Сборник основных формул по химии для ВУЗов
Михаил Алексеевич Рябов / Елена Юрьевна Невская
В пособии приведены все основные формулы, уравнения реакций, а также даны определения по общей, неорганической, аналитической, органической и физической химии.
Предназначено для студентов нехимических специальностей вузов, а также может быть полезно абитуриентам.
| Жанр: | Химия |
| Серия: | Краткий справочник студента |
| Всего страниц: | 36 |
| ISBN: | 5-17-041782-9 |
| Год издания: | 2007 |
| Формат: | Полный |
Сборник основных формул по химии для ВУЗов читать онлайн бесплатно
I. Общая химия
1. Основные понятия химии
Химия – наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ.
Атомно-молекулярное учение. Вещества состоят из химических частиц (молекул, атомов, ионов), которые имеют сложное строение и состоят из элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов).
Атом – нейтральная частица, состоящая из положительного ядра и электронов.
Молекула – устойчивая группа атомов, связанных химическими связями.
Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элемент обозначают
где X – символ элемента, Z– порядковый номер элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева, A – массовое число. Порядковый номер Z равен заряду ядра атома, числу протонов в ядре атома и числу электронов в атоме. Массовое число A равно сумме чисел протонов и нейтронов в атоме. Число нейтронов равно разности A – Z.
Изотопы – атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа.
Относительная атомная масса (A>r) – отношение средней массы атома элемента естественного изотопического состава к >1/>12 массы атома изотопа углерода >12С.
Относительная молекулярная масса (M>r) – отношение средней массы молекулы вещества естественного изотопического состава к >1/>12 части массы атома изотопа углерода >12С.
Атомная единица массы (а.е.м) – >1/>12 часть массы атома изотопа углерода >12С. 1 а.е. м = 1,66 × 10>-24 г.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода >12С. Моль – количество вещества, содержащее 6,02 • 10>23 структурных единиц (атомов, молекул, ионов).
n = N/N>A, где n – количество вещества (моль), N – число частиц, a N>A – постоянная Авогадро. Количество вещества может обозначаться также и символом v.
Постоянная Авогадро N>A = 6,02 • 10>23 частиц/моль.
Молярная масса M (г/моль) – отношение массы вещества m(г) к количеству вещества n (моль):
М = m/n, откуда: m = М • n и n = m/М.
Молярный объем газа V>M(л/моль) – отношение объема газа V (л) к количеству вещества этого газа n (моль). При нормальных условиях V>M = 22,4 л/моль.
Нормальные условия: температура t = 0°C, или Т = 273 К, давление р = 1 атм = 760 мм. рт. ст. = 101 325 Па = 101,325 кПа.
V>M = V/n, откуда: V = V>M • n и n = V/V>M.
В результате получается общая формула:
n = m/M = V/V>M = N/N>A.
Эквивалент – реальная или условная частица, взаимодействующая с одним атомом водорода, или замещающая его, или эквивалентная ему каким-либо другим способом.
Молярная масса эквивалентов М>э– отношение массы вещества к количеству эквивалентов этого вещества: М>э = m/n>(экв).
В реакциях обмена зарядов молярная масса эквивалентов вещества
с молярной массой М равна: М>э = М/(n × m).
В окислительно-восстановительных реакциях молярная масса эквивалентов вещества с молярной массой М равна: М>э = М/n(ē), где n(ē) – число переданных электронов.
Закон эквивалентов – массы реагирующих веществ 1 и 2 пропорциональны молярным массам их эквивалентов. m>1/m>2= М>Э1/М>Э2, или m>1/М>Э1 = m>2/М>Э2, или n>1 = n>2, где m>1и m>2– массы двух веществ, М>Э1и М>Э2 – молярные массы эквивалентов, n>1 и n>2– количества эквивалентов этих веществ.
Для растворов закон эквивалентов может быть записан в следующем виде:
c>Э1 • V>1 = c>Э2 • V>2, где с>Э1, с>Э2, V>1 и V>2 – молярные концентрации эквивалентов и объемы растворов этих двух веществ.
Объединенный газовый закон: pV = nRT, где p – давление (Па, кПа), V – объем (м>3, л), n – количество вещества газа (моль), T – температура (К), T (К) = t (°C) + 273, R – константа, R = 8,314 Дж/(К × моль), при этом Дж = Па • м>3 = кПа • л.
2. Строение атома и Периодический закон
Корпускулярно-волновой дуализм материи – представление о том, что каждый объект может иметь и волновые, и корпускулярные свойства. Луи де Бройль предложил формулу, связывающую волновые и корпускулярные свойства объектов: λ = h/(mV), где h – постоянная Планка, λ – длина волны, которая соответствует каждому телу с массой m и скоростью V. Хотя волновые свойства существуют для всех объектов, но наблюдаться они могут лишь для микрообъектов, имеющих массы порядка массы атома и электрона.
Принцип неопределенности Гейзенберга:Δ(mV>x) • Δх > h/2n или ΔV>x • Δx > h/(2πm), где m – масса частицы, x – ее координата, V>x– скорость в направлении x, Δ – неопределенность, погрешность определения. Принцип неопределенности означает, что нельзя одновременно сколь угодно точно указать положение (координату x) и скорость (V>x) частицы.
Частицы с маленькими массами (атомы, ядра, электроны, молекулы) не являются частицами в понимании этого механикой Ньютона и не могут изучаться классической физикой. Они изучаются квантовой физикой.
Главное квантовое число n принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, соответствующие электронным уровням (слоям) К, L, M, N, О, Р и Q.
Уровень – пространство, где расположены электроны с одинаковым числом n. Электроны разных уровней пространственно и энергетически отделены друг от друга, поскольку число n определяет энергию электронов Е (чем больше n, тем больше Е) и расстояние R между электронами и ядром (чем больше n, тем больше R).
Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число
