Сургуулийн химийн хичээлийн үндсэн томъёоны цуглуулга

Г.П. Логинова

Елена Савинкина

Е.В.Савинкина Г.П.Логинова

Химийн үндсэн томъёоны цуглуулга

Оюутны халаасны гарын авлага

Ерөнхий хими

Химийн хамгийн чухал ойлголт, хууль тогтоомж

Химийн элемент- энэ нь ижил цөмийн цэнэгтэй тодорхой төрлийн атом юм.

Харьцангуй атомын масс(A r) нь өгөгдсөн химийн элементийн атомын масс нь нүүрстөрөгч-12 атомын массаас (12 С) хэд дахин их болохыг харуулдаг.

химийн бодис– аливаа химийн хэсгүүдийн цуглуулга.

Химийн тоосонцор

Томъёоны нэгж- найрлага нь өгөгдсөн химийн томьёотой тохирч буй ердийн бөөмс, жишээлбэл:

Ar – аргон бодис (Ar атомуудаас тогтдог),

H 2 O - ус бодис (H 2 O молекулуудаас бүрддэг),

KNO 3 - калийн нитрат бодис (K + катион ба NO 3 ¯ анионуудаас бүрдэнэ).

Физик хэмжигдэхүүнүүдийн хоорондын хамаарал

Элементийн атомын масс (харьцангуй). B, A r (B):

Хаана *Т(атом В) – В элементийн атомын масс;

*t ба- атомын массын нэгж;

*t ба = 1/12 Т(12 С атом) = 1.6610 24 гр.

Бодисын хэмжээ B, n(B), моль:

Хаана N(B)- бөөмийн тоо B;

Н А– Авогадрогийн тогтмол (N A = 6.0210 23 моль -1).

Бодисын молийн масс V, M(V), г/моль:

Хаана t(V)- масс Б.

Хийн молийн хэмжээ IN, В Мл/моль:

Хаана V M = 22.4 л/моль (Авогадрогийн хуулийн үр дагавар), хэвийн нөхцөлд (н.ш. - атмосферийн даралт) p = 101,325 Па (1 атм); термодинамик температур T = 273.15 К буюу Цельсийн температур t = 0 ° C).

Б устөрөгчийн хувьд Д(хий B-ийн H 2):

*Хийн бодисын нягт IN агаараар, Д(агаар дахь хий B): Элементийн массын хувьЭ материалд V, w(E):

Энд x нь В бодисын томъёоны Е атомын тоо юм

Атомын бүтэц ба үечилсэн хууль D.I. Менделеев

Массын тоо (A) - атомын цөм дэх протон ба нейтроны нийт тоо:

A = N(p 0) + N(p +).

Атомын цөмийн цэнэг (Z)цөм дэх протоны тоо ба атом дахь электронуудын тоотой тэнцүү:

Z = N(p+) = N(e¯).

Изотопууд- цөм дэх нейтроны тоогоор ялгаатай ижил элементийн атомууд, жишээлбэл: кали-39: 39 К (19) p +, 20n 0, 19e¯); кали-40: 40 К (19 p+, 21n 0, 19e¯).

*Энергийн түвшин ба дэд түвшин

* Атомын тойрог зам(AO) нь тодорхой энергитэй электрон байрлах магадлал хамгийн их байдаг орон зайн мужийг тодорхойлдог.

*s- ба p-орбиталуудын хэлбэрүүд

Үелэх хууль ба үечилсэн систем Д.И. Менделеев

Элементүүд ба тэдгээрийн нэгдлүүдийн шинж чанарууд нь атомын тоо нэмэгдэх тусам үе үе давтагддаг бөгөөд энэ нь элементийн атомын цөмийн цэнэгтэй тэнцүү юм.

Үеийн дугаартохирдог электроноор дүүрсэн энергийн түвшний тоо,гэсэн утгатай дүүргэх хамгийн сүүлийн эрчим хүчний түвшин(ЕХ).

А бүлгийн дугаархаруулж байна Тэгээд Ave.

Б бүлгийн дугаархаруулж байна валентийн электронуудын тоо nsТэгээд (n – 1)d.

S-элементүүдийн хэсэг- энергийн дэд түвшин (ESL) нь электроноор дүүрсэн ns-EPU– IA- ба IIA-бүлэгүүд, H ба Тэр.

P-элементүүдийн хэсэг- электроноор дүүрсэн np-EPU IIIA-VIIIA бүлгүүд.

D элементийн хэсэг- электроноор дүүрсэн (p- 1) d-EPU – IB-VIIIB2-бүлэгүүд.

f-элементүүдийн хэсэг- электроноор дүүрсэн (х-2) f-EPU – лантанид ба актинид.

Үелэх системийн 3-р үеийн элементүүдийн устөрөгчийн нэгдлүүдийн найрлага, шинж чанарын өөрчлөлт

Дэгдэмхий биш, усаар задардаг: NaH, MgH 2, AlH 3.

Дэгдэмхий: SiH 4, PH 3, H 2 S, HCl.

Үелэх системийн 3-р үеийн элементүүдийн дээд исэл ба гидроксидын найрлага, шинж чанарын өөрчлөлт

Үндсэн: Na 2 O – NaOH, MgO – Mg(OH) 2.

Амфотер: Al 2 O 3 – Al(OH) 3.

Хүчиллэг: SiO 2 – H 4 SiO 4, P 2 O 5 – H 3 PO 4, SO 3 – H 2 SO 4, Cl 2 O 7 – HClO 4.

Химийн холбоо

Цахилгаан сөрөг чанар(χ) нь молекул дахь атомын сөрөг цэнэгийг олж авах чадварыг тодорхойлдог хэмжигдэхүүн юм.

Ковалентын холбоо үүсэх механизм

Солилцооны механизм- тус бүр нэг электронтой хөрш зэргэлдээх атомын хоёр тойрог замын давхцал.

Донор-хүлээн авагч механизм– нэг атомын чөлөөт тойрог зам нь хос электрон агуулсан өөр атомын тойрог замтай давхцах.

Бонд үүсэх үед тойрог замын давхцал

*Эрлийзжүүлэлтийн төрөл – бөөмийн геометрийн хэлбэр – холбоос хоорондын өнцөг

Төв атомын орбиталуудын эрлийзжилт- тэдгээрийн энерги, хэлбэрийг тохируулах.

sp- шугаман - 180 °

sp 2- гурвалжин - 120 °

sp 3– тетраэдр – 109.5°

sp 3 d– тригональ-бипирамид – 90°; 120°

sp 3 d 2- октаэдр - 90 °

Холимог ба уусмалууд

Шийдэл- хоёр ба түүнээс дээш бодисоос бүрдэх, агууламж нь тодорхой хязгаарт өөрчлөгдөж болох нэгэн төрлийн систем.

Шийдэл:уусгагч (жишээ нь ус) + ууссан бодис.

Бодит шийдлүүд 1 нанометрээс бага хэмжээтэй тоосонцор агуулдаг.

Коллоид уусмалууд 1-ээс 100 нанометрийн хэмжээтэй тоосонцор агуулдаг.

Механик хольц(суспенз) нь 100 нанометрээс их хэмжээтэй тоосонцор агуулдаг.

Түдгэлзүүлэх=> хатуу + шингэн

Эмульс=> шингэн + шингэн

Хөөс, манан=> хий + шингэн

Гетероген хольцыг тусгаарланатунгаах, шүүх.

Нэг төрлийн хольцыг тусгаарланаууршилт, нэрэх, хроматографи.

Ханасан уусмалууссан бодистой тэнцвэрт байдалд байгаа эсвэл байж болно (хэрэв ууссан бодис нь хатуу бол түүний илүүдэл нь тунадас дотор байна).

Уусах чадвар– өгөгдсөн температурт ханасан уусмал дахь ууссан бодисын агууламж.

Ханаагүй уусмал бага,

Хэт ханасан уусмалууссан бодис агуулдаг илүү,өгөгдсөн температурт уусах чадвараас илүү.

Уусмал дахь физик-химийн хэмжигдэхүүнүүдийн хоорондын хамаарал

Ууссан бодисын массын хувь IN, w(B);нэгжийн бутархай буюу %:

Хаана t(V)- масс B,

t(r)- уусмалын масс.

Уусмалын жин, m(p), g:

m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),

Энд F(p) нь уусмалын эзэлхүүн;

ρ(p) – уусмалын нягт.

Уусмалын эзэлхүүн, V(p),би:

молийн концентраци,с(V), моль/л:

Энд n(B) нь В бодисын хэмжээ;

M(B) – В бодисын молийн масс.

Уусмалын найрлагыг өөрчлөх

Уусмалыг усаар шингэлэх:

> t"(V)= t(B);

> уусмалын масс нэмсэн усны массаар нэмэгддэг: m"(p) = m(p) + m(H 2 O).

Уусмалаас усыг ууршуулах:

> ууссан бодисын масс өөрчлөгдөхгүй: t"(B) = t(B).

> уусмалын масс ууршсан усны массаар багасна: m"(p) = m(p) – m(H 2 O).

Хоёр шийдлийг нэгтгэх:Уусмалын масс, түүнчлэн ууссан бодисын масс нь дараахь зүйлийг нэгтгэнэ.

t"(B) = t(B) + t"(B);

t"(p) = t(p) + t"(p).

Кристал дусал:ууссан бодисын масс ба уусмалын массыг тунадасжсан талстуудын массаар бууруулна.

m"(B) = m(B) – m(хурдас); m"(p) = m(p) – m(тундас).

Усны масс өөрчлөгддөггүй.

Химийн урвалын дулааны нөлөө

*ΔH бодис үүсэх энтальпи°(B), кДж/моль нь энгийн бодисоос 1 моль бодис үүсэх урвалын энтальпийг стандарт төлөвт, өөрөөр хэлбэл тогтмол даралтаар (систем дэх хий тус бүрд 1 атм эсвэл нийт үед) илэрхийлнэ. хийн урвалын оролцогч байхгүй үед 1 атм даралт) ба тогтмол температур (ихэвчлэн 298 К) , эсвэл 25 ° C).

Химийн урвалын дулааны нөлөө (Гессийн хууль)

Q = ΣQ(бүтээгдэхүүн) - ΣQ(урвалж бодис).

ΔН° = ΣΔН°(бүтээгдэхүүн) – Σ ΔН°(урвалж бодис).

Урвалын хувьд aA + bB +… = dD + eE +…

ΔH° = (dΔH°(D) + eΔH°(E) +…) – (aΔH°(A) + bΔH°(B) +…),

Хаана а, б, г, д– урвалын тэгшитгэл дэх коэффициентүүдэд тохирох бодисын стехиометрийн хэмжээ.

Химийн урвалын хурд

Хэрэв хугацаанд τ эзлэхүүнээр Вурвалд орох бодис эсвэл бүтээгдэхүүний хэмжээ Δ-ээр өөрчлөгдсөн n,урвалын хурд:

Мономолекулын урвалын хувьд A →…:

v = kв(А).

Бимолекулын урвалын хувьд A + B → ...:

v = kв(А) в(Б).

Гурвалсан молекулын урвалын хувьд A + B + C → ...:

v = k c(A) c(B) c(C).

Химийн урвалын хурдыг өөрчлөх

Урвалын хурд нэмэгдүүлэх:

1) химийн идэвхтэйурвалж бодис;

2) сурталчилгааурвалжийн концентраци;

3) нэмэгдүүлэх

4) сурталчилгаатемператур;

5) катализаторууд.Урвалын хурд бууруулах:

1) химийн идэвхгүйурвалж бодис;

2) албан тушаал бууруулахурвалжийн концентраци;

3) буураххатуу ба шингэн урвалжуудын гадаргуу;

4) албан тушаал бууруулахтемператур;

5) дарангуйлагч.

* Температурын хурдны коэффициент(γ) нь температур арван градусаар нэмэгдэхэд урвалын хурд хэдэн удаа нэмэгдэж байгааг харуулсан тоотой тэнцүү.

Химийн тэнцвэрт байдал

*Химийн тэнцвэрт байдлын массын үйл ажиллагааны хууль:тэнцвэрт байдалд байгаа бүтээгдэхүүний молийн концентрацийн бүтээгдэхүүний харьцаа

Тогтмол температурт тэдгээрийн стехиометрийн коэффициентүүдтэй тэнцүү хүчин чадалтай урвалжуудын молийн концентрацийн үржвэрийн стехиометрийн коэффициентүүд нь тогтмол утга юм. (концентрацийн тэнцвэрийн тогтмол).

Урвуу урвалын химийн тэнцвэрт байдалд:

aA + bB + … ↔ dD + fF + …

K c = [D] d [F] f .../ [A] a [B] b ...

*Химийн тэнцвэрт байдал нь бүтээгдэхүүн үүсэх рүү шилжих

1) Урвалжийн концентрацийг нэмэгдүүлэх;

2) бүтээгдэхүүний концентрацийг бууруулах;

3) температурын өсөлт (эндотермик урвалын хувьд);

4) температур буурах (экзотермик урвалын хувьд);

5) даралт ихсэх (эзэлхүүн буурах үед үүсэх урвалын хувьд);

6) даралтын бууралт (эзэлхүүн ихсэх үед үүсэх урвалын хувьд).

Уусмал дахь солилцооны урвал

Электролитийн диссоциаци– тодорхой бодисыг усанд уусгах үед ион (катион ба анион) үүсэх үйл явц.

хүчилүүсдэг устөрөгчийн катионуудТэгээд хүчиллэг анионууд,Жишээ нь:

HNO 3 = H + + NO 3 ¯

Электролитийн диссоциацийн үед шалтгаануудүүсдэг металлын катионуудба гидроксидын ионууд, жишээ нь:

NaOH = Na + + OH¯

Электролитийн диссоциацийн үед давс(дунд, давхар, холимог) үүсдэг металлын катионуудба хүчиллэг анионууд, жишээ нь:

NaNO 3 = Na + + NO 3 ¯

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

Электролитийн диссоциацийн үед хүчиллэг давсүүсдэг металлын катионуудба хүчил гидроанионууд, жишээ нь:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Зарим хүчтэй хүчил

HBr, HCl, HClO 4, H 2 Cr 2 O 7, HI, HMnO 4, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3, H 2 CrO 4

Зарим хүчтэй шалтгаанууд

RbOH, CsOH, KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2

Диссоциацийн зэрэг α– задарсан бөөмсийн тоог анхны хэсгүүдийн тоонд харьцуулсан харьцаа.

Тогтмол эзлэхүүн дээр:

Диссоциацийн зэрэглэлээр бодисыг ангилах

Бертоллегийн дүрэм

Хэрэв тунадас, хий эсвэл сул электролит үүссэн бол уусмал дахь солилцооны урвал эргэлт буцалтгүй явагдана.

Молекул ба ионы урвалын тэгшитгэлийн жишээ

1. Молекулын тэгшитгэл: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

“Бүрэн” ионы тэгшитгэл: Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Сl¯

“Богино” ионы тэгшитгэл: Cu 2+ + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓

2. Молекулын тэгшитгэл: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

"Бүрэн" ионы тэгшитгэл: FeS + 2H + + 2Сl¯ = Fe 2+ + 2Сl¯ + H 2 S

“Богино” ионы тэгшитгэл: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S

3. Молекулын тэгшитгэл: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = H 3 PO 4 + 3KNO 3

“Бүрэн” ионы тэгшитгэл: 3H + + 3NO 3 ¯ + 3K + + PO 4 3- = H 3 PO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯

“Богино” ионы тэгшитгэл: 3H + + PO 4 3- = H 3 PO 4

* Устөрөгчийн үнэ цэнэ

(рН) рН = – log = 14 + log

* шингэрүүлсэн усан уусмалын рН-ийн хүрээ

рН 7 (төвийг сахисан орчин)

Солилцооны урвалын жишээ

Саармагжуулах урвал- хүчил ба суурь харилцан үйлчлэх үед үүсдэг солилцооны урвал.

1. Шүлт + хүчтэй хүчил: Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

Ba 2+ + 2OH¯ + 2H + + 2Сl¯ = Ba 2+ + 2Сl¯ + 2Н 2 O

H + + OH¯ = H 2 O

2. Бага зэрэг уусдаг суурь + хүчтэй хүчил: Cu(OH) 2(t) + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2H + + 2Cl¯ = Cu 2+ + 2Cl¯ + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

* Гидролиз– атомын исэлдэлтийн төлөвийг өөрчлөхгүйгээр бодис ба усны хоорондох солилцооны урвал.

1. Хоёртын нэгдлүүдийн эргэлт буцалтгүй гидролиз:

Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2NH 3

2. Давсны буцах гидролиз:

A) Давс үүсдэг Хүчтэй суурь катион ба хүчтэй хүчиллэг анион:

NaCl = Na + + Сl¯

Na + + H 2 O ≠ ;

Cl¯ + H 2 O ≠

Гидролиз байхгүй; төвийг сахисан орчин, рН = 7.

B) Давс үүсдэг Хүчтэй суурь катион ба сул хүчлийн анион:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Na + + H 2 O ≠

S 2- + H 2 O ↔ HS¯ + OH¯

Анионоор гидролиз; шүлтлэг орчин, рН >7.

B) Давс үүсдэг сул буюу бага зэрэг уусдаг суурийн катион ба хүчтэй хүчлийн анион:

Танилцуулгын хэсгийн төгсгөл.

Текстийг литрс ХХК-аас өгсөн.

Та Visa, MasterCard, Maestro банкны картаар, гар утасны данснаас, төлбөрийн терминалаас, MTS эсвэл Svyaznoy дэлгүүрээс PayPal, WebMoney, Yandex.Money, QIWI Wallet, бонус картаар төлбөрөө найдвартай хийх боломжтой. өөр нэг арга нь танд тохиромжтой.

Түлхүүр үг: Хими 8-р анги. Бүх томьёо, тодорхойлолтууд, физик хэмжигдэхүүний тэмдэгтүүд, хэмжих нэгжүүд, хэмжих нэгжийг тодорхойлох угтварууд, нэгжүүдийн хоорондын хамаарал, химийн томъёо, үндсэн тодорхойлолтууд, товч, хүснэгт, диаграм.

1. Тэмдэг, нэр, хэмжих нэгж
химид ашигладаг зарим физик хэмжигдэхүүнүүд

Физик хэмжигдэхүүн	Зориулалт	Хэмжилтийн нэгж
Цаг хугацаа	т	-тай
Даралт	х	Па, кПа
Бодисын хэмжээ	ν	мэнгэ
Бодисын масс	м	кг, гр
Массын фракц	ω	Хэмжээгүй
Моляр масс	М	кг/моль, г/моль
Молийн хэмжээ	Vn	м 3 / моль, л / моль
Бодисын хэмжээ	В	м 3, л
Эзлэхүүний хэсэг		Хэмжээгүй
Харьцангуй атомын масс	А Р	Хэмжээгүй
	М Р	Хэмжээгүй
А хийн В-ийн харьцангуй нягт	Д B (A)	Хэмжээгүй
Бодисын нягтрал	r	кг / м 3, г / см 3, г / мл
Авогадрогийн тогтмол	Н А	1/моль
Үнэмлэхүй температур	Т	К (Келвин)
Цельсийн температур	т	°C (цельсийн градус)
Химийн урвалын дулааны нөлөө	Q	кЖ/моль

2. Физик хэмжигдэхүүний нэгж хоорондын хамаарал

3. 8-р ангид химийн томъёо

4. 8-р ангийн үндсэн тодорхойлолтууд

Атом- бодисын хамгийн жижиг химийн хуваагдашгүй хэсэг.
Химийн элемент- тодорхой төрлийн атом.
Молекул- өөрийн найрлага, химийн шинж чанараа хадгалсан, атомуудаас бүрдэх бодисын хамгийн жижиг бөөмс.
Энгийн бодисууд- молекулууд нь ижил төрлийн атомуудаас бүрдэх бодисууд.
Нарийн төвөгтэй бодисууд- молекулууд нь янз бүрийн төрлийн атомуудаас бүрддэг бодисууд.
Бодисын чанарын найрлага ямар элементийн атомуудаас бүрдэхийг харуулна.
Бодисын тоон найрлага найрлага дахь элемент бүрийн атомын тоог харуулна.
Химийн томъёо- химийн тэмдэг, индекс ашиглан бодисын чанарын болон тоон найрлагыг уламжлалт байдлаар бүртгэх.
Атомын массын нэгж(аму) - 12 С нүүрстөрөгчийн атомын 1/12 масстай тэнцүү атомын массыг хэмжих нэгж.
Мэнгэ- 0.012 кг нүүрстөрөгчийн 12 С дахь атомын тоотой тэнцэх тооны тоосонцор агуулсан бодисын хэмжээ.
Авогадрогийн тогтмол (На = 6*10 23 моль -1) - нэг мольд агуулагдах бөөмийн тоо.
Бодисын молийн масс (М ) нь 1 моль хэмжээгээр авсан бодисын масс юм.
Харьцангуй атомын массэлемент А r - өгөгдсөн элементийн атомын массын m 0 ба нүүрстөрөгчийн атомын массын 1/12 харьцаа 12 С.
Харьцангуй молекул жинбодисууд М r - тухайн бодисын молекулын массыг нүүрстөрөгчийн атомын массын 1/12-д харьцуулсан харьцаа 12 С. Харьцангуй молекул масс нь нэгдлийг бүрдүүлж буй химийн элементүүдийн харьцангуй атомын массын нийлбэртэй тэнцүү байна. тухайн элементийн атомын тоог харгалзан үзнэ.
Массын фракцхимийн элемент ω(X)өгөгдсөн элемент X бодисын харьцангуй молекул массын аль хэсгийг эзэлдэг болохыг харуулж байна.

АТОМ-МОЛЕКУЛАРЫН СУРГАЛТ
1. Молекул болон молекул бус бүтэцтэй бодисууд байдаг.
2. Молекулуудын хооронд зай завсар байдаг бөгөөд тэдгээрийн хэмжээ нь бодисын нэгдлийн байдал, температураас хамаарна.
3. Молекулууд тасралтгүй хөдөлгөөнд байдаг.
4. Молекулууд нь атомуудаас тогтдог.
6. Атом нь тодорхой масс, хэмжээгээр тодорхойлогддог.
Физик үзэгдлийн үед молекулууд нь химийн үзэгдлийн үед хадгалагддаг, дүрмээр бол тэдгээр нь устаж үгүй болдог. Химийн үзэгдлийн үед атомууд өөрчлөгдөн шинэ бодисын молекулуудыг үүсгэдэг.

БОДИСИЙН ТОГТНЫ БҮРДЭЛИЙН ХУУЛЬ
Бэлтгэх аргаас үл хамааран молекулын бүтцийн химийн цэвэр бодис бүр тогтмол чанарын болон тоон найрлагатай байдаг.

ВАЛЕНС
Валент гэдэг нь химийн элементийн атомын өөр элементийн тодорхой тооны атомыг хавсаргах буюу солих шинж чанар юм.

Химийн урвал
Химийн урвал гэдэг нь нэг бодисоос бусад бодис үүсэх үзэгдэл юм. Реактив бодисууд нь химийн урвалд ордог бодис юм. Урвалын бүтээгдэхүүн нь урвалын үр дүнд үүссэн бодис юм.
Химийн урвалын шинж тэмдэг:
1. Дулаан ялгаруулах (гэрэл).
2. Өнгөний өөрчлөлт.
3. Үнэр гарч ирнэ.
4. Хурдас үүсэх.
5. Хийн ялгаруулалт.

Хэмжээ ба түүний хэмжээ	Харьцаа
X элементийн атомын масс (харьцангуй)
Элементийн серийн дугаар	Z= Н(д –) = Н(r +)
X бодис дахь Е элементийн массын хувь, нэгжийн бутархай, %)
X бодисын хэмжээ, моль
Хийн бодисын хэмжээ, моль	В м= 22.4 л/моль (н.с.) За. – r= 101 325 Па, Т= 273 К
Х бодисын молийн масс, г/моль, кг/моль
Х бодисын масс, г, кг	м(X) = n(X) М(X)
Хийн молийн эзэлхүүн, л / моль, м 3 / моль	В м= 22.4 л/моль үед N.S.
Хийн хэмжээ, м3	В = В м × n
Бүтээгдэхүүний гарц
Х бодисын нягт, г/л, г/мл, кг/м3
Хийн хийн бодисын устөрөгчийн нягт
Агаар дахь хийн X бодисын нягт	М(агаар) = 29 г/моль
Нэгдсэн хийн хууль
Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл	PV = nRT, Р= 8.314 Ж/моль × К
Хийн хольц дахь хийн бодисын эзлэхүүний хэсэг, нэгжийн фракц эсвэл %
Хийн хольцын молийн масс
Холимог дахь бодисын моль фракц (X).
Дулааны хэмжээ, Ж, кЖ	Q = n(X) Q(X)
Урвалын дулааны нөлөө	Q =–Х
Х бодис үүсэх дулаан, Ж/моль, кЖ/моль
Химийн урвалын хурд (моль/лсек)
Массын үйл ажиллагааны хууль (энгийн хариу үйлдэл үзүүлэхийн тулд)	а A+ В B= -тай C + гД у = к -тай а(A) -тай В(Б)
Вант Хоффын дүрэм
Бодисын уусах чадвар (X) (г/100 г уусгагч)
A + X хольц дахь X бодисын массын хувь, нэгжийн бутархай, %
Уусмалын жин, г, кг	м(rr) = м(X)+ м(H2O) м(rr) = В(rr)  (rr)
Уусмал дахь ууссан бодисын массын хувь, нэгжийн фракц, %
Уусмалын нягтрал
Уусмалын эзэлхүүн, см 3, л, м 3
Молийн концентраци, моль/л
Электролитийн диссоциацийн зэрэг (X), нэгжийн бутархай эсвэл %
Усны ионы бүтээгдэхүүн	К(H2O) =
рН-ийн утга	рН = –lg

Үндсэн:

Кузнецова Н.Е. гэх мэт.. Хими. 8-р анги-10-р анги - М.: Вентана-Граф, 2005-2007.

Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Левкин А.Н.Хими.11-р анги 2 хэсэг, 2005-2007 он.

Егоров А.С.Хими. Дээд боловсролд бэлтгэх шинэ сурах бичиг. Ростов n/d: Финикс, 2004.– 640 х.

Егоров А.С. Хими: Улсын нэгдсэн шалгалтанд бэлтгэх орчин үеийн хичээл. Ростов n/a: Финикс, 2011. (2012) - 699 х.

Егоров А.С.Химийн асуудлыг шийдвэрлэх өөрөө зааварчилгаа. – Ростов-на-Дону: Финикс, 2000. – 352 х.

Их дээд сургуульд элсэгчдэд зориулсан хими / багшийн гарын авлага. Ростов-н/Д, Финикс, 2005– 536 х.

Хомченко Г.П., Хомченко И.Г.. Их дээд сургуульд элсэгчдэд зориулсан химийн асуудал. М .: Дээд сургууль. 2007.–302х.

Нэмэлт:

Врублевский А.И.. Химийн чиглэлээр төвлөрсөн шалгалтанд бэлтгэх боловсролын болон сургалтын материал / A.I. Врублевский –Мн.: Юнипресс ХХК, 2004. – 368 х.

Врублевский А.И.. Сургуулийн сурагчид болон өргөдөл гаргагчдад зориулсан өөрчлөлтийн гинжин хэлхээ бүхий химийн 1000 асуудал - Mn.: Unipress LLC, 2003. – 400 х.

Егоров А.С.. Улсын нэгдсэн шалгалтанд бэлтгэх химийн бүх төрлийн тооцооны асуудлууд – Ростов n/D: Финикс, 2003. – 320 х.

Егоров А.С., Аминова Г.Х.. Химийн шалгалтанд бэлтгэх ердийн даалгавар, дасгалууд. – Ростов н/д: Финикс, 2005. – 448 х.

Улсын нэгдсэн шалгалт 2007. Хими. Оюутан бэлтгэх сургалтын хэрэглэгдэхүүн / FIPI - М.: Оюуны төв, 2007. – 272 х.

Улсын нэгдсэн шалгалт 2011 он. Хими. Боловсрол, сургалтын иж бүрдэл ed. А.А. Каверина - М.: Үндэсний боловсрол, 2011.

Улсын нэгдсэн шалгалтанд бэлтгэх даалгаврын цорын ганц бодит сонголтууд. Улсын нэгдсэн шалгалт 2007 он. Хими/В.Ю. Мишина, Е.Н. Стрельникова. М.: Холбооны туршилтын төв, 2007.–151 х.

Каверина А.А. Оюутнуудыг бэлтгэх ажлын оновчтой банк. Улсын нэгдсэн шалгалт 2012. Хими. Сурах бичиг./ A.A. Каверина, Д.Ю. Добротин, Ю.Н. Медведев, М.Г. Снастина - М.: Оюуны төв, 2012. - 256 х.

Литвинова Т.Н., Выскубова Н.К., Ажипа Л.Т., Соловьева М.В.. 10 сарын захидал харилцааны бэлтгэл курсын оюутнуудад зориулсан тестээс гадна тестийн даалгавар (арга зүйн заавар). Краснодар, 2004. – P. 18 – 70.

Литвинова Т.Н.. Хими. Улсын нэгдсэн шалгалт 2011 он. Сургалтын тестүүд. Ростов n/d: Финикс, 2011.– 349 х.

Литвинова Т.Н.. Хими. Улсын нэгдсэн шалгалтын тестүүд. Ростов н/д.: Финикс, 2012. - 284 х.

Литвинова Т.Н.. Хими. Хууль, элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн нэгдлүүд. Ростов н/д.: Финикс, 2012. - 156 х.

Литвинова Т.Н., Мельникова Е.Д., Соловьева М.В.., Ажипа Л.Т., Выскубова Н.К.Их дээд сургуульд элсэгчдийн даалгавар дахь хими.

Анагаах ухаан, биологийн ангийн оюутнуудад зориулсан химийн хичээл, арга зүйн цогцолбор, ed. Т.Н.Литвинова – Краснодар.: KSMU, – 2008.

Хими. Улсын нэгдсэн шалгалт 2008 он. Элсэлтийн шалгалт, заах хэрэгсэл / ed. В.Н. Доронкина. – Ростов н/а: Легион, 2008.– 271 х.

Химийн талаархи вэбсайтуудын жагсаалт:

1. Альхимик. http:// www. алхимик. ru

2. Хүн бүрт зориулсан хими. Химийн бүрэн хичээлийн цахим лавлах ном.

http:// www. мэдээлэл. ru/ текст/ мэдээллийн сан/ хими/ START. html

3. Сургуулийн хими - лавлах ном. http:// www. сургуулийн хими. by. ru

4. Химийн багш. http://www. chemistry.nm.ru

Интернет нөөц

Альхимик. http:// www. алхимик. ru

Хүн бүрт зориулсан хими. Химийн бүрэн хичээлийн цахим лавлах ном.

http:// www. мэдээлэл. ru/ текст/ мэдээллийн сан/ хими/ START. html

Сургуулийн хими - лавлах ном. http:// www. сургуулийн хими. by. ru

http://www.classchem.narod.ru

Химийн багш. http://www.

chemistry.nm.ru http://www.alleng.ru/edu/chem.htm

- Химийн талаархи боловсролын интернет эх сурвалжууд http://schoolchemistry.by.ru/

- сургуулийн хими. Энэ сайт нь янз бүрийн сэдвээр онлайн шалгалт өгөх, мөн улсын нэгдсэн шалгалтын демо хувилбаруудыг авах боломжтой. http:// www. Хими ба амьдрал-XXI зуун: шинжлэх ухааны алдартай сэтгүүл.. ru

сайн байна уу

хэд хэдэн үндсэн ойлголт, томъёолол.

МэнгэБүх бодисууд өөр өөр масс, нягт, эзэлхүүнтэй байдаг. Нэг элементийн металл хэсэг нь өөр металлын яг ижил хэмжээтэй хэсгээс хэд дахин илүү жинтэй байж болно.

(мэнгэний тоо) мэнгэтэмдэглэгээ: , олон улсын:моль - бодисын хэмжээг хэмжих нэгж. Энэ нь агуулагдах бодисын хэмжээтэй тохирч байнаН.А. бөөмс (молекул, атом, ион) Тиймээс бүх нийтийн хэмжигдэхүүнийг нэвтрүүлсэн -мэнгэний тоо. Даалгавруудад байнга тааралддаг хэллэг бол “хүлээн авсан...

- бодисын хэмжээг хэмжих нэгж. Энэ нь агуулагдах бодисын хэмжээтэй тохирч байнабодисын мэнгэ"

- бодисын хэмжээг хэмжих нэгж. Энэ нь агуулагдах бодисын хэмжээтэй тохирч байна= 6.02 1023 - Авогадрогийн дугаар. Мөн "тохиролцсон тоо". Харандааны үзүүрт хэдэн атом байдаг вэ? Мянга орчим. Ийм хэмжээгээр ажиллах нь тохиромжгүй. Тиймээс дэлхийн химич, физикчид 6.02 × 1023 тоосонцорыг (атом, молекул, ион) гэж нэрлэе. 1 мэнгэ.

бодисууд

1 моль = 6.02 1023 ширхэг

Бодисын молийн масс

Моляр массЭнэ нь асуудлыг шийдвэрлэх үндсэн томъёоны анхных байсан юм. бодис нь нэг масс юм.

бодисын моль

Ноён гэж тэмдэглэсэн. Энэ нь үечилсэн хүснэгтийн дагуу олддог - энэ нь зүгээр л бодисын атомын массын нийлбэр юм.
Жишээлбэл, бидэнд хүхрийн хүчил - H2SO4 өгдөг. Бодисын молийн массыг тооцоолъё: атомын масс H = 1, S-32, O-16.

Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 г\моль.

Асуудлыг шийдвэрлэхэд шаардлагатай хоёр дахь томьёо:

бодисын массын томъёо

Өөрөөр хэлбэл, бодисын массыг олохын тулд та моль (n) тоог мэдэх хэрэгтэй бөгөөд бид үечилсэн системээс молийн массыг олдог.Химийн урвалд орох бодисын масс нь үүссэн бодисын масстай үргэлж тэнцүү байдаг.

Хэрэв бид урвалд орсон бодисын массыг мэддэг бол тухайн урвалын бүтээгдэхүүний массыг олж чадна. Мөн эсрэгээр.

Химийн асуудлыг шийдвэрлэх гурав дахь томьёо

бодисын хэмжээ:

Уучлаарай, энэ зураг манай зааварт нийцэхгүй байна. Үргэлжлүүлэн нийтлэхийн тулд зургийг устгах эсвэл өөр зургийг байршуулна уу.

22.4 гэдэг тоо хаанаас ирсэн бэ? -аас Авогадрогийн хууль:

ижил температур, даралтад авсан ижил хэмжээтэй өөр өөр хий нь ижил тооны молекулыг агуулна.

Авогадрогийн хуулийн дагуу хэвийн нөхцөлд (n.s.) 1 моль идеал хий ижил эзэлхүүнтэй байна. Vm= 22.413 996(39) л

Өөрөөр хэлбэл, хэрэв асуудалд бидэнд хэвийн нөхцөл өгөгдсөн бол моль (n) тоог мэдсэнээр бид бодисын эзэлхүүнийг олж чадна.

Тэгэхээр, асуудлыг шийдвэрлэх үндсэн томъёохимийн чиглэлээр

Авогадрогийн дугаар- бодисын хэмжээг хэмжих нэгж. Энэ нь агуулагдах бодисын хэмжээтэй тохирч байна

6.02 1023 ширхэг

Бодисын хэмжээ n (моль)

n=V\22.4 (л\моль)

Бодисын массм (г)

V бодисын хэмжээ(л)

V=n 22.4 (л\моль)

Эдгээр нь томъёо юм. Ихэнхдээ асуудлыг шийдэхийн тулд эхлээд урвалын тэгшитгэлийг бичиж, (шаардлагатай!) коэффициентүүдийг цэгцлэх хэрэгтэй - тэдгээрийн харьцаа нь үйл явц дахь мольуудын харьцааг тодорхойлдог.

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; V x- 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. Донор-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, ковалент бондын хувьд валент нь үндсэн болон өдөөгдсөн төлөвт байгаа атомын гаднах түвшний хосгүй электронуудын тоотой тэнцүү байна. .

Атомын валент

Жишээлбэл, нүүрстөрөгч ба хүхрийн хувьд:

Хангалттай байдалКовалентын холбоо: атомууд 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 p-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 дараахь байж болно.

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 ихээхэн ялгаатай бөгөөд нэг атомын 2s-AO болон өөр атомын 2p-AO хоорондын харилцан үйлчлэлийг үл тоомсорлож болно. Хоёр атомын 2s-AO-ийн харилцан үйлчлэлээс тусад нь 2p-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. X атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаа 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)болон дулааны хувийн дулаан багтаамж (в) түүний температур нь нэмэгддэг? t: ?Q = m нь ?t,хаана? t = ?Q/(c t).

Боломжит энерги- 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 энтальпиЯаж H = U + pV.Шингэн ба хатуу бодисын урвал нь эзэлхүүний мэдэгдэхүйц өөрчлөлтгүйгээр явагддаг (?V = 0), тэгвэл эдгээр урвалын талаар юу хэлэх вэ? Нойрхон ?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. Тиймээс, жишээ нь, ?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 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 хурдны 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 (? + ?). Үүний зэрэгцээ? 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 үр дүнтэй молекулын мөргөлдөөний тооноос хамаарна. Температурыг нэмэгдүүлэх 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) температурын 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 хамааралтай болохыг 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/РТ

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].

Электроныг өгч, бууруулагч бодисууд 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 үүсвэрүүд

Галваник 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 явагдана: Zn > Zn 2+ + 2e, бууралт нь зэс электрод дээр явагдана: Cu 2+ + 2e > Cu. Ерөнхийдөө урвал явагдана: 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 сэргээхНернстийн 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 чулууны электрод зэргээс 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(л) эсвэл c = м/(М? V(л )).

Эквивалентийн молийн концентраци (хэвийн эсвэл эквивалент концентраци) eууссан бодисын эквивалентийн тоог уусмалын эзэлхүүнтэй харьцуулсан харьцаатай тэнцүү байна. e = n-тэй(моль экв.)/ В(л) 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?– задарсан молекулуудын концентрацийг (дисс-тэй) 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(тэдний хувьд?<< 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. Жишээ нь:

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 нь 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 z 2.

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

Ус, сул электролит нь 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 молийн 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 бөгөөд бага хэмжээний хүчил, шүлтлэгийг 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 хүчлээс үүсэх үед бүрэн гидролиз үүсдэг. Ийм давсны уусах чадварын хүснэгтэд "усанд 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 ихсэх болно;

в) шингэрүүлэлттэй: 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 суурийн 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 процессын 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 = Ks(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: > Ks;хур тунадасны үед ионы концентраци тэнцвэрт байдал үүсэх хүртэл буурдаг;

в) тунадас уусах нөхцөл эсвэл ханасан уусмал байгаа эсэх:< Ks;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 бөмбөрцгийн 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, 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 – тетрамин зэс (II) сульфат;

K 3 - калийн гексацианоферрат (III).

Химийнхолболт.

Валентийн 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:

Энэ цогцолбор нь диамагнит, бага эргэлттэй, тойрог доторх, тогтвортой (гадаад электрон ашигладаггүй), октаэдр ( d 2 sp 3-гибридизаци).

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 (электронууд холбогдсон) ба зохицуулалтын тоо (6 чөлөөт тойрог шаардлагатай) зэргийг харгалзан бид sp 3 d 2-гибридизаци:

Цогцолбор нь парамагнит, өндөр эргэлттэй, гадна-орбиталь, тогтворгүй (гадна 4d тойрог замд ашиглагддаг), октаэдр ( sp 3 d 2-гибридизаци).

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 лигандууд руу үе шаттайгаар задардаг.

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.