Ийм дэвтэр хөтлөх шаардлагатай гэсэн шийдвэр тэр даруй гараагүй, харин ажлын туршлага хуримтлуулах замаар аажмаар гарч ирэв.
Эхэндээ энэ нь ажлын дэвтрийн төгсгөлд байгаа зай байсан - хамгийн чухал тодорхойлолтуудыг бичих цөөн хэдэн хуудас. Дараа нь хамгийн чухал ширээг тэнд байрлуулсан. Дараа нь ихэнх оюутнууд асуудлыг шийдэж сурахын тулд хатуу алгоритмын зааварчилгаа хэрэгтэй гэдгийг ойлгосон бөгөөд үүнийг юуны түрүүнд ойлгож, санаж байх ёстой.
Тэр үед ажлын номноос гадна химийн өөр нэг дэвтэр болох химийн толь бичиг хөтлөх шийдвэр гарчээ. Нэг хичээлийн жилд хоёр ч байж болох ажлын номноос ялгаатай нь толь бичиг нь химийн бүх хичээлийн нэг дэвтэр юм. Энэ дэвтэр нь 48 хуудас, бат бөх бүрээстэй байвал хамгийн сайн арга юм.
Бид энэ дэвтэрт байгаа материалыг дараах байдлаар байрлуулна: эхэнд - хүүхдүүд сурах бичгээс хуулж авдаг эсвэл багшийн зааврын дагуу бичдэг хамгийн чухал тодорхойлолтууд. Жишээлбэл, 8-р ангийн эхний хичээл дээр энэ нь "хими" хичээлийн тодорхойлолт, "химийн урвал" гэсэн ойлголт юм. Хичээлийн жилд 8-р ангид гуч гаруй нь хуримтлагддаг. Би зарим хичээл дээр эдгээр тодорхойлолтуудын талаар судалгаа явуулдаг. Жишээлбэл, гинжин хэлхээний аман асуулт, нэг оюутан нөгөөгөөсөө асуулт асуухад, хэрэв тэр зөв хариулсан бол дараагийн асуултыг аль хэдийн асуусан болно; эсвэл нэг оюутан бусад оюутнуудаас асуулт асуухад тэр хариулж чадахгүй бол тэд өөрсдөө хариулдаг. Органик химийн хувьд эдгээр нь үндсэндээ органик бодисын ангиллын тодорхойлолт ба үндсэн ойлголтууд, жишээлбэл, "гомологууд", "изомерууд" гэх мэт.
Манай лавлах номын төгсгөлд материалыг хүснэгт, диаграм хэлбэрээр үзүүлэв. Сүүлийн хуудсан дээр хамгийн эхний хүснэгт "Химийн элементүүд. Химийн шинж тэмдэг." Дараа нь "Валент", "Хүчил", "Үзүүлэлтүүд", "Металлын хүчдэлийн цахилгаан химийн цуваа", "Цахилгаан сөрөг байдлын цуврал" хүснэгтүүд.
Би ялангуяа "Хүчлийн исэлд хүчлийн харгалзах байдал" хүснэгтийн агуулгад анхаарлаа хандуулахыг хүсч байна.
| Хүчиллэг исэлд хүчлийн харгалзах байдал | ||||
| Хүчиллэг исэл | Хүчил | |||
| Нэр | Томъёо | Нэр | Томъёо | Хүчиллэг үлдэгдэл, валент |
| нүүрстөрөгчийн (II) дан исэл | CO2 | нүүрс | H2CO3 | CO3(II) |
| хүхрийн (IV) исэл | SO 2 | хүхэрлэг | H2SO3 | SO3(II) |
| хүхрийн (VI) исэл | SO 3 | хүхрийн | H2SO4 | SO 4 (II) |
| цахиурын (IV) исэл | SiO2 | цахиур | H2SiO3 | SiO3(II) |
| азотын исэл (V) | N2O5 | азотын | HNO3 | ҮГҮЙ 3 (I) |
| фосфор (V) оксид | P2O5 | фосфор | H3PO4 | PO 4 (III) |
Энэ хүснэгтийг ойлгож, цээжлэхгүйгээр 8-р ангийн сурагчдад хүчиллэг исэл шүлттэй урвалын тэгшитгэл зохиоход хэцүү байдаг.
Электролитийн диссоциацийн онолыг судлахдаа бид дэвтрийн төгсгөлд диаграмм, дүрмийг бичдэг.
Ионы тэгшитгэл зохиох дүрэм:
1. Усанд уусдаг хүчтэй электролитийн томъёог ион хэлбэрээр бичдэг.
2. Энгийн бодис, исэл, сул электролит, бүх уусдаггүй бодисын томьёог молекул хэлбэрээр бичнэ.
3. Тэгшитгэлийн зүүн талд муу уусдаг бодисын томъёог ион хэлбэрээр, баруун талд - молекул хэлбэрээр бичнэ.
Органик химийн хичээлийг судлахдаа бид толь бичигт нүүрсустөрөгчийн ерөнхий хүснэгт, хүчилтөрөгч, азот агуулсан бодисын ангилал, генетикийн холболтын диаграммыг бичдэг.
| Физик хэмжигдэхүүнүүд | |||
| Зориулалт | Нэр | Нэгж | Томъёо |
| бодисын хэмжээ | мэнгэ | = N / N A; = м / М; V / V м (хийн хувьд) |
|
| Н А | Авогадрогийн тогтмол | молекул, атом болон бусад бөөмс | N A = 6.02 10 23 |
| Н | бөөмсийн тоо | молекулууд, атом болон бусад бөөмс |
N = N A |
| М | молийн масс | г/моль, кг/кмоль | М = м / ; /М/ = М r |
| м | жин | г, кг | m = M; m = V |
| Vm | хийн молийн хэмжээ | л/моль, м 3/кмоль | Vm = 22.4 л / моль = 22.4 м 3 / кмоль |
| В | эзлэхүүн | л, м 3 | V = V м (хийн хувьд); |
| нягтрал | г/мл; | =м/V; М / В м (хийн хувьд) |
|
Сургуульд химийн хичээл заах 25 жилийн хугацаанд би өөр өөр хөтөлбөр, сурах бичиг ашиглан ажиллах шаардлагатай болсон. Үүний зэрэгцээ, бараг ямар ч сурах бичиг асуудлыг хэрхэн шийдвэрлэхийг заадаггүй нь үргэлж гайхшрал төрүүлдэг. Химийн хичээлийн эхэнд толь бичигт мэдлэгээ системчилж, нэгтгэхийн тулд оюутнууд бид хоёр шинэ хэмжигдэхүүнтэй "Физик хэмжигдэхүүн" хүснэгтийг эмхэтгэсэн.
Оюутнуудад тооцооллын асуудлыг хэрхэн шийдвэрлэхийг заахдаа би алгоритмд ихээхэн ач холбогдол өгдөг. Үйлдлийн дарааллын хатуу заавар нь сул сурагчдад тодорхой төрлийн асуудлын шийдлийг ойлгох боломжийг олгодог гэдэгт би итгэдэг. Хүчтэй оюутнуудын хувьд энэ нь цаашдын химийн боловсрол, бие даан суралцах бүтээлч түвшинд хүрэх боломж юм, учир нь та эхлээд харьцангуй цөөн тооны стандарт техникийг итгэлтэйгээр эзэмших хэрэгтэй. Үүний үндсэн дээр илүү төвөгтэй асуудлыг шийдвэрлэх янз бүрийн үе шатанд тэдгээрийг зөв ашиглах чадвар хөгжинө. Иймд сургуулийн бүх төрлийн хичээлийн бодлого, сонгон судлах хичээлийн тооцооллын бодлого бодох алгоритмыг эмхэтгэсэн.
Би тэдний заримыг жишээ болгон өгөх болно.
Химийн тэгшитгэл ашиглан асуудлыг шийдвэрлэх алгоритм.
1. Бодлогын нөхцөлийг товч бичиж, химийн тэгшитгэл зохио.
2. Бодлогын өгөгдлийг химийн тэгшитгэлийн томьёоны дээр бичиж, томьёоны доор молийн тоог (коэффицентээр тодорхойлно) бичнэ.
3. Масс буюу эзэлхүүнийг асуудлын тайлбарт өгсөн бодисын хэмжээг дараах томъёогоор ол.
М/М; = V / V м (хийн хувьд V м = 22.4 л / моль).
Гарсан тоог тэгшитгэлийн томъёоны дээр бич.
4. Масс, эзэлхүүн нь тодорхойгүй бодисын хэмжээг ол. Үүнийг хийхийн тулд тэгшитгэлийн дагуу үндэслэлийг гаргана: нөхцөлийн дагуу молийн тоог тэгшитгэлийн дагуу мольтой харьцуул. Шаардлагатай бол пропорцийг хийнэ.
5. Масс буюу эзэлхүүнийг томъёогоор ол: m = M; V = Vm.
Энэхүү алгоритм нь оюутан ирээдүйд янз бүрийн хүндрэлтэй тэгшитгэл ашиглан асуудлыг шийдвэрлэх чадвартай байхын тулд эзэмших ёстой үндэс суурь юм.
Илүүдэл, дутагдалтай холбоотой асуудлууд.
Хэрэв асуудлын нөхцөлд урвалд орж буй хоёр бодисын хэмжээ, масс эсвэл эзэлхүүнийг нэгэн зэрэг мэддэг бол энэ нь илүүдэл ба дутагдалтай холбоотой асуудал юм.
Үүнийг шийдвэрлэх үед:
1. Та дараах томъёог ашиглан урвалд орж буй хоёр бодисын хэмжээг олох хэрэгтэй.
М/М; = V/V м.
2. Тэгшитгэлийн дээр гарсан моль тоонуудыг бич. Тэдгээрийг тэгшитгэлийн дагуу молийн тоотой харьцуулж, ямар бодис дутагдалтай байгаа талаар дүгнэлт гарга.
3. Дутагдал дээр үндэслэн цаашдын тооцоог хийнэ.
Онолын хувьд практикт олж авсан урвалын бүтээгдэхүүний гарцын талаархи асуудлууд.
Урвалын тэгшитгэлийг ашиглан онолын тооцооллыг хийж, урвалын бүтээгдэхүүний онолын өгөгдлийг олно: онол. , м онол. эсвэл V онол. . Лабораторид эсвэл үйлдвэрт урвал явуулахад алдагдал гардаг тул олж авсан практик өгөгдөл нь практик юм. ,
м дадлага. эсвэл V практик. онолын хувьд тооцоолсон өгөгдлөөс үргэлж бага байдаг. Үр ашгийн хувийг (eta) үсгээр тэмдэглэсэн бөгөөд дараах томъёогоор тооцоолно.
(энэ) = практик. / онол = м дадлага хийх. / м онол. = V практик / V онол.
Энэ нь нэгжийн бутархай эсвэл хувиар илэрхийлэгдэнэ. Гурван төрлийн ажлыг ялгаж салгаж болно.
Хэрэв асуудлын мэдэгдэлд эхлэлийн бодисын өгөгдөл болон урвалын бүтээгдэхүүний гарцын хувийг мэдэж байгаа бол практик шийдлийг олох хэрэгтэй. , m практик эсвэл V практик. урвалын бүтээгдэхүүн.
Шийдвэрлэх журам:
1. Эхлэлийн бодисын өгөгдөлд үндэслэн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоо хийж, онолыг ол. , м онол. эсвэл V онол. урвалын бүтээгдэхүүн;
2. Практикт олж авсан урвалын бүтээгдэхүүний масс буюу эзэлхүүнийг томъёогоор ол.
м дадлага. = m онолын ; V практик = V онол. ; дадлага хийх. = онолын .
Хэрэв асуудлын мэдэгдэлд эхлэлийн бодис, практикт зориулсан өгөгдөл мэдэгдэж байгаа бол. , m практик эсвэл V практик. гарсан бүтээгдэхүүн бөгөөд та урвалын бүтээгдэхүүний гарцын хувийг олох хэрэгтэй.
Шийдвэрлэх журам:
1. Эхлэлийн бодисын өгөгдөлд үндэслэн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолж, ол
Теор. , м онол. эсвэл V онол. урвалын бүтээгдэхүүн.
2. Дараах томъёог ашиглан урвалын бүтээгдэхүүний гарцын хувийг ол.
Дадлага хийх. / онол = м дадлага хийх. / м онол. = V практик /V онол.
Хэрэв практик нөхцөл нь асуудлын нөхцөлд мэдэгдэж байгаа бол. , m практик эсвэл V практик. урвалын үр дүнд үүссэн бүтээгдэхүүн ба түүний гарцын фракц, харин та эхлэл бодисын өгөгдлийг олох хэрэгтэй.
Шийдвэрлэх журам:
1. Онол, m онолыг ол. эсвэл V онол. томъёоны дагуу урвалын бүтээгдэхүүн:
Теор. = практик / ; м онол. = м дадлага хийх. / ; V онол. = V практик / .
2. Онолд тулгуурлан тэгшитгэлийг ашиглан тооцоо хийнэ. , м онол. эсвэл V онол. урвалын бүтээгдэхүүн, эхлэл бодисын өгөгдлийг ол.
Мэдээжийн хэрэг, бид эдгээр гурван төрлийн асуудлыг аажмаар авч үзэж, хэд хэдэн асуудлын жишээн дээр тус бүрийг шийдвэрлэх чадварыг дадлагажуулдаг.
Холимог болон хольцтой холбоотой асуудлууд.
Холимогт илүү их агуулагддаг бодисыг цэвэр бодис гэж нэрлэдэг, бусад нь хольц юм. Тэмдэглэл: хольцын масс - м см, цэвэр бодисын масс - м p.h., хольцын масс - м орчим. , цэвэр бодисын массын хэсэг - p.h.
Цэвэр бодисын массын хувийг дараах томъёогоор олно: p.h. = m h.v. / м см, энэ нь нэгийн бутархай эсвэл хувиар илэрхийлэгдэнэ. 2 төрлийн даалгаврыг ялгаж үзье.
Хэрэв асуудлын мэдэгдэлд цэвэр бодисын массын хувь эсвэл хольцын массын хувийг өгсөн бол хольцын массыг өгнө. "Техникийн" гэдэг үг нь холимог байгааг илтгэнэ.
Шийдвэрлэх журам:
1. m h.v томъёогоор цэвэр бодисын массыг ол. = h.v. м см
Хэрэв хольцын массын хувийг өгсөн бол эхлээд цэвэр бодисын массын хувийг олох хэрэгтэй: p.h. = 1 - ойролцоогоор.
2. Цэвэр бодисын масс дээр үндэслэн тэгшитгэлийг ашиглан цаашдын тооцоог хийнэ.
Асуудлын мэдэгдэлд анхны хольцын масс ба урвалын бүтээгдэхүүний n, m эсвэл V-ийг өгсөн бол эхний хольц дахь цэвэр бодисын массын хувь эсвэл түүний доторх хольцын массын хувийг олох хэрэгтэй.
Шийдвэрлэх журам:
1. Урвалын бүтээгдэхүүний өгөгдөлд үндэслэн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолж, n p.v-ийг ол. мөн m h.v.
2. Холимог дахь цэвэр бодисын массын хувийг дараах томъёогоор ол: p.h. = m h.v. / м харна уу, хольцын массын хувь: ойролцоогоор. = 1 - h.v
Хийн эзлэхүүний харилцааны хууль.
Хийн эзэлхүүн нь тэдгээрийн бодисын хэмжээтэй ижил хамааралтай байдаг.
V 1 / V 2 = 1/2
Энэ хуулийг хийн эзэлхүүнийг өгсөн тэгшитгэлийг ашиглан асуудлыг шийдвэрлэхэд ашигладаг бөгөөд та өөр хийн эзэлхүүнийг олох хэрэгтэй.
Холимог дахь хийн эзлэхүүний хэсэг.
Vg / Vcm, энд (phi) нь хийн эзлэхүүний хэсэг юм.
Vg – хийн эзэлхүүн, Vcm – хийн хольцын эзэлхүүн.
Хэрэв хийн эзлэхүүний хэсэг ба хольцын эзэлхүүнийг асуудлын тайлбарт өгсөн бол юуны түрүүнд хийн эзэлхүүнийг олох хэрэгтэй: Vg = Vcm.
Хийн хольцын эзэлхүүнийг томъёогоор олно: Vcm = Vg /.
Бодисыг шатаахад зарцуулсан агаарын эзэлхүүнийг дараах тэгшитгэлээр олсон хүчилтөрөгчийн эзэлхүүнээр олно.
Ваир = V(O 2) / 0.21
Органик бодисын томъёог ерөнхий томъёогоор гарган авах.
Органик бодисууд нь нийтлэг томьёотой гомолог цуваа үүсгэдэг. Энэ нь дараах боломжийг олгоно:
1. Харьцангуй молекул жинг n тоогоор илэрхийл.
M r (C n H 2n + 2) = 12 n + 1 (2n + 2) = 14n + 2.
2. n-ээр илэрхийлсэн M r-ийг жинхэнэ M r-тэй тэнцүүлээд n-ийг ол.
3. Урвалын тэгшитгэлийг ерөнхий хэлбэрээр гаргаж, тэдгээрийн үндсэн дээр тооцоо хийнэ.
Шаталтын бүтээгдэхүүн дээр үндэслэн бодисын томъёог гаргаж авах.
1. Шаталтын бүтээгдэхүүний найрлагад дүн шинжилгээ хийж, шатсан бодисын чанарын найрлагын талаар дүгнэлт гарга: H 2 O -> H, CO 2 -> C, SO 2 -> S, P 2 O 5 -> P, Na 2. CO 3 -> Na, C.
Уг бодист хүчилтөрөгч байгаа эсэхийг шалгах шаардлагатай. Томъёоны индексүүдийг x, y, z гэж тэмдэглэнэ. Жишээлбэл, CxHyOz (?).
2. Шаталтын бүтээгдэхүүн дэх бодисын хэмжээг дараах томъёогоор ол.
n = m / M ба n = V / Vm.
3. Шатаасан бодист агуулагдах элементийн хэмжээг ол. Жишээлбэл:
n (C) = n (CO 2), n (H) = 2 ћ n (H 2 O), n (Na) = 2 ћ n (Na 2 CO 3), n (C) = n (Na 2 CO) 3) гэх мэт.
4. Хэрэв найрлага нь үл мэдэгдэх бодис шатсан бол хүчилтөрөгч агуулсан эсэхийг шалгах шаардлагатай. Жишээлбэл, CxНyОz (?), m (O) = m in–va – (m (C) + m(H)).
b) харьцангуй нягт нь мэдэгдэж байгаа бол: M 1 = D 2 M 2, M = D H2 2, M = D O2 32,
M = D агаар 29, M = D N2 28 гэх мэт.
Арга 1: Бодисын хамгийн энгийн томьёо (өмнөх алгоритмыг үзнэ үү) ба хамгийн энгийн молийн массыг ол. Дараа нь жинхэнэ молийн массыг хамгийн энгийнтэй харьцуулж, томъёоны индексийг шаардлагатай тоогоор нэмэгдүүлнэ.
Арга 2: n = (e) Mr / Ar(e) томъёог ашиглан индексүүдийг ол.
Хэрэв аль нэг элементийн массын хувь тодорхойгүй бол түүнийг олох шаардлагатай. Үүнийг хийхийн тулд бусад элементийн массын хувийг 100% эсвэл нэгдлээс хасах хэрэгтэй.
Химийн толь бичигт хими судлах явцад аажмаар янз бүрийн төрлийн асуудлыг шийдвэрлэх алгоритмууд гарч ирдэг. Оюутан аливаа асуудлыг шийдэхийн тулд зөв томъёо эсвэл шаардлагатай мэдээллийг хаанаас олохоо үргэлж мэддэг.
Олон оюутнууд ийм дэвтэр хөтлөх дуртай байдаг бөгөөд тэд өөрсдөө үүнийг янз бүрийн лавлах материалаар дүүргэдэг.
Хичээлээс гадуурх ажлын тухайд бид болон сурагчид маань сургуулийн сургалтын хөтөлбөрөөс хэтэрсэн асуудлыг шийдвэрлэх алгоритмыг бичих тусгай дэвтэр хөтөлдөг. Бодлогын төрөл бүрийн хувьд бид нэг дэвтэрт 1-2 жишээ бичдэг бөгөөд тэд бусад дэвтэрт бусад асуудлыг шийддэг. Хэрэв та бодоод үзвэл бүх их дээд сургуулийн химийн шалгалт дээр гарч ирдэг олон мянган бодлогуудын дунд 25-30 төрлийн бодлогуудыг тодорхойлж болно. Мэдээжийн хэрэг, тэдгээрийн олон янзын хувилбарууд байдаг.
Сонгон шалгаруулалтын хичээлийн асуудлыг шийдвэрлэх алгоритм боловсруулахад А.А.-ийн гарын авлага надад их тус болсон. Кушнарева. (Хими дэх асуудлыг шийдэж сурах нь, - М., Сургууль - хэвлэл, 1996).
Химийн асуудлыг шийдвэрлэх чадвар нь тухайн сэдвийг бүтээлчээр эзэмших гол шалгуур болдог. Янз бүрийн түвшний нарийн төвөгтэй асуудлыг шийдэж байж химийн хичээлийг үр дүнтэй эзэмшиж болно.
Хэрэв оюутан бүх боломжит асуудлын талаар тодорхой ойлголттой бөгөөд төрөл тус бүрийн олон тооны асуудлыг шийдсэн бол Улсын нэгдсэн шалгалтын хэлбэрээр болон их дээд сургуульд элсэн орохдоо химийн шалгалтыг даван туулах боломжтой болно.
Хими– бодисын найрлага, бүтэц, шинж чанар, хувиргалтын шинжлэх ухаан.
Атом-молекулын шинжлэх ухаан.Бодис нь нарийн төвөгтэй бүтэцтэй, энгийн хэсгүүдээс (протон, нейтрон, электрон) бүрддэг химийн хэсгүүдээс (молекул, атом, ион) тогтдог.
Атом– эерэг цөм ба электронуудаас бүрдэх төвийг сахисан бөөмс.
Молекул- химийн холбоогоор холбогдсон атомуудын тогтвортой бүлэг.
Химийн элемент- ижил цөмийн цэнэгтэй атомын төрөл. Элементийг тэмдэглэнэ
Энд X нь элементийн тэмдэг, З– Элементүүдийн үелэх систем дэх элементийн серийн дугаар D.I. Менделеев, А- массын тоо. Серийн дугаар Затомын цөмийн цэнэг, атомын цөм дэх протоны тоо, атом дахь электронуудын тоотой тэнцүү байна. Массын тоо Аатом дахь протон ба нейтроны тооны нийлбэртэй тэнцүү. Нейтроны тоо нь зөрүүтэй тэнцүү байна А–З.
Изотопууд- өөр өөр масстай ижил элементийн атомууд.
Харьцангуй атомын масс(A r) нь байгалийн изотоп найрлагатай элементийн атомын дундаж массыг 12 С нүүрстөрөгчийн изотопын атомын массын 1/12-д харьцуулсан харьцаа юм.
Харьцангуй молекул жин(M r) нь байгалийн изотопын найрлагатай бодисын молекулын дундаж массыг 12 С нүүрстөрөгчийн изотопын атомын массын 1/12-д харьцуулсан харьцаа юм.
Атомын массын нэгж(a.u.m) – нүүрстөрөгчийн изотопын атомын массын 1/12 нь 12 C. 1 a.u. м = 1.66? 10-24 жил
Мэнгэ 12 С нүүрстөрөгчийн изотопын 0.012 кг-д атом байгаатай тэнцэх хэмжээний бүтцийн нэгж (атом, молекул, ион) агуулсан бодисын хэмжээ. Мэнгэ– 6.02 10 23 бүтцийн нэгж (атом, молекул, ион) агуулсан бодисын хэмжээ.
n = N/N A, Хаана n- бодисын хэмжээ (моль), Н– бөөмийн тоо, a Н А– Авогадрогийн тогтмол. Мөн бодисын хэмжээг v тэмдгээр тэмдэглэж болно.
Авогадрогийн тогтмол N A = 6.02 10 23 ширхэг/моль.
Моляр массМ(г/моль) – бодисын массын харьцаа м(г) бодисын хэмжээ n(моль):
М = м/н,хаана: m = M nТэгээд n = м/М.
Хийн молийн хэмжээВ М(л/моль) – хийн эзлэхүүний харьцаа В(l) энэ хийн бодисын хэмжээ n(моль). Ердийн нөхцөлд V M = 22.4 л/моль.
Хэвийн нөхцөл:температур t = 0 ° C, эсвэл T = 273 К, даралт p = 1 атм = 760 мм. rt. Урлаг. = 101,325 Па = 101,325 кПа.
V M = V/n,хаана: V = V MnТэгээд n = V/V M.
Үр дүн нь ерөнхий томъёо юм:
n = м/М = V/V M = N/N A.
Үүнтэй адил- нэг устөрөгчийн атомтай харилцан үйлчлэлцдэг, эсвэл түүнийг орлуулдаг, эсвэл өөр байдлаар түүнтэй тэнцэх бодит буюу зохиомол бөөмс.
Молийн массын эквивалент М e– бодисын массыг энэ бодисын эквивалентуудын тоонд харьцуулсан харьцаа: M e = м/н (eq) .
Цэнэг солилцох урвалд эквивалент бодисын молийн масс байна
молийн масстай Мтэнцүү байна: M e = М/(н? м).
Редокс урвалд молийн масстай бодисын эквивалентийн молийн масс Мтэнцүү байна: M e = M/n(e),Хаана n(e)- шилжүүлсэн электронуудын тоо.
Эквивалентуудын хууль– 1 ба 2-р урвалжуудын масс нь тэдгээрийн эквивалентуудын молийн масстай пропорциональ байна. м 1 / м 2= M E1/M E2,эсвэл м 1 /М E1 = м 2 /М E2,эсвэл n 1 = n 2,Хаана м 1Тэгээд м 2- хоёр бодисын масс; M E1Тэгээд M E2- эквивалент молийн масс; n 1Тэгээд n 2– эдгээр бодисын эквивалентуудын тоо.
Шийдлийн хувьд эквивалентийн хуулийг дараах байдлаар бичиж болно.
c E1 V 1 = c E2 V 2, Хаана E1-тэй, E2-тэй, V 1-тэйТэгээд V 2– эдгээр хоёр бодисын эквивалентийн молийн концентраци ба уусмалын эзэлхүүн.
Нэгдсэн хийн хууль: pV = nRT, Хаана х- даралт (Па, кПа), В- эзэлхүүн (м 3, л), n- хийн бодисын хэмжээ (моль), Т -температур (K), Т(K) = т(°C) + 273, Р- тогтмол, R = 8.314 Ж/(К? моль), J = Па m 3 = кПа л.
2. Атомын бүтэц, үечилсэн хууль
Долгион-бөөмийн хоёрдмол байдалматери - объект бүр долгионы болон корпускуляр шинж чанартай байж болно гэсэн санаа. Луис де Бройль объектуудын долгион ба корпускуляр шинж чанарыг холбосон томъёог санал болгов. ? = h/(mV),Хаана h- Планкийн тогтмол, ? – масстай бие бүрт тохирсон долгионы урт мболон хурд В.Хэдийгээр бүх объектод долгионы шинж чанарууд байдаг ч зөвхөн атом ба электроны массын дарааллаар масстай микро объектуудад ажиглагдаж болно.
Гейзенбергийн тодорхойгүй байдлын зарчим: ?(mV x) ?х > h/2nэсвэл ?V x ?x > h/(2?м),Хаана м- бөөмийн масс, x- түүний координат, Vx- чиглэлийн хурд x, ?- тодорхойгүй байдал, тодорхойлох алдаа. Тодорхойгүй байдлын зарчим нь байрлалыг (координатыг) нэгэн зэрэг зааж өгөх боломжгүй гэсэн үг юм. x)болон хурд (V x)тоосонцор.
Жижиг масстай бөөмс (атом, цөм, электрон, молекул) нь Ньютоны механикийн утгаараа бөөмс биш бөгөөд сонгодог физикээр судлах боломжгүй юм. Тэдгээрийг квант физикээр судалдаг.
Үндсэн квант тооn K, L, M, N, O, P, Q зэрэг электрон түвшний (давхарга) харгалзах 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 утгуудыг авна.
Түвшин– ижил тооны электронууд байрлах орон зай n.Янз бүрийн түвшний электронууд нь тооноос хойш орон зайн болон энергийн хувьд бие биенээсээ тусгаарлагдсан байдаг nэлектрон энергийг тодорхойлдог Э(илүү их n,илүү их E)ба зай Рэлектрон ба цөмийн хооронд (илүү их n,илүү их R).
Орбитал (хажуу, азимутал) квант тоолтооноос хамаарч утгыг авдаг n:l= 0, 1,…(n- 1). Жишээлбэл, хэрэв n= 2, тэгвэл л = 0, 1; Хэрэв n= 3, тэгвэл л = 0, 1, 2. Тоо лдэд түвшинг (дэд давхарга) тодорхойлдог.
Дэд түвшин– тодорхой электронууд байдаг орон зай nТэгээд л.Өгөгдсөн түвшний дэд түвшинг тооноос хамааран тодорхойлно л:с-Хэрэв л = 0, х-Хэрэв л = 1, г-Хэрэв л = 2, е-Хэрэв l = 3.Өгөгдсөн атомын дэд түвшинг тоонуудаас хамааран тодорхойлно nТэгээд би,жишээ нь: 2с (n = 2, л = 0), 3d(n= 3, л = 2) гэх мэт. Тухайн түвшний дэд түвшин өөр өөр энергитэй байдаг (илүү их би,илүү их E): Э< E < Е А < … ба эдгээр дэд түвшнийг бүрдүүлдэг тойрог замын янз бүрийн хэлбэрүүд: s-орбитал нь бөмбөг хэлбэртэй, х- тойрог зам нь дамббелл хэлбэртэй гэх мэт.
Соронзон квант тоом 1-тэй тэнцүү тойрог замын соронзон моментийн чиглэлийг тодорхойлдог би,орон зайд гадаад соронзон оронтой харьцуулахад дараах утгыг авна. – л,…-1, 0, 1,…л,өөрөөр хэлбэл нийт (2л + 1) үнэ цэнэ. Жишээлбэл, хэрэв л = 2, тэгвэл m 1 =-2, -1, 0, 1, 2.
Орбитал(дэд түвшний хэсэг) - электронууд (хоёроос илүүгүй) тодорхой зайд байрладаг орон зай n, l, m 1.Дэд түвшнийг агуулна 2л+1тойрог зам. Жишээлбэл, г– дэд түвшин нь таван d-орбитал агуулдаг. Өөр өөр тоотой ижил түвшний орбиталууд м 1,ижил энергитэй.
Соронзон эргэлтийн тоом сгадаад соронзон оронтой харьцуулахад электроны өөрийн соронзон момент s-ийн чиглэлийг тодорхойлж, хоёр утгыг авна: +? Тэгээд _?.
Атом дахь электронууд дараах дүрмийн дагуу түвшин, дэд түвшин, орбиталуудыг эзэлдэг.
Паулигийн дүрэм:Нэг атомд хоёр электрон дөрвөн ижил квант тоотой байж болохгүй. Тэд дор хаяж нэг квант тоогоор ялгаатай байх ёстой.
Паули дүрмийн дагуу тойрог замд хоёроос илүүгүй электрон, дэд түвшинд 2(2л + 1)-ээс ихгүй электрон, түвшин нь илүү ихгүй электрон агуулж болно. 2н 2электронууд.
Клечковскийн дүрэм:Цахим дэд түвшинг нэмэгдүүлэх дарааллаар бөглөнө (n + л),мөн ижил хэмжээний тохиолдолд (n+l)– тооны өсөх дарааллаар n.
Клечковскийн дүрмийн график хэлбэр.
Клечковскийн дүрмийн дагуу дэд түвшнийг дараах дарааллаар бөглөнө. 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Хэдийгээр дэд түвшинг дүүргэх нь Клечковскийн дүрмийн дагуу явагддаг боловч цахим томъёонд дэд түвшнийг түвшингээр нь дараалан бичсэн болно. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4fгэх мэт бромын атомын электрон томъёог дараах байдлаар бичнэ: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .
Олон тооны атомын электрон тохиргоо нь Клечковскийн дүрмээр урьдчилан таамаглаж байснаас ялгаатай. Тэгэхээр, Cr ба Cu-ийн хувьд:
Сr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1ба Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1.
Хундагийн дүрэм (Гунда):Өгөгдсөн дэд түвшний тойрог замыг дүүргэх нь нийт эргэлтийг хамгийн их байлгахын тулд хийгддэг. Өгөгдсөн дэд түвшний орбиталууд эхлээд нэг электроноор дүүрдэг.
Атомын электрон тохиргоог түвшин, дэд түвшин, орбиталаар бичиж болно. Жишээлбэл, P(15e) электрон томъёог дараах байдлаар бичиж болно.
a) түвшингээр)2)8)5;
б) дэд түвшнээр 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3;
в) тойрог замаар
Зарим атом ба ионуудын электрон томъёоны жишээ:
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. Химийн холбоо
3.1. Валент холболтын арга
Валентын бондын аргын дагуу А ба В атомуудын хоорондын холбоо нь хос электронуудыг хуваалцаж үүснэ.
Ковалент холбоо. Хандивлагч-хүлээн авагчийн холболт.Валент нь атомуудын химийн холбоо үүсгэх чадварыг тодорхойлдог бөгөөд атомын үүсгэсэн химийн бондын тоотой тэнцүү юм. Валентийн бондын аргын дагуу валент нь хуваалцсан хос электронуудын тоотой тэнцүү бөгөөд ковалент бондын хувьд валент нь үндсэн болон өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомын гаднах түвшний хосгүй электронуудын тоотой тэнцүү байна. .
Атомын валентЖишээлбэл, нүүрстөрөгч ба хүхрийн хувьд:
Хангалттай байдалковалент холбоо: атомууд нь валенттай тэнцүү хязгаарлагдмал тооны холбоо үүсгэдэг.
Атомын орбиталуудын эрлийзжилт– электронууд нь эквивалент?-бонд үүсгэхэд оролцдог атомын янз бүрийн дэд түвшний атомын орбиталуудын (AO) холилдох. Эрлийз тойрог замын (HO) эквивалент нь үүссэн химийн бондын эквивалентыг тайлбарладаг. Жишээлбэл, дөрвөн валент нүүрстөрөгчийн атомын хувьд нэг атом байдаг 2 секунд -ба гурав 2х- электрон. CH 4, CF 4 гэх мэт молекулууд дахь нүүрстөрөгчөөр үүсгэгдсэн дөрвөн?-бондын эквивалентийг атомын нэг с-ба гурав R-Орбиталуудыг дөрвөн эквивалент эрлийзээр сольсон sp 3- тойрог замууд:
ТөвлөрКовалент холбоо гэдэг нь нийтлэг хос электрон үүсгэдэг тойрог замын хамгийн их давхцах чиглэлд үүсдэгийг хэлнэ.
Гибридизацийн төрлөөс хамааран эрлийз тойрог замууд нь сансар огторгуйд тодорхой байршилтай байдаг.
sp– шугаман, тойрог замын тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 180 °;
sp 2– гурвалжин, тойрог замын тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 120 °;
sp 3– тетраэдр, тойрог замын тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 109 °;
sp 3 d 1– тригональ-бипирамид, өнцөг 90° ба 120°;
sp 2 d 1– дөрвөлжин, тойрог замын тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 90 °;
sp 3 d 2– октаэдр, тойрог замын тэнхлэгүүдийн хоорондох өнцөг нь 90 ° байна.
3.2. Молекулын тойрог замын онол
Молекул орбиталийн онолоор молекул нь цөм ба электронуудаас бүрддэг. Молекулуудад электронууд молекулын тойрог замд (MO) байрладаг. Гадаад электронуудын МО нь нарийн төвөгтэй бүтэцтэй бөгөөд молекулыг бүрдүүлдэг атомуудын гаднах орбиталуудын шугаман хослол гэж үздэг. Үүсгэсэн МО-ын тоо нь тэдгээрийг бүрдүүлэхэд оролцсон АО-ын тоотой тэнцүү байна. MO-ийн энерги нь тэдгээрийг үүсгэгч АО-ын энергиээс бага (холбогч МО), тэнцүү (холбогддоггүй МО) эсвэл өндөр (эсрэг холбоо барих МО) байж болно.
ХК-ийн харилцан үйлчлэлийн нөхцөл
1. АО ижил энергитэй бол харилцан үйлчилдэг.
2. АО нь давхцаж байвал харилцан үйлчилнэ.
3. АО нь тохирох тэгш хэмтэй байвал харилцан үйлчилнэ.
Хоёр атомт молекул AB (эсвэл ямар нэгэн шугаман молекул) хувьд MO-ийн тэгш хэм нь:
Хэрэв өгөгдсөн MO нь тэгш хэмийн тэнхлэгтэй бол,
Хэрэв өгөгдсөн MO нь тэгш хэмийн хавтгайтай бол,
Хэрэв МО нь тэгш хэмийн хоёр перпендикуляр хавтгайтай бол.
Молекулын энергийг атомын энергитэй харьцуулахад багасдаг тул холболтын MOs дээр электронууд байгаа нь системийг тогтворжуулдаг. Молекулын тогтвортой байдал нь тодорхойлогддог бондын захиалга n,тэнцүү: n = (n гэрэл – n хэмжээ)/2,Хаана n гэрэл ба n хэмжээ -Бондын болон эсрэг бондын орбитал дахь электронуудын тоо.
MO-ийг электроноор дүүргэх нь атом дахь AO-ийг дүүргэхтэй ижил дүрмийн дагуу явагддаг, тухайлбал: Паули дүрэм (МО-д хоёроос илүү электрон байж болохгүй), Хунд дүрэм (нийт эргэлт хамгийн их байх ёстой) гэх мэт. .
Эхний үеийн 1s-AO атомуудын харилцан үйлчлэл (H ба He) нь холбоо үүсэхэд хүргэдэг?-MO ба эсрэгбонд?*-MO:
Молекулуудын электрон томъёо, бондын дараалал n,туршилтын бондын энерги Эба молекул хоорондын зай РЭхний үеийн атомуудаас хоёр атомт молекулуудын хувьд дараах хүснэгтэд өгөгдсөн болно.
Хоёр дахь үеийн бусад атомууд нь 2s-AO-аас гадна 2p x -, 2p y – ба 2p z -AO агуулдаг бөгөөд тэдгээр нь харилцан үйлчлэлийн үед?– ба?-МО үүсч болно. O, F, Ne атомуудын хувьд 2s- ба 2p-AO-ийн энерги мэдэгдэхүйц ялгаатай бөгөөд 2s-ийн харилцан үйлчлэлийг харгалзан нэг атомын 2s-AO болон өөр атомын 2p-AO хоорондын харилцан үйлчлэлийг үл тоомсорлож болно. -2р-АО-ийн харилцан үйлчлэлээс тусад нь хоёр атомын AO. O 2, F 2, Ne 2 молекулуудын MO схем нь дараах хэлбэртэй байна.
B, C, N атомуудын хувьд 2s– ба 2p-AO-ийн энерги нь энергийн хувьд ойролцоо бөгөөд нэг атомын 2s-AO нь нөгөө атомын 2p z-AO-тай харилцан үйлчилдэг. Тиймээс В 2, С 2 ба N 2 молекул дахь MO-ийн дараалал нь O 2, F 2, Ne 2 молекулуудын MO-ийн дарааллаас ялгаатай байна. B 2, C 2 ба N 2 молекулуудын MO схемийг доор харуулав.
Өгөгдсөн MO схемүүд дээр үндэслэн жишээлбэл, O 2, O 2 + ба O 2 молекулуудын электрон томъёог бичих боломжтой.
O 2 + (11e)? s2? s *2? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)
n = 2 R = 0.121 нм;
O 2 (12e)? s2? s *2? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *1)
n = 2.5 R = 0.112 нм;
O 2 ?(13e)? s2? s *2? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *2 ? y *1)
n = 1.5 R = 0.126 нм.
O 2 молекулын хувьд MO онол нь энэ молекулын илүү их хүчийг урьдчилан харах боломжийг олгодог, учир нь n = 2, O 2 + – O 2 – O 2 ? цуврал дахь холболтын энерги ба цөмийн хоорондын зайн өөрчлөлтийн шинж чанар, түүнчлэн дээд MOs нь хоёр хосгүй электронтой O 2 молекулын парамагнетизм.
3.3. Зарим төрлийн холболтууд
Ионы холбоо- Эсрэг цэнэгийн ионуудын хоорондох электростатик холбоо. Ионы холбоог туйлын ковалент бондын онцгой тохиолдол гэж үзэж болно. Атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа X 1.5-2.0-ээс их байвал ионы холбоо үүснэ.
Ионы холбоо гэдэг чиглэлтэй бус ханадаггүйхарилцаа холбоо NaCl талст дахь Na+ ионыг бүх Cl ионууд татдаг уу? харилцан үйлчлэлийн чиглэл, ионы тооноос үл хамааран бусад бүх Na + ионуудаар түлхэгдэнэ. Энэ нь ионы молекулуудтай харьцуулахад ионы талстуудын тогтвортой байдлыг тодорхойлдог.
Устөрөгчийн холбоо– нэг молекулын устөрөгчийн атом ба нөгөө молекулын электрон сөрөг атом (F, CI, N) хоорондын холбоо.
Устөрөгчийн холбоо байгаа нь усны хэвийн бус шинж чанарыг тайлбарладаг: усны буцлах цэг нь түүний химийн аналогиас хамаагүй өндөр байдаг: t kip (H 2 O) = 100 ° C, t kip (H 2 S) = - 61 хэм. H 2 S молекулуудын хооронд устөрөгчийн холбоо үүсдэггүй.
4. Химийн үйл явцын хэв маяг
4.1. Термохими
Эрчим хүч(Д)- ажил бүтээх чадвар. Механик ажлыг (A) жишээлбэл, өргөтгөх явцад хийгээр гүйцэтгэдэг. A = p?V.
Эрчим хүчийг шингээх үед дараах урвал явагдана. эндотермик.
Эрчим хүч ялгарах урвалууд нь: экзотермик.
Эрчим хүчний төрлүүд:дулаан, гэрэл, цахилгаан, хими, цөмийн энерги гэх мэт.
Эрчим хүчний төрлүүд:кинетик ба потенциал.
Кинетик энерги– Хөдөлгөөнт биеийн энерги, энэ нь бие амарч эхлэхээс өмнө хийж чадах ажил юм.
Дулаан (Q)Атом ба молекулуудын хөдөлгөөнтэй холбоотой кинетик энергийн нэг төрөл. Массын биетэй харилцахдаа (м)ба дулааны хувийн дулаан багтаамж (c)?Түүний температур Q-аар нэмэгдэх вэ? t: ?Q = m нь ?t,хаана? t = ?Q/(c t).
Боломжит эрчим хүч- бие махбодь эсвэл түүний бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн орон зай дахь байрлал өөрчлөгдсөний үр дүнд олж авсан энерги. Химийн бондын энерги нь боломжит энергийн нэг төрөл юм.
Термодинамикийн анхны хууль:энерги нь нэг төрлөөс нөгөөд шилжиж болох боловч алга болж, үүсэх боломжгүй.
Дотоод энерги (U) – биеийг бүрдүүлэгч хэсгүүдийн кинетик ба боломжит энергийн нийлбэр. Урвалд шингэсэн дулаан нь урвалын бүтээгдэхүүн ба урвалжуудын дотоод энергийн зөрүүтэй тэнцүү байна (Q = ?U = U 2 – U 1),систем нь байгаль орчинд ямар нэгэн ажил хийгээгүй тохиолдолд. Хэрэв урвал тогтмол даралттай явагдах юм бол ялгарсан хий нь гадны даралтын хүчний эсрэг ажилладаг бөгөөд урвалын явцад шингэсэн дулаан нь дотоод энергийн өөрчлөлтийн нийлбэртэй тэнцүү байна. ?Умөн ажил A = p?V.Тогтмол даралтад шингэсэн энэ дулааныг энтальпийн өөрчлөлт гэнэ: ? Н = ?У + p?V,тодорхойлох энтальпиХэрхэн H = U + pV.Шингэн ба хатуу бодисын урвал нь эзэлхүүний мэдэгдэхүйц өөрчлөлтгүйгээр явагддаг (?V = 0), тэгвэл эдгээр урвалын талаар юу хэлэх вэ? НОйролцоо ?U (?Н = ?U). Эзлэхүүн өөрчлөгдөх урвалын хувьд бидэнд байна ?Н > ?У, хэрэв өргөтгөл хийгдэж байгаа бол, болон ?Н< ?U , хэрэв шахалт байгаа бол.
Энтальпийн өөрчлөлтийг ихэвчлэн бодисын стандарт төлөв гэж нэрлэдэг: өөрөөр хэлбэл тодорхой төлөвт (хатуу, шингэн эсвэл хий) цэвэр бодисын хувьд 1 атм = 101,325 Па даралт, 298 К температур ба 1 моль/л бодисын агууламж.
Үүсэх стандарт энтальпи?– стандарт нөхцөлд түүнийг бүрдүүлдэг энгийн бодисоос 1 моль бодис үүсэх үед ялгарах буюу шингээх дулаан. Жишээлбэл, ?N арр.(NaCl) = -411 кЖ/моль. Энэ нь Na(s) + ?Cl 2 (g) = NaCl(s) урвалд 1 моль NaCl үүсэхэд 411 кЖ энерги ялгардаг гэсэн үг юм.
Урвалын стандарт энтальпи?H- химийн урвалын үед энтальпийн өөрчлөлтийг дараахь томъёогоор тодорхойлно. ?Н = ?N арр.(бүтээгдэхүүн) - ?N арр.(урвалж бодис).
Тэгэхээр урвалын хувьд NH 3 (г) + HCl (г) = NH 4 Cl (tv), мэдэх үү? H o 6 p (NH 3) = -46 кЖ/моль, ? H o 6 p (HCl) = -92 кЖ /моль ба?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 кЖ/моль бидэнд:
H = ?H o 6 p (NH 4 Cl) – ?H o 6 p (NH 3) – ?H o 6 p (HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 кЖ.
Хэрэв? Н< 0 бол урвал нь экзотермик болно. Хэрэв? Н> 0 бол урвал нь эндотермик болно.
ХуульХэсс: Урвалын стандарт энтальпи нь урвалд орох бодис ба бүтээгдэхүүний стандарт энтальпээс хамаардаг ба урвалын замаас хамаардаггүй.
Аяндаа үүсэх үйл явц нь зөвхөн экзотермик биш, өөрөөр хэлбэл эрчим хүчний бууралттай процесс байж болно (?Н< 0), гэхдээ эндотермик процессууд, өөрөөр хэлбэл энерги нэмэгдэж буй процессууд байж болно (?Н> 0). Эдгээр бүх үйл явцад системийн "эмх замбараагүй байдал" нэмэгддэг.
ЭнтропиС - системийн эмгэгийн зэргийг тодорхойлдог физик хэмжигдэхүүн. S – стандарт энтропи, ?S – стандарт энтропийн өөрчлөлт. Хэрэв?S > 0 бол AS бол эмх замбараагүй байдал нэмэгдэнэ< 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S >0. Бөөмийн тоо багасах процессын хувьд ?С< 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:
CaO(хатуу) + H 2 O(l) = Ca(OH) 2 (хатуу), ?S< 0;
CaCO 3 (tv) = CaO (tv) + CO 2 (g), ?S > 0.
Эрчим хүч ялгарах үед процессууд аяндаа явагддаг, өөрөөр хэлбэл аль нь вэ? Н< 0, энтропи нэмэгдэх тусам, өөрөөр хэлбэл аль нь? S > 0. Хоёр хүчин зүйлийг харгалзан үзэх нь дараах илэрхийлэлд хүргэдэг. Гиббсийн энерги: G = H - TSэсвэл? G = ?H – T?S.Гиббсийн энерги буурах урвалууд, өөрөөр хэлбэл ?Г< 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G >0, аяндаа явж болохгүй. Нөхцөл?G = 0 нь бүтээгдэхүүн ба урвалжуудын хооронд тэнцвэрт байдал тогтсон гэсэн үг юм.
Бага температурт үед үнэ цэнэ Ттэгтэй ойролцоо, зөвхөн экзотермик урвал явагддаг Т?С– бага ба?G = ? Н< 0. Өндөр температурт утгууд Т?Сагуу, мөн, хэмжээг үл тоомсорлож байна уу? Н,бидэнд байна?G = – Т?С,өөрөөр хэлбэл энтропи нэмэгдэж буй процессууд аяндаа явагдах бөгөөд үүний хувьд?S > 0, a?G< 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.
Тодорхой урвалын AG-ийн утгыг дараах томъёогоор тодорхойлж болно.
G = ?С arr (бүтээгдэхүүн) – ?G o b p (урвалж).
Энэ тохиолдолд ?G o br-ийн утгууд, түүнчлэн? Н арр.ба?Олон тооны бодисын хувьд S o br-ийг тусгай хүснэгтэд үзүүлэв.
4.2. Химийн кинетик
Химийн урвалын хурд(v) нь нэгж хугацаанд урвалд орох бодисын молийн концентрацийн өөрчлөлтөөр тодорхойлогдоно.
Хаана v– урвалын хурд, s – урвалжийн молийн концентраци, т- цаг.
Химийн урвалын хурд нь урвалжуудын шинж чанар, урвалын нөхцлөөс (температур, концентраци, катализатор байгаа эсэх гэх мэт) хамаарна.
Төвлөрлийн нөлөө. INЭнгийн урвалын хувьд урвалын хурд нь тэдгээрийн стехиометрийн коэффициенттэй тэнцүү хүчин чадлаар авсан урвалжуудын концентрацийн бүтээгдэхүүнтэй пропорциональ байна.
Урвалын хувьд
Энд 1 ба 2 нь урагшлах ба урвуу урвалын чиглэлүүд юм.
v 1 = k 1 ? [A] м? [B]n ба
v 2 = k 2 ? [C]p? [D]q
Хаана v- урвалын хурд, к– хурдны тогтмол, [A] – А бодисын молийн концентраци.
Урвалын молекул чанар- урвалын энгийн үйлдэлд оролцох молекулуудын тоо. Энгийн урвалын хувьд, жишээлбэл: мА + нБ> рс + qD,молекул чанар нь коэффициентүүдийн нийлбэртэй тэнцүү байна (m + n).Урвал нь нэг молекул, хоёр молекул, ховор гурван молекул байж болно. Өндөр молекул жинтэй урвал явагдахгүй.
Урвалын дараалалхимийн урвалын хурдыг туршилтын илэрхийлэл дэх концентрацийн зэрэглэлийн илтгэгчийн нийлбэртэй тэнцүү байна. Тиймээс нарийн төвөгтэй урвалын хувьд
mA + nB > рС + qDурвалын хурдны туршилтын илэрхийлэл нь
v 1 = k 1? [A]? ? [IN]? урвалын дараалал нь (? + ?). Хаана? Тэгээд? туршилтаар олдсон бөгөөд давхцахгүй байж болно мТэгээд nҮүний дагуу нарийн төвөгтэй урвалын тэгшитгэл нь хэд хэдэн энгийн урвалын үр дүн юм.
Температурын нөлөө.Урвалын хурд нь молекулуудын хоорондох үр дүнтэй мөргөлдөөний тооноос хамаарна. Температурын өсөлт нь идэвхтэй молекулуудын тоог нэмэгдүүлж, хариу үйлдэл хийхэд шаардлагатай энергийг өгдөг. идэвхжүүлэх энерги E үйлдэл хийж, химийн урвалын хурдыг нэмэгдүүлдэг.
Вант Хоффын дүрэм.Температур 10 градусаар нэмэгдэхэд урвалын хурд 2-4 дахин нэмэгддэг. Математикийн хувьд үүнийг дараах байдлаар бичдэг.
v 2 = v 1 ? ?(t 2 – t 1)/10
Энд v 1 ба v 2 нь эхний (t 1) ба эцсийн (t 2) температур дахь урвалын хурд, ? – урвалын хурдны температурын коэффициент бөгөөд энэ нь температурыг 10 ° -аар нэмэгдүүлэхэд урвалын хурд хэдэн удаа нэмэгдэж байгааг харуулдаг.
Илүү нарийвчлалтай, урвалын хурд нь температураас хамаарах хамаарлыг илэрхийлдэг Аррениусын тэгшитгэл:
k = A? д - E/(RT)
Хаана к- хурдны тогтмол, А– температураас хамааралгүй тогтмол, e = 2.71828, Э- идэвхжүүлэх энерги; R = 8.314 Ж/(К? моль) – хийн тогтмол; Т- температур (K). Температурын өсөлт, идэвхжүүлэлтийн энерги буурах тусам хурдны тогтмол хэмжээ нэмэгдэж байгааг харж болно.
4.3. Химийн тэнцвэрт байдал
Системийн төлөв байдал цаг хугацааны явцад өөрчлөгдөхгүй бол тэнцвэрт байдалд байна. Урагш ба урвуу урвалын хурдны тэгш байдал нь системийн тэнцвэрийг хадгалах нөхцөл юм.
Урвуу урвалын жишээ бол урвал юм
N 2 + 3H 2 - 2NH 3.
Массын үйл ажиллагааны хууль:урвалын бүтээгдэхүүний концентрацийн үржвэрийг эхлэлийн бодисын концентрацийн бүтээгдэхүүнд харьцуулсан харьцаа (бүх концентрацийг тэдгээрийн стехиометрийн коэффициенттэй тэнцүү хэмжээгээр зааж өгсөн) тогтмол гэж нэрлэдэг. тэнцвэрийн тогтмол.
Тэнцвэрийн тогтмол нь урагшлах урвалын явцын хэмжүүр юм.
K = O - шууд хариу үйлдэл үзүүлэхгүй;
K =? – шууд хариу үйлдэл дуусна;
K > 1 - тэнцвэр баруун тийш шилжсэн;
TO< 1 - тэнцвэр зүүн тийш шилжсэн.
Урвалын тэнцвэрийн тогтмол TOнь ижил урвалын стандарт Гиббсийн энергийн өөрчлөлтийн хэмжээтэй холбоотой?G:
G= – RT ln К,эсвэл?G = -2.3RT lg К,эсвэл K= 10 -0.435?Г/RT
Хэрэв K > 1, дараа нь lg К> 0 ба?Г< 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.
Хэрэв TO< 1, дараа нь lg К < 0 и?G >0, өөрөөр хэлбэл тэнцвэр зүүн тийш шилжсэн бол урвал аяндаа баруун тийшээ явахгүй.
Тэнцвэрийн шилжилтийн хууль:Хэрэв тэнцвэрт байдалд байгаа системд гадны нөлөөлөл үзүүлэх юм бол тухайн системд гадны нөлөөллийг эсэргүүцэх үйл явц үүсдэг.
5. Редокс урвалууд
Редокс урвалууд- элементүүдийн исэлдэлтийн төлөв өөрчлөгдөхөд тохиолддог урвалууд.
Исэлдэлт- электрон хандивлах үйл явц.
Сэргээх– электрон нэмэх үйл явц.
Исэлдүүлэгч– электрон хүлээн авдаг атом, молекул, ион.
Бууруулах бодис– электрон бэлэглэдэг атом, молекул, ион.
Электроныг хүлээн авах исэлдүүлэгч бодисууд нь багасгасан хэлбэрт ордог.
F 2 [ойролцоогоор. ] + 2e > 2F? [сэргээгдсэн].
Электроноос татгалзаж, бууруулагчид исэлдсэн хэлбэрт ордог.
Na 0 [сэргээх ] – 1e > Na + [ойролцоогоор].
Исэлдсэн болон бууруулсан хэлбэрийн хоорондох тэнцвэрт байдал нь тодорхойлогддог Нернстийн тэгшитгэлРедокс боломжийн хувьд:
Хаана E 0– исэлдэлтийн потенциалын стандарт утга; n- шилжүүлсэн электронуудын тоо; [сэргээгдсэн ] ба [ойролцоогоор. ] нь бууруулсан болон исэлдсэн хэлбэрийн нэгдлийн молийн концентраци юм.
Стандарт электродын потенциалын утгууд E 0Хүснэгтэд өгөгдсөн бөгөөд нэгдлүүдийн исэлдүүлэх, багасгах шинж чанарыг тодорхойлдог: илүү эерэг утгатай E 0,исэлдүүлэх шинж чанар нь хүчтэй байх тусмаа сөрөг утгатай байна E 0,нөхөн сэргээх шинж чанар нь илүү хүчтэй болно.
Жишээлбэл, F 2 + 2e - 2F-ийн хувьд? E 0 = 2.87 вольт, Na + + 1e-ийн хувьд - Na 0 E 0 =-2.71 вольт (бууруулах урвалын хувьд процессыг үргэлж бүртгэдэг).
Редокс урвал нь исэлдэлт ба бууралт гэсэн хоёр хагас урвалын нэгдэл бөгөөд цахилгаан хөдөлгөгч хүчээр тодорхойлогддог (EMF) ? E 0:?E 0= ?E 0 зүгээр – ?E 0 сэргээх, Хаана E 0 зүгээрТэгээд? E 0 сэргээх– энэ урвалын исэлдүүлэгч ба бууруулагчийн стандарт потенциал.
E.m.f. хариу үйлдэл? E 0Гиббсийн чөлөөт энерги?G-ийн өөрчлөлт ба урвалын тэнцвэрийн тогтмолтай холбоотой ХҮҮ:
?G = –nF?E 0эсвэл? E = (RT/nF) ln К.
E.m.f. стандарт бус концентраци дахь урвал? Этэнцүү: ? E =?E 0 – (RT/nF) ? Ig Кэсвэл? E =?E 0 -(0,059/n)lg К.
Тэнцвэрийн хувьд?G = 0 ба?E = 0 бол хаанаас үүссэн бэ? E =(0.059/n)lg КТэгээд K = 10 n?E/0.059 .
Урвал аяндаа явагдахын тулд дараах харилцааг хангасан байх ёстой: ?Г< 0 или K >> 1, аль нөхцөл тохирох вэ? E 0> 0. Иймд өгөгдсөн исэлдэлтийн урвалын боломжийг тодорхойлохын тулд утгыг тооцох шаардлагатай юу? E 0.Хэрэв? E 0 > 0 бол урвал явагдаж байна. Хэрэв? E 0< 0, хариу алга.
Химийн гүйдлийн эх үүсвэрүүдГалваник эсүүд– химийн урвалын энергийг цахилгаан энерги болгон хувиргах төхөөрөмж.
Даниелийн гальваник эснь ZnSO 4 ба CuSO 4 -ийн уусмалд дүрсэн цайр ба зэс электродуудаас бүрдэнэ. Электролитийн уусмалууд нь сүвэрхэг хуваалтаар холбогддог. Энэ тохиолдолд цайрын электрод дээр исэлдэлт үүснэ: Zn > Zn 2+ + 2e, бууралт нь зэс электрод дээр явагдана: Cu 2+ + 2e > Cu. Ерөнхийдөө урвал нь: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.
Анод– исэлдэлт явагддаг электрод. катод– бууралт явагдаж буй электрод. Гальваник эсүүдэд анод нь сөрөг, катод нь эерэг цэнэгтэй байдаг. Элементийн диаграмм дээр металл ба зуурмагийг босоо шугамаар тусгаарлаж, хоёр зуурмагийг давхар босоо шугамаар тусгаарлана.
Тэгэхээр Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu урвалын хувьд гальван элементийн хэлхээний диаграммыг бичнэ: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).
Урвалын цахилгаан хөдөлгөгч хүч (EMF) вэ? E 0 = E 0 ok – E 0 сэргээх= E 0(Cu 2+ /Cu) – E 0(Zn 2+ /Zn) = 0.34 – (-0.76) = 1.10 V. Алдагдлаас болж элементийн үүсгэсэн хүчдэл бага зэрэг бага байх вэ? E 0.Хэрэв уусмалын концентраци нь стандарт хэмжээнээс ялгаатай бол 1 моль/л-тэй тэнцүү байна E 0 зүгээрТэгээд E 0 сэргээхНерстийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолж, дараа нь emf-ийг тооцоолно. харгалзах гальваник эс.
Хуурай элементцайрын их бие, цардуул эсвэл гурилтай NH 4 Cl зуурмаг, бал чулуутай MnO 2 хольц, бал чулуу электродоос бүрдэнэ. Ашиглалтын явцад дараах урвал явагдана: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.
Элементийн диаграм: (-)Zn | NH4Cl | MnO 2 , C(+). E.m.f. элемент - 1.5 В.
Батерей.Хар тугалганы батерей нь 30% хүхрийн хүчлийн уусмалд дүрж, уусдаггүй PbSO 4 давхаргаар бүрсэн хоёр хар тугалганы хавтангаас бүрдэнэ. Зайг цэнэглэх үед электродууд дээр дараах процессууд явагдана.
PbSO 4 (tv) + 2e > Pb (tv) + SO 4 2-
PbSO 4 (tv) + 2H 2 O > PbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e
Зайг цэнэггүй болгох үед электродууд дээр дараах процессууд явагдана.
Pb(tv) + SO 4 2- > PbSO 4 (tv) + 2e
PbO 2 (tv) + 4H + + SO 4 2- + 2e > PbSO 4 (tv) + 2H 2 O
Нийт хариу урвалыг дараах байдлаар бичиж болно.
Батерейг ажиллуулахын тулд батерейг тогтмол цэнэглэж, хүхрийн хүчлийн концентрацийг хянах шаардлагатай бөгөөд энэ нь батерейг ажиллуулах явцад бага зэрэг буурч болно.
6. Шийдэл
6.1. Уусмалын концентраци
Уусмал дахь бодисын массын хувь w ууссан бодисын массыг уусмалын масстай харьцуулсан харьцаатай тэнцүү: w = м ус / м уусмалэсвэл w = m in-va /(V ? ?), учир нь m шийдэл = V p-pa ? ?р-ра.
Молийн концентраци -тай ууссан бодисын молийн тоог уусмалын эзэлхүүнтэй харьцуулсан харьцаатай тэнцүү байна. c = n(моль)/ В(l) эсвэл c = м/(М? V(л )).
Эквивалентийн молийн концентраци (хэвийн буюу эквивалент концентраци) eнь ууссан бодисын эквивалентийн тоог уусмалын эзэлхүүнтэй харьцуулсан харьцаатай тэнцүү байна. e = n-тэй(моль экв.)/ В(l) эсвэл e = m/(M e? V(l))-тай.
6.2. Электролитийн диссоциаци
Электролитийн диссоциаци- туйлын уусгагч молекулын нөлөөн дор электролитийг катион ба анион болгон задлах.
Диссоциацийн зэрэг?– диссоциацлагдсан молекулуудын концентрацийг (дисстэй) ууссан молекулуудын нийт концентрацид (эзлэхүүнтэй) харьцуулсан харьцаа: ? = diss / with ob.
Электролитуудыг хувааж болно хүчтэй(? ~ 1) ба сул.
Хүчтэй электролитууд(тэдний хувьд? ~ 1) - усанд уусдаг давс ба суурь, түүнчлэн зарим хүчил: HNO 3, HCl, H 2 SO 4, HI, HBr, HClO 4 болон бусад.
Сул электролит(тэдэнд?<< 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.
Ионы урвалын тэгшитгэл. INИоны урвалын тэгшитгэлд хүчтэй электролитийг ион хэлбэрээр, сул электролит, муу уусдаг бодис, хийг молекул хэлбэрээр бичдэг. Жишээлбэл:
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 ^
Ионуудын хоорондын урвалбага ион үүсгэдэг бодис үүсэх, өөрөөр хэлбэл сул электролит эсвэл бага уусдаг бодис руу шилжих.
6.3. Сул электролитийн диссоциаци
Сул электролит, жишээлбэл цууны хүчлийн уусмал дахь ион ба молекулуудын хоорондын тэнцвэрт байдалд массын үйл ажиллагааны хуулийг хэрэгжүүлье.
CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+
Диссоциацийн урвалын тэнцвэрийн тогтмолуудыг нэрлэнэ диссоциацийн тогтмолууд.Диссоциацийн тогтмолууд нь сул электролитийн диссоциацийг тодорхойлдог: тогтмол бага байх тусам сул электролитийн диссоциаци бага байх тусам сул байна.
Олон суурьт хүчлүүд нь үе шаттайгаар хуваагддаг.
H 3 PO 4 - H + + H 2 PO 4?
Нийт диссоциацийн урвалын тэнцвэрийн тогтмол нь диссоциацийн үе шатуудын тогтмолуудын үржвэртэй тэнцүү байна.
N 3 PO 4 - ZN + + PO 4 3-
Оствальд шингэрүүлэлтийн хууль:сул электролитийн диссоциацийн зэрэг (a) түүний концентрацийг бууруулж, өөрөөр хэлбэл шингэлэх тусам нэмэгддэг.
Сул электролитийн задралд нийтлэг ионы үзүүлэх нөлөө:нийтлэг ион нэмэх нь сул электролитийн диссоциацийг бууруулдаг. Тиймээс сул электролитийн уусмалд CH 3 COOH нэмэх үед
CH 3 COOH - CH 3 COO? +H+?<< 1
CH 3 COOH-д нийтлэг ион агуулсан хүчтэй электролит, өөрөөр хэлбэл ацетат ион, жишээ нь CH 3 COONa
CH 3 COOna - CH 3 COO? + Үгүй +? = 1
ацетат ионы концентраци нэмэгдэж, CH 3 COOH диссоциацийн тэнцвэрт байдал зүүн тийш шилждэг, өөрөөр хэлбэл хүчиллэг диссоциаци буурдаг.
6.4. Хүчтэй электролитийн диссоциаци
Ионы идэвхжил А - ионы концентраци, түүний шинж чанарт илэрдэг.
Үйл ажиллагааны хүчин зүйле- ионы үйл ажиллагааны харьцаа Аанхаарлаа төвлөрүүлэхийн тулд: е= a/cэсвэл А = fc.
Хэрэв f = 1 бол ионууд чөлөөтэй бөгөөд бие биетэйгээ харьцдаггүй. Энэ нь маш шингэрүүлсэн уусмал, сул электролитийн уусмал гэх мэт тохиолддог.
Хэрэв f< 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.
Ашиглалтын коэффициент нь I уусмалын ионы хүчээс хамаарна: ионы хүч өндөр байх тусам идэвхжилийн коэффициент бага байна.
Уусмалын ионы хүч I төлбөрөөс хамаарна z ба ионуудын концентраци:
би = 0.52?с z2.
Үйл ажиллагааны коэффициент нь ионы цэнэгээс хамаарна: ионы цэнэг их байх тусам идэвхжилийн коэффициент бага байна. Математикийн хувьд үйл ажиллагааны коэффициентийн хамаарал еионы хүч дээр Iба ионы цэнэг z Debye-Hückel томъёог ашиглан бичсэн:
Ионы үйл ажиллагааны коэффициентийг дараах хүснэгтээр тодорхойлж болно.
6.5 Усны ионы бүтээгдэхүүн. рН-ийн утга
Сул электролит болох ус задарч H+ ба OH? ионуудыг үүсгэдэг. Эдгээр ионууд нь усжуулсан, өөрөөр хэлбэл хэд хэдэн усны молекулуудтай холбогддог боловч энгийн байх үүднээс тэдгээрийг усгүй хэлбэрээр бичсэн байдаг.
H 2 O - H + + OH?.
Массын үйл ажиллагааны хуульд үндэслэн энэхүү тэнцвэрт байдалд:
Усны молекулуудын концентраци [H 2 O], өөрөөр хэлбэл 1 литр ус дахь мольуудын тоог тогтмол гэж үзэж болно [H 2 O] = 1000 г/л: 18 г/моль = 55.6 моль/л. Эндээс:
TO[H 2 O] = TO(H 2 O ) = [H + ] = 10 -14 (22 ° C).
Усны ионы бүтээгдэхүүн– [H + ] ба – концентрацийн бүтээгдэхүүн нь тогтмол температурт тогтмол утга бөгөөд 22°С-т 10 -14-тэй тэнцүү байна.
Усны ионы бүтээгдэхүүн нь температур нэмэгдэх тусам нэмэгддэг.
рН-ийн утга– устөрөгчийн ионы концентрацийн сөрөг логарифм: pH = – log. Үүнтэй адилаар: pOH = – log.
Усны ионы бүтээгдэхүүний логарифмыг авч үзвэл: рН + pHOH = 14.
РН-ийн утга нь орчны урвалыг тодорхойлдог.
Хэрэв рН = 7 бол [H + ] = нь саармаг орчин болно.
Хэрэв рН< 7, то [Н + ] >- хүчиллэг орчин.
Хэрэв рН > 7 бол [H +]< – щелочная среда.
6.6. Буферийн шийдэл
Буфер уусмалууд нь устөрөгчийн ионуудын тодорхой концентрацитай уусмал юм. Эдгээр уусмалын рН нь шингэрүүлсэн үед өөрчлөгддөггүй, хүчил, шүлтийг бага хэмжээгээр нэмэхэд бага зэрэг өөрчлөгддөг.
I. Сул хүчлийн HA-ийн уусмал, концентраци нь хүчилээс, түүний давс нь хүчтэй суурьтай BA, концентраци нь давсаас. Жишээлбэл, ацетат буфер нь цууны хүчил ба натрийн ацетат: CH 3 COOH + CHgCOONa уусмал юм.
рН = pK хүчиллэг + лог(давс/с исгэлэн).
II. BOH сул суурийн уусмал, концентраци нь үндсэнээс, түүний давс нь хүчтэй хүчилтэй BA, концентраци нь давсаас. Жишээлбэл, аммиакийн буфер нь аммонийн гидроксид ба аммонийн хлоридын NH 4 OH + NH 4 Cl-ийн уусмал юм.
рН = 14 – рК суурь – лог (давстай/суурьтай).
6.7. Давсны гидролиз
Давсны гидролиз– давсны ионуудын устай харилцан үйлчлэлцэж сул электролит үүсгэдэг.
Гидролизийн урвалын тэгшитгэлийн жишээ.
I. Давс нь хүчтэй суурь ба сул хүчлээс үүсдэг.
Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHCO 3 + NaOH
2Na + + CO 3 2- + H 2 O - 2Na + + HCO 3 ? +Өө?
CO 3 2- + H 2 O - HCO 3 ? + OH?, рН > 7, шүлтлэг орчин.
Хоёр дахь шатанд гидролиз бараг тохиолддоггүй.
II. Давс нь сул суурь ба хүчтэй хүчилээс үүсдэг.
AlCl 3 + H 2 O - (AlOH)Cl 2 + HCl
Аль 3+ + 3Cl? + H 2 O - AlOH 2+ + 2Cl? + H + + Cl?
Al 3+ + H 2 O - AlOH 2+ + H +, рН< 7.
Хоёр дахь үе шатанд гидролиз бага тохиолддог, гурав дахь шатанд гидролиз бараг байдаггүй.
III. Давс нь хүчтэй суурь ба хүчтэй хүчилээс үүсдэг.
K + + ҮГҮЙ 3? + H 2 O? гидролиз байхгүй, рН? 7.
IV. Давс нь сул суурь ба сул хүчлээс үүсдэг.
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, рН = 7.
Зарим тохиолдолд давс нь маш сул суурь ба хүчлээр үүссэн үед бүрэн гидролиз үүсдэг. Ийм давсны уусах чадварын хүснэгтэд "усаар задардаг" гэсэн тэмдэглэгээ байдаг.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 v + 3H 2 S^
Солилцооны урвалд бүрэн гидролиз хийх боломжийг анхаарч үзэх хэрэгтэй.
Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^
Гидролизийн зэрэгh – гидролиз болсон молекулуудын концентрацийг ууссан молекулуудын нийт концентрацид харьцуулсан харьцаа.
Хүчтэй суурь ба сул хүчлээс үүссэн давсны хувьд:
= chрOH = – лог, рН = 14 – рOH.
Илэрхийлэлээс харахад гидролизийн зэрэг болно h(жишээлбэл, гидролиз) нэмэгддэг:
a) температур нэмэгдэж, K(H 2 O) нэмэгдэх тусам;
б) давс үүсгэдэг хүчлийн диссоциацийн бууралтаар: хүчил сул байх тусам гидролиз их байх болно;
в) шингэрүүлэлтээр: c бага байх тусам гидролиз их болно.
Сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давсны хувьд
[H + ] = chрН = – бүртгэл.
Сул суурь ба сул хүчлээс үүссэн давсны хувьд
6.8. Хүчил ба суурийн протолитийн онол
Протолиз- протон дамжуулах үйл явц.
Протолитууд– протоныг өгч, хүлээн авдаг хүчил ба суурь.
Хүчил- протон өгөх чадвартай молекул эсвэл ион. Хүчил бүр нь тохирох коньюгат суурьтай байдаг. Хүчиллэгийн хүч нь хүчлийн тогтмолоор тодорхойлогддог К к.
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
Суурь- протоныг хүлээн авах молекул эсвэл ион. Суурь бүр нь харгалзах коньюгат хүчилтэй байдаг. Суурийн бат бэх нь суурь тогтмолоор тодорхойлогддог K 0.
NH3? H 2 O (H 2 O) - NH 4 + + OH?
K 0 = 1,8 ?10 -5
Амфолитууд- протоныг ялгаруулж, олж авах чадвартай протолитууд.
HCO3? + H 2 O - H 3 O + + CO 3 2-
HCO3? - хүчил.
HCO3? + H 2 O - H 2 CO 3 + OH?
HCO3? - суурь.
Усны хувьд: H 2 O+ H 2 O - H 3 O + + OH?
K(H 2 O) = [H 3 O + ] = 10 -14 ба рН = – лог.
Тогтмолууд К кТэгээд K 0коньюгат хүчил ба суурь нь хоорондоо холбоотой байдаг.
HA + H 2 O - H 3 O + + A?,
А? + H 2 O - HA + OH?,
7. Уусах чадварын тогтмол. Уусах чадвар
Уусмал ба тунадасаас бүрдэх системд хоёр үйл явц явагддаг - тунадасыг уусгах ба хур тунадас. Эдгээр хоёр үйл явцын хувь тэнцүү байх нь тэнцвэрт байдлын нөхцөл юм.
Ханасан уусмал– тунадастай тэнцвэртэй байгаа уусмал.
Тунадас ба уусмалын хоорондох тэнцвэрт байдалд хамаарах массын үйл ажиллагааны хууль нь:
Учир нь = const,
TO = K s (AgCl) = .
Ерөнхийдөө бидэнд байна:
А мБ n(ТВ) - мА +n+nБ -м
K s (А мБ n)= [А +n ] м[IN -м ] n .
Уусах чадварын тогтмолК с(эсвэл уусах чадварын бүтээгдэхүүн PR) - бага зэрэг уусдаг электролитийн ханасан уусмал дахь ионы концентрацийн бүтээгдэхүүн - тогтмол утга бөгөөд зөвхөн температураас хамаарна.
Бага уусдаг бодисын уусах чадвар с литр тутамд мэнгэээр илэрхийлж болно. Хэмжээнээс хамаарч сбодисыг муу уусдаг - s гэж хувааж болно< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? с? 10 -2 моль/л, уусдаг с>10 -2 моль/л.
Нэгдлүүдийн уусах чадвар нь тэдгээрийн уусах бүтээгдэхүүнтэй холбоотой байдаг.
Хур тунадас үүсэх, тунадас уусах нөхцөл AgCl-ийн хувьд: AgCl - Ag + + Cl?
К с= :
a) тунадас ба уусмалын тэнцвэрийн нөхцөл: = Ks.
б) хуримтлуулах нөхцөл: > K s;хур тунадасны үед ионы концентраци тэнцвэрт байдал үүсэх хүртэл буурдаг;
в) тунадас уусах нөхцөл эсвэл ханасан уусмал байгаа эсэх:< K s;Тунадас уусах тусам ионы концентраци тэнцвэрт байдал үүсэх хүртэл нэмэгддэг.
8. Зохицуулах нэгдлүүд
Зохицуулалтын (цогцолбор) нэгдлүүд нь донор-хүлээн авагчийн холбоо бүхий нэгдлүүд юм.
K 3-ийн хувьд:
гадна бөмбөрцгийн ионууд - 3K +,
дотоод бөмбөрцөг ион - 3-,
нарийн төвөгтэй бодис - Fe 3+,
лигандууд - 6CN?, тэдгээрийн шүд - 1,
зохицуулалтын дугаар - 6.
Комплекс үүсгэгч бодисуудын жишээ: Ag +, Cu 2+, Hg 2+, Zn 2+, Ni 2+, Fe 3+, Pt 4+ гэх мэт.
Лигандын жишээ: туйлын молекулууд H 2 O, NH 3, CO ба анионууд CN?, Cl?, OH? гэх мэт.
Зохицуулалтын тоо: ихэвчлэн 4 эсвэл 6, бага ихэвчлэн 2, 3 гэх мэт.
Нэршил.Анионыг эхлээд (нэрлэсэн тохиолдолд), дараа нь катионыг (генитив тохиолдолд) нэрлэнэ. Зарим лигандын нэрс: NH 3 - ammin, H 2 O - aquo, CN? - Циано, Кл? - хлоро, өө? - гидроксо. Зохицуулах тооны нэрс: 2 – ди, 3 – гурав, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Комплекс үүсгэгчийн исэлдэлтийн төлөвийг дараах байдлаар харуулав.
Cl-диамминмөнгө(I) хлорид;
SO 4 – тетраммин зэс (II) сульфат;
K 3 - калийн гексацианоферрат (III).
Химийнхолболт.Валентын бондын онол нь төв атомын орбиталуудын эрлийзжилтийг авч үздэг. Үүссэн эрлийз орбиталуудын байршил нь цогцолборуудын геометрийг тодорхойлдог.
Диа соронзон комплекс ион Fe(CN) 6 4-.
Цианидын ион - донор
Төмрийн ион Fe 2+ – хүлээн авагч нь томьёотой 3d 6 4s 0 4p 0. Цогцолборын диамагнит шинж чанар (бүх электронууд хосолсон) ба зохицуулалтын дугаар (6 чөлөөт орбиталь шаардлагатай) зэргийг харгалзан бид d 2 sp 3-гибридизаци:
Энэхүү цогцолбор нь диамагнит, бага эргэлттэй, тойрог доторх, тогтвортой (гадаад электрон ашигладаггүй), октаэдр ( d 2 sp 3- эрлийзжүүлэх).
Парамагнет комплекс ион FeF 6 3-.
Фторын ион нь донор юм.
Төмрийн ион Fe 3+ – хүлээн авагч нь томьёотой 3d 5 4s 0 4p 0 .Цогцолборын парамагнит чанар (электронуудыг холбосон) ба зохицуулалтын тоог (6 чөлөөт орбиталь шаардлагатай) харгалзан үзвэл бид байна. sp 3 d 2-гибридизаци:
Цогцолбор нь парамагнит, өндөр эргэлттэй, гадна-орбиталь, тогтворгүй (гадна 4d тойрог замд ашиглагддаг), октаэдр ( sp 3 d 2- эрлийзжүүлэх).
Зохицуулах нэгдлүүдийн диссоциаци.Уусмал дахь зохицуулалтын нэгдлүүд нь дотоод болон гадаад бөмбөрцгийн ионуудад бүрэн задардаг.
NO 3 > Ag(NH 3) 2 + + NO 3 ?, ? = 1.
Дотоод бөмбөрцгийн ионууд, өөрөөр хэлбэл, нарийн төвөгтэй ионууд нь сул электролит шиг металлын ионууд болон лигандуудад хуваагддаг.
Хаана К 1 , TO 2 , TO 1 _ 2 тогтворгүй байдлын тогтмол гэж нэрлэдэгба цогцолборуудын диссоциацийг тодорхойлдог: тогтворгүй байдлын тогтмол нь бага байх тусам цогцолборын диссоциаци бага байх тусам илүү тогтвортой байдаг.
Хими бол бодис, тэдгээрийн бие бие рүүгээ хувирах шинжлэх ухаан юм.
Бодис нь химийн цэвэр бодис юм
Химийн цэвэр бодис гэдэг нь ижил чанарын болон тоон найрлагатай, ижил бүтэцтэй молекулуудын цуглуулга юм.
CH 3 -O-CH 3 -
CH 3 -CH 2 -OH
Молекул - бүх химийн шинж чанартай бодисын хамгийн жижиг хэсгүүд; молекул нь атомуудаас тогтдог.
Атом гэдэг нь химийн хувьд хуваагдашгүй бөөмс бөгөөд үүнээс молекулууд үүсдэг. (Эрхэм хийн хувьд молекул ба атом нь ижил, He, Ar)
Атом гэдэг нь эерэг цэнэгтэй цөмөөс бүрдэх цахилгаан саармаг бөөмс бөгөөд түүний эргэн тойронд сөрөг цэнэгтэй электронууд нь хатуу тодорхойлсон хуулиудын дагуу тархсан байдаг. Түүнээс гадна электронуудын нийт цэнэг нь цөмийн цэнэгтэй тэнцүү байна.
Атомын цөм нь ямар ч цэнэггүй эерэг цэнэгтэй протон (p) ба нейтроноос (n) тогтдог. Нейтрон ба протоны нийтлэг нэр нь нуклон юм. Протон ба нейтроны масс бараг ижил байна.
Электронууд (e -) протоны цэнэгтэй тэнцэх сөрөг цэнэгтэй. e-ийн масс нь протон ба нейтроны массын ойролцоогоор 0.05% байна. Тиймээс атомын бүх масс түүний цөмд төвлөрдөг.
Цөмийн цэнэгтэй тэнцэх атом дахь p тоог серийн дугаар (Z) гэж нэрлэдэг, учир нь атом нь цахилгаан саармаг, e тоо нь p тоотой тэнцүү байна.
Атомын массын тоо (A) нь цөм дэх протон ба нейтронуудын нийлбэр юм. Үүний дагуу атом дахь нейтроны тоо нь A ба Z (атомын массын тоо ба атомын дугаар) хоорондын зөрүүтэй тэнцүү байна (N=A-Z).
17 35 Cl р=17, N=18, Z=17. 17р + , 18n 0 , 17е - .
Нуклонууд
Атомын химийн шинж чанарыг тэдгээрийн электрон бүтцээр (электронуудын тоо) тодорхойлдог бөгөөд энэ нь атомын тоо (цөмийн цэнэг) -тэй тэнцүү байна. Иймээс ижил цөмийн цэнэгтэй бүх атомууд химийн хувьд ижил төстэй байдлаар ажилладаг бөгөөд ижил химийн элементийн атомууд гэж тооцогддог.
Химийн элемент гэдэг нь ижил цөмийн цэнэгтэй атомуудын цуглуулга юм. (110 химийн элемент).
Ижил цөмийн цэнэгтэй атомууд нь массын тоогоор ялгаатай байж болох бөгөөд энэ нь тэдний цөм дэх өөр өөр тооны нейтронтой холбоотой байдаг.
Ижил Z боловч өөр өөр масстай атомуудыг изотоп гэж нэрлэдэг.
17 35 Кл 17 37 Кл
Устөрөгчийн H изотопууд:
Зориулалт: 1 1 N 1 2 D 1 3 T
Нэр: протиум дейтерий тритий
Үндсэн найрлага: 1р 1р+1н 1р+2н
Протиум ба дейтерий тогтвортой байна
Тритиум задрал (цацраг идэвхт) Устөрөгчийн бөмбөгөнд ашигладаг.
Атомын массын нэгж. Авогадрогийн дугаар. Мол.
Атом ба молекулуудын масс нь маш бага (ойролцоогоор 10-28-аас 10-24 гр); эдгээр массыг бодитоор харуулахын тулд өөрийн хэмжилтийн нэгжийг нэвтрүүлэх нь зүйтэй бөгөөд энэ нь тохиромжтой бөгөөд танил масштабтай болно.
Атомын масс нь бараг ижил масстай протон, нейтроноос бүрдэх цөмд төвлөрдөг тул нэг нуклонын массыг атомын массын нэгж болгон авах нь логик юм.
Цөмийн тэгш хэмтэй бүтэцтэй (6p+6n) нүүрстөрөгчийн изотопын арван хоёрны нэгийг атом, молекулын массын нэгж болгон авахаар тохиролцсон. Энэ нэгжийг атомын массын нэгж (аму) гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь тоон хувьд нэг нуклонын масстай тэнцүү юм. Энэ масштабаар атомын масс нь бүхэл тоон утгатай ойролцоо байна: He-4; Аль-27; Ra-226 a.u.m……
1 амугийн массыг граммаар тооцоолъё.
1/12 (12 С) 
= =1.66*10 -24 г/а.м
1г-д хэдэн аму агуулагддагийг тооцоолъё.
Н А = 6.02 *-Авогадрогийн тоо
Үр дүнгийн харьцааг Авогадрогийн тоо гэж нэрлэдэг бөгөөд 1 г-д хичнээн аму агуулагдаж байгааг харуулдаг.
Үелэх системд өгөгдсөн атомын массыг амугаар илэрхийлнэ
Молекулын масс нь амугаар илэрхийлэгдсэн молекулын масс бөгөөд тухайн молекулыг бүрдүүлэгч бүх атомын массын нийлбэрээр олддог.
m(1 молекул H 2 SO 4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.
Химид практикт хэрэглэгддэг амугаас 1 г хүртэл шилжүүлэхийн тулд бодисын хэмжээг тооцоолох хэсгийг нэвтрүүлсэн бөгөөд хэсэг бүр нь бүтцийн нэгжийн (атом, молекул, ион, электрон) N A тоог агуулсан байдаг. Энэ тохиолдолд граммаар илэрхийлсэн 1 моль гэж нэрлэгддэг ийм хэсгийн масс нь амугаар илэрхийлэгдсэн атом эсвэл молекулын масстай тоон хувьд тэнцүү байна.
1 моль H 2 SO 4-ийн массыг олъё.
M(1 моль H 2 SO 4)=
98a.u.m*1.66**6.02*=
Таны харж байгаагаар молекул ба молийн масс нь тоон хувьд тэнцүү байна.
1 мэнгэ– Авогадро тооны бүтцийн нэгж (атом, молекул, ион) агуулсан бодисын хэмжээ.
Молекул жин(М)- граммаар илэрхийлсэн 1 моль бодисын масс.
Бодисын хэмжээ - V (моль); бодисын масс m(г); молийн масс М(г/моль) - хамаарлаар хамааралтай: V=;
2H 2 O+ O 2 2H 2 O
2 мэнгэ 1 мэнгэ
2.Химийн үндсэн хуулиуд
Бодисын найрлагын тогтвортой байдлын хууль - химийн цэвэр бодис нь бэлтгэх аргаас үл хамааран үргэлж чанарын болон тоон найрлагатай байдаг.
CH3+2O2=CO2+2H2O
NaOH+HCl=NaCl+H2O
Тогтмол найрлагатай бодисыг дальтонит гэж нэрлэдэг. Үл хамаарах зүйл бол өөрчлөгдөөгүй найрлагатай бодисууд байдаг - бертолит (оксид, карбид, нитрид)
Масс хадгалагдах хууль (Ломоносов) - урвалд орж буй бодисын масс нь урвалын бүтээгдэхүүний масстай үргэлж тэнцүү байдаг. Үүнээс үзэхэд атомууд урвалын явцад алга болдоггүй бөгөөд үүсдэггүй, нэг бодисоос нөгөөд шилждэг. Энэ нь химийн урвалын тэгшитгэлийн коэффициентийг сонгох үндэс суурь бөгөөд тэгшитгэлийн зүүн ба баруун талд байгаа элемент бүрийн атомын тоо тэнцүү байх ёстой.
Эквивалентийн хууль - химийн урвалд бодисууд урвалд орж, түүнтэй тэнцүү хэмжээгээр үүсдэг (Нэг бодисыг хэдэн эквивалент хэрэглэж, яг ижил тооны эквивалентийг өөр бодис хэрэглэж эсвэл үүсгэдэг).
Эквивалент гэдэг нь урвалын явцад нэг моль Н атом (ион) нэмэх, солих, ялгаруулах бодисын хэмжээг хэлнэ.Грамаар илэрхийлсэн эквивалент массыг эквивалент масс (E) гэнэ.
Хийн тухай хууль
Далтоны хууль - хийн хольцын нийт даралт нь хийн хольцын бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн хэсэгчилсэн даралтын нийлбэртэй тэнцүү байна.
Авогадрогийн хууль: Ижил нөхцөлд ижил хэмжээтэй өөр өөр хий нь тэнцүү тооны молекулыг агуулна.
Үр дагавар: хэвийн нөхцөлд (t=0 градус буюу 273К ба P=1 атмосфер буюу 101255 Паскаль буюу 760 мм м.у.б. Кол.) аливаа хийн нэг моль V=22.4 литр эзэлдэг.
Нэг моль хий эзэлдэг V-г молийн эзэлхүүн Vm гэнэ.
Өгөгдсөн нөхцөлд хий (хийн хольц) ба Vm-ийн эзэлхүүнийг мэдэхийн тулд хий (хийн хольц) =V/Vm-ийн хэмжээг тооцоолоход хялбар байдаг.
Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл нь хийн хэмжээг олсон нөхцөлтэй нь холбодог. pV=(m/M)*RT= *RT
Энэ тэгшитгэлийг ашиглах үед бүх физик хэмжигдэхүүнийг SI-д илэрхийлэх ёстой: p-хийн даралт (паскаль), V-хийн эзэлхүүн (литр), m-хийн масс (кг), М-молийн масс (кг/моль), Т- үнэмлэхүй хуваарийн температур (K), хийн Nu-хэмжээ (моль), R-хийн тогтмол = 8.31 Ж/(моль*К).
D - нэг хийн нөгөөтэй харьцуулахад харьцангуй нягтрал - стандарт болгон сонгосон M хий ба M хийн харьцаа нь нэг хий нөгөөгөөсөө хэдэн удаа хүнд болохыг харуулдаг D = M1 / M2.
Холимог бодисын найрлагыг илэрхийлэх арга.
Массын фракц W - бодисын массыг нийт хольцын масстай харьцуулсан харьцаа W=((м хольц)/(м уусмал))*100%
Молийн фракц æ нь бодисын тоог бүх бодисын нийт тоонд харьцуулсан харьцаа юм. холимогт.
Байгалийн ихэнх химийн элементүүд нь янз бүрийн изотопуудын холимог хэлбэрээр байдаг; Молийн фракцаар илэрхийлэгдсэн химийн элементийн изотопын найрлагыг мэдэж, энэ элементийн атомын массын жигнэсэн дундаж утгыг тооцоолж, үүнийг ISHE болгон хувиргадаг. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, энд æi нь i-р изотопын моль хэсэг, Аi нь i-р изотопын атомын масс юм.
Эзлэхүүний фракц (φ) нь Vi-ийн бүх хольцын эзэлхүүний харьцаа юм. φi=Vi/VΣ
Хийн хольцын эзэлхүүний найрлагыг мэдэж, хийн хольцын Мавыг тооцоолно. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn
Химийн радикалууд нь нэгдлүүдийн хоорондын шилжилттэй холбоотой тодорхой шинж чанартай атомын бөөмс юм. Энэ нийтлэлд бид радикалуудын төлөөлөгчид, тэдгээрийн тодорхойлолт, шинж чанаруудтай танилцаж, тэдгээрийн төрөл зүйлийн олон янз байдалд анхаарлаа хандуулах болно.
Оршил
Химийн радикал гэдэг нь нэг нэгдлээс нөгөөд шилжих чадвартай атом эсвэл түүний бүлэг юм. Үүнтэй төстэй тодорхойлолтыг бүтээсэн A.L.Lavoisier ашигласан.
Лавуазьегийн хэлснээр хүчил бүр нь энгийн бөгөөд задрах боломжгүй хоёр бодис болох хүчилтөрөгч ба хүчиллэг радикалаас үүсдэг гэж үздэг. Энэ үзлийн дагуу хүхрийн хүчлийг хүчилтөрөгч, хүхэр үүсгэдэг гэж үздэг. Гэсэн хэдий ч тэр үед хүчиллэг ангидрид ба хүчил хоёрын ялгаа хараахан мэдэгдээгүй байв.
Онол бий болгох
Химийн радикалуудын онол нь 19-р зууны эхний хагаст химийн тэргүүлэх онолуудын нэг байв. Энэ нь химийн шинжлэх ухаанд хүчилтөрөгчийн атомын ач холбогдол, химийн найрлагын хоёрдмол хэлбэрийн тухай A.L.Lavoisier-ийн санаан дээр суурилдаг. холболтууд. Тэрээр "радикал" гэдэг үгийг нэр томьёоны нэгж болгон ашиглаж өөрийн бодлоо илэрхийлэв. Эдгээр нь органик болон органик бус хүчлүүдийн бүтцийн онцлогт нөлөөлсөн. Сүүлийнх нь түүний бодлоор хүчилтөрөгч ба энгийн радикалуудаас (1-р элементээс) үүссэн. Органик хүчил нь O 2 ба нийлмэл радикалуудын (С ба Н нэгдэл) харилцан үйлчлэлээр нэгдсэн бодис юм.
Цианоген ба зарим цианид ба хлоридын аналогийг олж илрүүлсний дараа нарийн төвөгтэй радикалуудын талаарх ойлголт сайжирч, бэхжсэн. Тэдгээрийг 1-р нэгдлээс 2-т шилжих явцад өөрчлөгддөггүй атомууд гэж тодорхойлж эхэлсэн. И.Барзелицус энэ үзлийг өөрийн эрх мэдэл бүхий санал бодлоор дэмжсэн. Эдгээр бодисыг ойлгох бас нэг чухал алхам бол дарсны спирт, эфирийг "эфир" гидрат гэж үзэх санал байв. Үүнтэй төстэй үзэл бодлыг Ж.Дюма, П.Булле нар хүлээн зөвшөөрсөн.
Химийн радикалууд нь шилжилтийн үед өөрчлөгддөггүй бодисууд юм. Тэднийг тайлбарлахын тулд бий болсон онолыг 1840-50-аад онд аажмаар төрлийн онолоор сольж эхэлсэн. Өөрчлөлт нь TR-ийн зөрүүтэй тодорхойлсон олон тооны хүчин зүйлүүдтэй холбоотой байв.
Организм ба радикалууд
Бие дэх чөлөөт радикалууд нь электронуудын гаднах бүрхүүлд байрладаг нэг буюу хэд хэдэн хосгүй электронтой бөөмс юм. Өөр нэг тодорхойлолт нь чөлөөт радикалыг бие даасан оршин тогтнох чадвартай молекул эсвэл атом гэж тодорхойлдог. Энэ нь тодорхой хэмжээний тогтвортой байдал, хосгүй төлөвт 1 - 2 электрон (e -) байдаг. Бөөмүүд e - нэг хэлбэрээр молекул эсвэл атомын тойрог замыг эзэлдэг. Радикалууд нь парамагнит шинж чанартай байдгаараа тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь электроны соронзон оронтой харилцан үйлчлэлээр тайлбарлагддаг. Хослогдоогүй хэлбэрээр e - байгаа нь урвалын идэвхийг мэдэгдэхүйц нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг тохиолдол байдаг.
Чөлөөт радикалуудын жишээ бол хүчилтөрөгчийн молекулууд (O 2), өөр өөр валенттай азотын исэл (NO ба NO 2), хлорын давхар исэл (ClO 2) юм.
Органик
Органик радикалууд нь хосгүй электрон болон цэнэгийн аль алинаар нь тодорхойлогддог ионы бөөмс юм. Ихэнхдээ органик химийн урвалын үед нэг электрон дамжуулалтаас болж радикал ионууд үүсдэг.
Хэрэв исэлдэлт нь нэг электрон хэлбэрээр явагдах бөгөөд электрон нягтрал ихтэй төвийг сахисан молекулд хэрэглэвэл энэ нь радикал катион үүсэхэд хүргэдэг. Төвийг сахисан молекулыг багасгах эсрэг үйл явц нь радикал анион үүсэхэд хүргэдэг.
Олон цөмийн бүлгээс хэд хэдэн үнэрт нүүрсустөрөгчид нь маш их хүчин чармайлтгүйгээр хоёр төрлийн радикал ион (органик) үүсгэж чаддаг.
Химийн чөлөөт радикалууд нь бүтэц, шинж чанараараа маш олон янз байдаг. Эдгээр нь янз бүрийн нэгтгэх төлөвт, жишээлбэл, шингэн эсвэл хий байж болно. Тэдний амьдрах хугацаа эсвэл хосгүй үлдсэн электронуудын тоо өөр байж болно. Уламжлал ёсоор, радикал бүрийг хоёр бүлгийн аль нэгэнд ангилж болно: -p- эсвэл s-электроник. Тэд хосгүй e - ийн байршлаар ялгаатай. Эхний тохиолдолд сөрөг бөөм нь зонхилох тохиолдлуудад 2p тойрог замд байр сууриа эзэлдэг. Атомын цөмүүдийн харгалзах эгнээ нь зангилааны тойрог замын хавтгайд байрладаг. S-бүлэгтэй хувилбарт электроныг нутагшуулах нь цахим тохиргоог бараг зөрчихгүй байхаар явагддаг.
Нүүрс устөрөгчийн радикалын тухай ойлголт
Нүүрс устөрөгчийн радикал нь молекулын функциональ бүлэгтэй холбоо үүсгэсэн атомын бүлэг юм. Тэдгээрийг мөн нүүрсустөрөгчийн үлдэгдэл гэж нэрлэдэг. Ихэнх тохиолдолд химийн үед. урвалын үед радикалууд нэг нэгдлээс нөгөөд шилжиж, өөрчлөгддөггүй. Гэсэн хэдий ч химийн судалгааны ийм объектууд нь хэд хэдэн функциональ бүлгүүдийг агуулж болно. Үүнийг ойлгох нь хүнийг радикалуудтай маш болгоомжтой харьцахыг шаарддаг. Ийм нэгдлүүд нь ихэвчлэн нүүрсустөрөгчийн үлдэгдэл агуулсан бодисуудыг агуулдаг. Радикал нь өөрөө функциональ бүлэг байж болно.
Алкил дахь үзэгдэл
Алкил радикалууд нь алкануудын тоосонцор болох олон тооны завсрын нэгдлүүд юм. Тэд үнэ төлбөргүй цахим сингуляртай. Жишээ нь метил (CH 3) ба этил (C 2 H 5) юм. Тэдгээрийн дотроос хэд хэдэн төрлийг ялгадаг: анхдагч (жишээлбэл, метил - ▪CH 3), хоёрдогч (изопропил - ▪CH(CH3) 2), гуравдагч (терт-бутил ▪C(CH3) 3) ба дөрөвдөгч (неопентил) - ▪CH 2 C(CH 3) 3) бүлэг алкил радикалууд.
Метилен дэх үзэгдэл
Метилен радикал нь карбений хамгийн энгийн хэлбэр юм. Энэ нь өнгөгүй хий хэлбэрээр илэрхийлэгддэг бөгөөд томъёо нь алкенуудын цуврал нүүрсустөрөгчтэй төстэй - CH 2. Метилен байдаг гэсэн таамаглалыг 20-р зууны 30-аад онд дэвшүүлсэн боловч няцаашгүй нотлох баримтыг зөвхөн 1959 онд олсон. Энэ нь спектрийн судалгааны аргын ачаар хийгдсэн юм.
Метилен үйлдвэрлэх нь диазометан эсвэл кетаны бодисыг ашиглах замаар боломжтой болсон. Тэд хэт ягаан туяаны цацрагийн нөлөөн дор задралд ордог. Энэ процессын явцад метилен, мөн азотын молекулууд, нүүрстөрөгчийн дутуу исэл үүсдэг.
Химийн радикал нь давхар холбоогүй нэг нүүрстөрөгчийн атомтай метилен молекул юм. Энэ нь метиленийг алкенуудаас ялгадаг тул карбен гэж ангилдаг. Энэ нь химийн хэт идэвхжилээр тодорхойлогддог. Электронуудын байрлал нь янз бүрийн химийн шинж чанар, геометрийг тодорхойлж чаддаг. Синглет (e - - хосолсон) ба гурвалсан (чөлөөт төлөвт электрон - хосгүй) хэлбэрүүд байдаг. Гурвалсан хэлбэр нь метиленийг дирадикал гэж тодорхойлох боломжийг олгодог.
Гидрофобик чанар
Гидрофобик радикал нь өөр туйлын бүлэгтэй нэгдэл юм. Ийм молекулууд ба атомууд нь янз бүрийн завсрын холбоогоор дамжуулан аминоалкилсульфо бүлгүүдтэй харилцан үйлчилж чаддаг.
Бүтцийн дагуу шулуун гинж ба салаалсан, парафин (олефиник) ба перфторжуулсан радикалуудыг ялгадаг. Гидрофобик радикал байгаа нь зарим бодисыг хоёр давхаргат липидийн мембранд амархан нэвтэрч, тэдгээрийн бүтцэд нэгтгэх боломжийг олгодог. Ийм бодисууд нь туйлын бус амин хүчлүүдийн нэг хэсэг бөгөөд хажуугийн гинжин хэлхээний тодорхой туйлшралын үзүүлэлтээс болж ялгардаг.
Амин хүчлүүдийг оновчтой ангилах орчин үеийн аргын хувьд радикалуудыг туйлшрал, өөрөөр хэлбэл физиологийн рН-ийн утга (ойролцоогоор 7.0 рН) байгаа тохиолдолд устай харьцах чадварын дагуу тусгаарладаг. Ашигласан радикалуудын төрлөөс хамааран амин хүчлүүдийн хэд хэдэн ангиллыг ялгадаг: туйлтгүй, туйлт, үнэрт, сөрөг ба эерэг цэнэгтэй бүлэг.
Гидрофобик шинж чанартай радикалууд нь пептидийн уусах чадварыг ерөнхийд нь бууруулдаг. Гидрофил чанарын шинж чанартай аналогууд нь амин хүчлийн эргэн тойронд чийгшүүлэх бүрхүүл үүсгэдэг бөгөөд пептидүүд тэдэнтэй харилцан үйлчлэхэд илүү сайн уусдаг.
