halb so groß ist wie auf der linken Seite. Daher muss vor der HCl-Formel auf der rechten Seite der Gleichung der Koeffizient „2“ eingesetzt werden. Wenn wir nun links und rechts die Anzahl der Atome der an dieser Reaktion beteiligten Elemente addieren, erhalten wir folgende Bilanz:

   

   Auf beiden Seiten der Gleichung ist die Anzahl der Atome der an der Reaktion beteiligten Elemente gleich, daher ist sie korrekt zusammengesetzt.

   

   Chemische Gleichung und chemische Reaktionen

   Wie wir bereits herausgefunden haben, sind chemische Gleichungen ein Spiegelbild chemischer Reaktionen. Chemische Reaktionen sind jene Phänomene, bei denen die Umwandlung eines Stoffes in einen anderen stattfindet. Unter ihrer Vielfalt lassen sich zwei Haupttypen unterscheiden:

   1). Zusammengesetzte Reaktionen
   2). Zersetzungsreaktionen.

   Die überwiegende Mehrheit der chemischen Reaktionen gehört zu den Additionsreaktionen, da es bei einem einzelnen Stoff selten zu Veränderungen seiner Zusammensetzung kommen kann, wenn dieser keinen äußeren Einflüssen (Auflösung, Erhitzung, Lichteinwirkung) ausgesetzt ist. Nichts charakterisiert ein chemisches Phänomen oder eine chemische Reaktion besser als die Veränderungen, die bei der Wechselwirkung zweier oder mehrerer Stoffe auftreten. Solche Phänomene können spontan auftreten und mit einem Temperaturanstieg oder -abfall, Lichteffekten, Farbveränderungen, Sedimentbildung, Freisetzung gasförmiger Produkte und Lärm einhergehen.

   Der Übersichtlichkeit halber stellen wir mehrere Gleichungen vor, die die Prozesse zusammengesetzter Reaktionen widerspiegeln, bei denen wir erhalten Natriumchlorid(NaCl), Zinkchlorid(ZnCl2), Silberchlorid-Niederschlag(AgCl), Aluminiumchlorid(AlCl 3)

   Cl 2 + 2Nа = 2NaCl (4)

   CuCl 2 + Zn = ZnCl 2 + Cu (5)

   AgNO 3 + KCl = AgCl + 2KNO 3 (6)

   3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + 3H 2 O (7)

   Unter den Reaktionen der Verbindung sind folgende besonders hervorzuheben: : Auswechslung (5), Austausch (6) und wie besonderer Fall Austauschreaktionen - Reaktion Neutralisation (7).

   Substitutionsreaktionen umfassen solche, bei denen Atome einer einfachen Substanz Atome eines der Elemente in einer komplexen Substanz ersetzen. In Beispiel (5) ersetzen Zinkatome Kupferatome aus der CuCl 2 -Lösung, während Zink in das lösliche Salz ZnCl 2 übergeht und Kupfer im metallischen Zustand aus der Lösung freigesetzt wird.

   Austauschreaktionen umfassen solche Reaktionen, bei denen zwei komplexe Substanzen ihre Komponenten austauschen. Im Falle der Reaktion (6) bilden die löslichen Salze AgNO 3 und KCl beim Zusammenführen beider Lösungen einen unlöslichen Niederschlag des AgCl-Salzes. Gleichzeitig tauschen sie ihre Bestandteile aus - Kationen und Anionen. Den NO 3 -Anionen werden Kaliumkationen K + und den Cl – - Anionen Silberkationen Ag + zugesetzt.

   Ein besonderer Sonderfall von Austauschreaktionen ist die Neutralisationsreaktion. Zu den Neutralisationsreaktionen zählen Reaktionen, bei denen Säuren mit Basen reagieren und dabei Salz und Wasser entstehen. In Beispiel (7) reagiert Salzsäure HCl mit der Base Al(OH) 3 zum Salz AlCl 3 und Wasser. Dabei werden Aluminiumkationen Al 3+ aus der Base durch Cl – Anionen aus der Säure ausgetauscht. Was passiert am Ende Neutralisation von Salzsäure.

   Zu den Zersetzungsreaktionen gehören solche, bei denen aus einem komplexen Stoff zwei oder mehr neue einfache oder komplexe Stoffe, jedoch einfacherer Zusammensetzung, entstehen. Beispiele für Reaktionen sind solche, bei denen sich 1) zersetzt. Kaliumnitrat(KNO 3) unter Bildung von Kaliumnitrit (KNO 2) und Sauerstoff (O 2); 2). Kaliumpermanganat(KMnO 4): Es entsteht Kaliummanganat (K 2 MnO 4), Manganoxid(MnO 2) und Sauerstoff (O 2); 3). Calciumcarbonat bzw Marmor; dabei entstehen KohlensäureGas(CO2) und Calciumoxid(CaO)

   2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (8)
   2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (9)
   CaCO 3 = CaO + CO 2 (10)

   In Reaktion (8) werden aus einem komplexen Stoff ein komplexer und ein einfacher Stoff gebildet. In Reaktion (9) gibt es zwei komplexe und eine einfache. In Reaktion (10) gibt es zwei komplexe Substanzen, deren Zusammensetzung jedoch einfacher ist

   Alle Klassen komplexer Stoffe unterliegen der Zersetzung:

   1). Oxide: Silberoxid 2Ag 2 O = 4Ag + O 2 (11)

   2). Hydroxide: Eisenhydroxid 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O (12)

   3). Säuren: Schwefelsäure H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (13)

   4). Salze: Kalziumkarbonat CaCO 3 = CaO + CO 2 (14)

   5). Organische Substanz: alkoholische Gärung von Glukose

   C 6 H 12 O 6 = 2C 2 H 5 OH + 2CO 2 (15)

   Nach einer anderen Klassifikation lassen sich alle chemischen Reaktionen in zwei Typen einteilen: Reaktionen, die Wärme freisetzen, nennt man exotherm, und Reaktionen, die bei der Aufnahme von Wärme auftreten - endothermisch. Das Kriterium für solche Prozesse ist thermischer Effekt der Reaktion. Zu den exothermen Reaktionen zählen in der Regel Oxidationsreaktionen, d. h. Wechselwirkung mit Sauerstoff zum Beispiel Methanverbrennung:

   CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (16)

   und zu endothermen Reaktionen – Zersetzungsreaktionen, die bereits oben (11) – (15) angegeben wurden. Das Q-Zeichen am Ende der Gleichung gibt an, ob während der Reaktion Wärme abgegeben (+Q) oder absorbiert (-Q) wird:

   CaCO 3 = CaO+CO 2 - Q (17)

   Sie können alle chemischen Reaktionen auch nach der Art der Änderung des Oxidationsgrades der an ihren Umwandlungen beteiligten Elemente betrachten. Beispielsweise ändern in Reaktion (17) die daran beteiligten Elemente ihre Oxidationsstufen nicht:

   Ca +2 C +4 O 3 -2 = Ca +2 O -2 +C +4 O 2 -2 (18)

   Und in Reaktion (16) ändern die Elemente ihre Oxidationsstufen:

   2Mg 0 + O 2 0 = 2Mg +2 O -2

   Reaktionen dieser Art sind Redox . Sie werden gesondert betrachtet. Um Gleichungen für Reaktionen dieses Typs zu erstellen, müssen Sie verwenden Halbreaktionsmethode und bewerben elektronische Gleichgewichtsgleichung.

   Nachdem Sie die verschiedenen Arten chemischer Reaktionen vorgestellt haben, können Sie mit dem Prinzip der Erstellung chemischer Gleichungen fortfahren, d. h. mit der Auswahl der Koeffizienten auf der linken und rechten Seite.

   Mechanismen zum Aufstellen chemischer Gleichungen.

   Was auch immer dieser oder jener Typ ist chemische Reaktion, seine Aufzeichnung (chemische Gleichung) muss der Bedingung der Gleichheit der Anzahl der Atome vor und nach der Reaktion entsprechen.

   Es gibt Gleichungen (17), die keiner Entzerrung bedürfen, d.h. Platzierung der Koeffizienten. Aber in den meisten Fällen, wie in den Beispielen (3), (7), (15), ist es notwendig, Maßnahmen zu ergreifen, die darauf abzielen, die linke und rechte Seite der Gleichung auszugleichen. Welche Grundsätze sind in solchen Fällen zu beachten? Gibt es ein System zur Auswahl der Quoten? Es gibt, und nicht nur einen. Zu diesen Systemen gehören:

   1). Auswahl der Koeffizienten nach vorgegebenen Formeln.

   2). Zusammenstellung nach Valenzen reagierender Substanzen.

   3). Anordnung der reagierenden Stoffe nach Oxidationsstufen.

   Im ersten Fall wird davon ausgegangen, dass wir die Formeln der reagierenden Stoffe sowohl vor als auch nach der Reaktion kennen. Nehmen wir zum Beispiel die folgende Gleichung:

   N 2 + O 2 →N 2 O 3 (19)

   Es ist allgemein anerkannt, dass das Gleichheitszeichen (=) nicht in die Gleichung eingefügt, sondern durch einen Pfeil (→) ersetzt wird, bis die Gleichheit zwischen den Atomen der Elemente vor und nach der Reaktion hergestellt ist. Kommen wir nun zur eigentlichen Anpassung. Auf der linken Seite der Gleichung befinden sich zwei Stickstoffatome (N 2) und zwei Sauerstoffatome (O 2) und auf der rechten Seite zwei Stickstoffatome (N 2) und drei Sauerstoffatome (O 3). Es besteht keine Notwendigkeit, die Anzahl der Stickstoffatome anzugleichen, aber in Bezug auf den Sauerstoff ist es notwendig, Gleichheit zu erreichen, da vor der Reaktion zwei Atome beteiligt waren und nach der Reaktion drei Atome. Lassen Sie uns das folgende Diagramm erstellen:

   vor der Reaktion nach der Reaktion
   O 2 O 3

   Bestimmen wir das kleinste Vielfache zwischen der angegebenen Anzahl von Atomen, es ist „6“.

   O 2 O 3
   \ 6 /

   Teilen wir diese Zahl auf der linken Seite der Sauerstoffgleichung durch „2“. Wir erhalten die Zahl „3“ und setzen sie in die zu lösende Gleichung ein:

   N 2 + 3O 2 →N 2 O 3

   Wir teilen auch die Zahl „6“ für die rechte Seite der Gleichung durch „3“. Wir erhalten die Zahl „2“ und setzen sie auch in die zu lösende Gleichung ein:

   N 2 + 3O 2 → 2N 2 O 3

   Die Anzahl der Sauerstoffatome auf der linken und rechten Seite der Gleichung betrug jeweils 6 Atome:

   Aber die Anzahl der Stickstoffatome auf beiden Seiten der Gleichung wird einander nicht entsprechen:

   Das linke hat zwei Atome, das rechte hat vier Atome. Um Gleichheit zu erreichen, ist es daher notwendig, die Stickstoffmenge auf der linken Seite der Gleichung zu verdoppeln und den Koeffizienten auf „2“ zu setzen:

   Somit wird Stickstoffgleichheit beobachtet und im Allgemeinen hat die Gleichung die Form:

   2N 2 + 3О 2 → 2N 2 О 3

   Jetzt können Sie in die Gleichung anstelle eines Pfeils ein Gleichheitszeichen einfügen:

   2N 2 + 3О 2 = 2N 2 О 3 (20)

   Lassen Sie uns ein weiteres Beispiel geben. Es ergibt sich folgende Reaktionsgleichung:

   P + Cl 2 → PCl 5

   Auf der linken Seite der Gleichung befinden sich ein Phosphoratom (P) und zwei Chloratome (Cl 2) und auf der rechten Seite ein Phosphoratom (P) und fünf Sauerstoffatome (Cl 5). Es besteht keine Notwendigkeit, die Anzahl der Phosphoratome anzugleichen, aber in Bezug auf Chlor muss Gleichheit erreicht werden, da vor der Reaktion zwei Atome beteiligt waren und nach der Reaktion fünf Atome. Lassen Sie uns das folgende Diagramm erstellen:

   vor der Reaktion nach der Reaktion
   Cl 2 Cl 5

   Bestimmen wir das kleinste Vielfache zwischen der angegebenen Anzahl von Atomen, es ist „10“.

   Cl 2 Cl 5
   \ 10 /

   Teilen Sie diese Zahl auf der linken Seite der Chlorgleichung durch „2“. Nehmen wir die Zahl „5“ und setzen sie in die zu lösende Gleichung ein:

   P + 5Cl 2 → PCl 5

   Wir teilen auch die Zahl „10“ für die rechte Seite der Gleichung durch „5“. Wir erhalten die Zahl „2“ und setzen sie auch in die zu lösende Gleichung ein:

   P + 5Cl 2 → 2РCl 5

   Die Anzahl der Chloratome auf der linken und rechten Seite der Gleichung betrug jeweils 10 Atome:

   Aber die Anzahl der Phosphoratome auf beiden Seiten der Gleichung wird einander nicht entsprechen:

   Um Gleichheit zu erreichen, ist es daher notwendig, die Phosphormenge auf der linken Seite der Gleichung zu verdoppeln, indem man den Koeffizienten „2“ setzt:

   Somit wird Gleichheit bei Phosphor beobachtet und im Allgemeinen hat die Gleichung die Form:

   2Р + 5Cl 2 = 2РCl 5 (21)

   Beim Verfassen von Gleichungen nach Valenzen muss gegeben werden Valenzbestimmung und Werte für die bekanntesten Elemente festlegen. Valenz ist eines der früher verwendeten Konzepte, derzeit in einer Reihe von Schulprogramme Wird nicht benutzt. Aber mit seiner Hilfe ist es einfacher, die Prinzipien der Aufstellung von Gleichungen chemischer Reaktionen zu erklären. Unter Valenz versteht man die Anzahl der chemischen Bindungen, die ein Atom mit einem oder mehreren anderen Atomen eingehen kann . Die Wertigkeit hat kein Vorzeichen (+ oder -) und wird durch römische Ziffern angegeben, normalerweise über den Symbolen chemischer Elemente, zum Beispiel:

   Woher kommen diese Werte? Wie verwendet man sie beim Schreiben chemischer Gleichungen? Numerische Werte Die Wertigkeiten der Elemente stimmen mit ihrer Gruppennummer im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev überein (Tabelle 1).

   

   Für andere Elemente Valenzwerte können andere Werte haben, jedoch niemals größer als die Nummer der Gruppe, in der sie sich befinden. Darüber hinaus nehmen die Wertigkeiten der Elemente für gerade Gruppenzahlen (IV und VI) nur gerade Werte an, und für ungerade können sie sowohl gerade als auch ungerade Werte annehmen (Tabelle 2).

   

   Natürlich gibt es für einige Elemente Ausnahmen von den Valenzwerten, aber im Einzelfall werden diese Punkte meist angegeben. Lassen Sie uns nun überlegen allgemeines Prinzip Erstellen chemischer Gleichungen auf der Grundlage gegebener Wertigkeiten für bestimmte Elemente. Am häufigsten ist diese Methode akzeptabel, wenn Gleichungen für chemische Reaktionen von Verbindungen einfacher Substanzen erstellt werden, beispielsweise bei der Wechselwirkung mit Sauerstoff ( Oxidationsreaktionen). Nehmen wir an, Sie müssen eine Oxidationsreaktion darstellen Aluminium. Aber erinnern wir uns daran, dass Metalle durch einzelne Atome (Al) bezeichnet werden und Nichtmetalle darin lokalisiert sind Gaszustand– mit Indizes „2“ - (O 2). Schreiben wir zunächst das allgemeine Reaktionsschema:

   Al + О 2 →AlО

   Zu diesem Zeitpunkt ist noch nicht bekannt, welche richtiges Schreiben sollte Aluminiumoxid sein. Und genau in diesem Stadium kommt uns das Wissen über die Wertigkeiten der Elemente zugute. Stellen wir Aluminium und Sauerstoff über die erwartete Formel dieses Oxids:

   III II
   Al O

   Danach werden wir „Kreuz“-auf-„Kreuz“ für diese Elementsymbole die entsprechenden Indizes unten einfügen:

   III II
   Al 2 O 3

   Zusammensetzung einer chemischen Verbindung Al 2 O 3 bestimmt. Das weitere Diagramm der Reaktionsgleichung hat die Form:

   Al+ O 2 →Al 2 O 3

   Es bleibt nur noch, den linken und rechten Teil auszugleichen. Gehen wir genauso vor wie beim Zusammenstellen von Gleichung (19). Gleichen wir die Anzahl der Sauerstoffatome aus, indem wir das kleinste Vielfache ermitteln:

   vor der Reaktion nach der Reaktion

   O 2 O 3
   \ 6 /

   Teilen wir diese Zahl auf der linken Seite der Sauerstoffgleichung durch „2“. Nehmen wir die Zahl „3“ und setzen sie in die zu lösende Gleichung ein. Wir teilen auch die Zahl „6“ für die rechte Seite der Gleichung durch „3“. Wir erhalten die Zahl „2“ und setzen sie auch in die zu lösende Gleichung ein:

   Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

   Um Gleichheit bei Aluminium zu erreichen, muss seine Menge auf der linken Seite der Gleichung angepasst werden, indem der Koeffizient auf „4“ gesetzt wird:

   4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

   Somit wird Gleichheit für Aluminium und Sauerstoff beobachtet und im Allgemeinen wird die Gleichung ihre endgültige Form annehmen:

   4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 (22)

   Mit der Valenzmethode können Sie vorhersagen, welcher Stoff bei einer chemischen Reaktion entsteht und wie seine Formel aussehen wird. Nehmen wir an, dass die Verbindung mit Stickstoff und Wasserstoff mit den entsprechenden Valenzen III und I reagiert. Schreiben wir das allgemeine Reaktionsschema:

   N 2 + N 2 → NH

   Für Stickstoff und Wasserstoff setzen wir die Wertigkeiten über die erwartete Formel dieser Verbindung:

   Wie zuvor „Kreuz“ auf „Kreuz“ für diese Elementsymbole, setzen wir unten die entsprechenden Indizes ein:

   III I
   NH 3

   Das weitere Diagramm der Reaktionsgleichung hat die Form:

   N 2 + N 2 → NH 3

   Indem wir auf bekannte Weise durch das kleinste Vielfache für Wasserstoff gleich „6“ gleichsetzen, erhalten wir die erforderlichen Koeffizienten und die Gleichung als Ganzes:

   N 2 + 3H 2 = 2NH 3 (23)

   Beim Zusammenstellen von Gleichungen nach Oxidationsstufen Reaktanten muss man bedenken, dass der Oxidationszustand eines bestimmten Elements die Anzahl der Elektronen ist, die während einer chemischen Reaktion aufgenommen oder abgegeben werden. Oxidationszustand in Verbindungen Grundsätzlich stimmt es numerisch mit den Wertigkeitswerten des Elements überein. Aber sie unterscheiden sich im Vorzeichen. Beispielsweise ist für Wasserstoff die Wertigkeit I und die Oxidationsstufe (+1) oder (-1). Für Sauerstoff ist die Wertigkeit II und die Oxidationsstufe -2. Für Stickstoff sind die Valenzen I, II, III, IV, V und die Oxidationsstufen (-3), (+1), (+2), (+3), (+4), (+5). , usw. . Die Oxidationsstufen der in Gleichungen am häufigsten verwendeten Elemente sind in Tabelle 3 angegeben.

   

   Bei Verbindungsreaktionen ist das Prinzip der Zusammenstellung von Gleichungen nach Oxidationsstufen das gleiche wie bei der Zusammenstellung nach Valenzen. Geben wir zum Beispiel die Gleichung für die Oxidation von Chlor mit Sauerstoff an, bei der Chlor eine Verbindung mit der Oxidationsstufe +7 bildet. Schreiben wir die vorgeschlagene Gleichung auf:

   Cl 2 + O 2 → ClO

   Platzieren wir die Oxidationsstufen der entsprechenden Atome über der vorgeschlagenen Verbindung ClO:

   Wie in den vorherigen Fällen stellen wir fest, dass das erforderliche ist zusammengesetzte Formel wird die Form annehmen:

   7 -2
   Cl 2 O 7

   Die Reaktionsgleichung wird die folgende Form annehmen:

   Cl 2 + O 2 → Cl 2 O 7

   Indem wir Sauerstoff gleichsetzen und das kleinste Vielfache zwischen zwei und sieben finden, gleich „14“, stellen wir schließlich die Gleichheit her:

   2Cl 2 + 7O 2 = 2Cl 2 O 7 (24)

   Bei der Zusammenstellung von Austausch-, Neutralisations- und Substitutionsreaktionen muss bei Oxidationsstufen eine etwas andere Methode angewendet werden. In manchen Fällen ist es schwierig herauszufinden: Welche Verbindungen entstehen bei der Wechselwirkung komplexer Stoffe?

   Wie findet man heraus: Was passiert im Reaktionsprozess?

   Woher wissen Sie eigentlich, welche Reaktionsprodukte bei einer bestimmten Reaktion entstehen können? Was entsteht beispielsweise, wenn Bariumnitrat und Kaliumsulfat reagieren?

   Ba(NO 3) 2 + K 2 SO 4 → ?

   Vielleicht BaK 2 (NO 3) 2 + SO 4? Oder Ba + NO 3 SO 4 + K 2? Oder etwas anderes? Bei dieser Reaktion entstehen natürlich folgende Verbindungen: BaSO 4 und KNO 3. Woher ist das bekannt? Und wie schreibt man Stoffformeln richtig? Beginnen wir mit dem, was am häufigsten übersehen wird: dem Konzept der „Austauschreaktion“. Das bedeutet, dass bei diesen Reaktionen Stoffe ihre Bestandteile untereinander austauschen. Da Austauschreaktionen meist zwischen Basen, Säuren oder Salzen durchgeführt werden, sind die Teile, mit denen sie ausgetauscht werden, Metallkationen (Na +, Mg 2+, Al 3+, Ca 2+, Cr 3+), H + -Ionen oder OH -, Anionen - Säurereste (Cl -, NO 3 2-, SO 3 2-, SO 4 2-, CO 3 2-, PO 4 3-). Im Allgemeinen kann die Austauschreaktion in der folgenden Notation angegeben werden:

   Kt1An1 + Kt2An1 = Kt1An2 + Kt2An1 (25)

   Dabei sind Kt1 und Kt2 die Metallkationen (1) und (2) und An1 und An2 die entsprechenden Anionen (1) und (2). Dabei ist zu berücksichtigen, dass in Verbindungen vor und nach der Reaktion immer an erster Stelle Kationen und an zweiter Stelle Anionen eingebaut werden. Daher, wenn die Reaktion auftritt Kaliumchlorid Und Silbernitrat, beide in gelöstem Zustand

   KCl + AgNO 3 →

   dann entstehen dabei die Stoffe KNO 3 und AgCl und die entsprechende Gleichung hat die Form:

   KCl + AgNO 3 =KNO 3 + AgCl (26)

   Bei Neutralisationsreaktionen verbinden sich Protonen von Säuren (H +) mit Hydroxylanionen (OH -) zu Wasser (H 2 O):

   HCl + KOH = KCl + H 2 O (27)

   Die Oxidationsstufen von Metallkationen und die Ladungen von Anionen saurer Reste sind in der Tabelle der Löslichkeit von Stoffen (Säuren, Salze und Basen in Wasser) angegeben. Die horizontale Linie zeigt Metallkationen und die vertikale Linie zeigt die Anionen von Säureresten.

   

   Auf dieser Grundlage müssen bei der Aufstellung einer Gleichung für eine Austauschreaktion zunächst auf der linken Seite die Oxidationsstufen der in diesem chemischen Prozess entstehenden Teilchen ermittelt werden. Sie müssen beispielsweise eine Gleichung für die Wechselwirkung zwischen Calciumchlorid und Natriumcarbonat aufstellen. Erstellen wir das erste Diagramm dieser Reaktion:

   CaCl + NaCO 3 →

   Ca 2+ Cl - + Na + CO 3 2- →

   Nachdem wir die bereits bekannte „Kreuz“-auf-„Kreuz“-Aktion durchgeführt haben, bestimmen wir die tatsächlichen Formeln der Ausgangsstoffe:

   CaCl 2 + Na 2 CO 3 →

   Basierend auf dem Prinzip des Austauschs von Kationen und Anionen (25) werden wir vorläufige Formeln für die bei der Reaktion entstehenden Stoffe aufstellen:

   CaCl 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 + NaCl

   Platzieren wir die entsprechenden Ladungen über ihren Kationen und Anionen:

   Ca 2+ CO 3 2- + Na + Cl -

   Stoffformeln richtig geschrieben, entsprechend den Ladungen von Kationen und Anionen. Erstellen wir eine vollständige Gleichung und gleichen die linke und rechte Seite für Natrium und Chlor an:

   CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl (28)

   Als weiteres Beispiel ist hier die Gleichung für die Neutralisationsreaktion zwischen Bariumhydroxid und Phosphorsäure:

   VaON + NPO 4 →

   Platzieren wir die entsprechenden Ladungen über den Kationen und Anionen:

   Ba 2+ OH - + H + PO 4 3- →

   Lassen Sie uns die tatsächlichen Formeln der Ausgangsstoffe ermitteln:

   Ba(OH) 2 + H 3 PO 4 →

   Basierend auf dem Prinzip des Austauschs von Kationen und Anionen (25) werden wir vorläufige Formeln für die bei der Reaktion gebildeten Stoffe aufstellen, wobei wir berücksichtigen, dass bei einer Austauschreaktion einer der Stoffe unbedingt Wasser sein muss:

   Ba(OH) 2 + H 3 PO 4 → Ba 2+ PO 4 3- + H 2 O

   Lassen Sie uns die korrekte Schreibweise für die Formel des bei der Reaktion gebildeten Salzes ermitteln:

   Ba(OH) 2 + H 3 PO 4 → Ba 3 (PO 4) 2 + H 2 O

   Lassen Sie uns die linke Seite der Gleichung für Barium ausgleichen:

   3Ba (OH) 2 + H 3 PO 4 → Ba 3 (PO 4) 2 + H 2 O

   Da auf der rechten Seite der Gleichung der Orthophosphorsäurerest doppelt genommen wird, (PO 4) 2, muss auf der linken Seite auch seine Menge verdoppelt werden:

   3Ba (OH) 2 + 2H 3 PO 4 → Ba 3 (PO 4) 2 + H 2 O

   Es bleibt die Anzahl der Wasserstoff- und Sauerstoffatome auf der rechten Seite des Wassers abzugleichen. Da auf der linken Seite die Gesamtzahl der Wasserstoffatome 12 beträgt, muss sie auf der rechten Seite ebenfalls zwölf entsprechen, daher ist sie vor der Formel für Wasser notwendig Legen Sie den Koeffizienten fest„6“ (da das Wassermolekül bereits 2 Wasserstoffatome hat). Auch für Sauerstoff gilt die Gleichheit: links ist 14 und rechts ist 14. Die Gleichung hat also die richtige geschriebene Form:

   3Ba (OH) 2 + 2H 3 PO 4 → Ba 3 (PO 4) 2 + 6H 2 O (29)

   Möglichkeit chemischer Reaktionen

   Die Welt besteht aus einer großen Vielfalt an Stoffen. Auch die Zahl der Varianten chemischer Reaktionen zwischen ihnen ist unübersehbar. Aber können wir, nachdem wir diese oder jene Gleichung auf Papier geschrieben haben, sagen, dass ihr eine chemische Reaktion entsprechen wird? Es gibt ein Missverständnis, wenn es richtig ist Legen Sie die Quoten fest in der Gleichung, dann wird es in der Praxis machbar sein. Wenn wir zum Beispiel nehmen Schwefelsäurelösung und lege es hinein Zink, dann können Sie den Prozess der Wasserstoffentwicklung beobachten:

   Zn+ H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 (30)

   Wenn jedoch Kupfer in dieselbe Lösung getropft wird, ist der Prozess der Gasentwicklung nicht zu beobachten. Die Reaktion ist nicht durchführbar.

   Cu+ H 2 SO 4 ≠

   Wenn konzentrierte Schwefelsäure eingenommen wird, reagiert diese mit Kupfer:

   Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O (31)

   Bei der Reaktion (23) zwischen den Gasen Stickstoff und Wasserstoff beobachten wir thermodynamisches Gleichgewicht, diese. wie viele Moleküle Pro Zeiteinheit entsteht Ammoniak NH 3, die gleiche Menge davon zerfällt wieder in Stickstoff und Wasserstoff. Verschiebung des chemischen Gleichgewichts kann durch Erhöhung des Drucks und Verringerung der Temperatur erreicht werden

   N 2 + 3H 2 = 2NH 3

   Wenn du nimmst Kaliumhydroxidlösung und gieße es über ihn Natriumsulfatlösung, dann werden keine Änderungen beobachtet, die Reaktion wird nicht durchführbar sein:

   

   KOH + Na 2 SO 4 ≠

   Natriumchloridlösung Bei der Wechselwirkung mit Brom entsteht kein Brom, obwohl diese Reaktion als Substitutionsreaktion klassifiziert werden kann:

   NaCl + Br 2 ≠

   Was sind die Gründe für solche Abweichungen? Der Punkt ist, dass es nicht ausreicht, nur richtig zu bestimmen zusammengesetzte Formeln, ist es notwendig, die Besonderheiten der Wechselwirkung von Metallen mit Säuren zu kennen, die Löslichkeitstabelle von Stoffen gekonnt zu nutzen und die Substitutionsregeln in der Aktivitätsreihe von Metallen und Halogenen zu kennen. In diesem Artikel werden nur die grundlegendsten Prinzipien beschrieben Weisen Sie Koeffizienten in Reaktionsgleichungen zu, Wie schreiben molekulare Gleichungen , Wie Bestimmen Sie die Zusammensetzung einer chemischen Verbindung.

   Chemie als Wissenschaft ist äußerst vielfältig und vielschichtig. Der obige Artikel spiegelt nur einen kleinen Teil der Prozesse wider, die in stattfinden echte Welt. Typen, thermochemische Gleichungen, Elektrolyse, Prozesse organische Synthese und viele viele andere. Aber mehr dazu in zukünftigen Artikeln.

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