Сборник основных формул по химии для ВУЗов

Рябов М. А.

Невская Е. Ю.

Сорокина Е. А.

Шешко Т. Ф.

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.

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

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).

3. Химическая связь

3.1. Метод валентных связей

Согласно методу валентных связей, связь между атомами А и В образуется с помощью общей пары электронов.

3.2. Теория молекулярных орбиталей

Согласно теории молекулярных орбита-лей, молекула состоит из ядер и электронов. В молекулах электроны находятся на молекулярных орбиталях (МО). МО внешних электронов имеют сложное строение и рассматриваются как линейная комбинация внешних орбиталей атомов, составляющих молекулу. Число образующихся МО равно числу АО, участвующих в их образовании. Энергии МО могут быть ниже (связывающие МО), равны (несвязывающие МО) или выше (разрыхляющие, антисвя-зывающие МО), чем энергии образующих их АО.

Условия взаимодействия АО

1. АО взаимодействуют, если имеют близкие энергии.

2. АО взаимодействуют, если они перекрываются.

3. АО взаимодействуют, если имеют соответствующую симметрию.

3.3. Некоторые виды связей

Ионная связь

– электростатическая связь между ионами противоположных зарядов. Ионная связь может рассматриваться как предельный случай ковалентной полярной связи. Ионная связь образуется, если разница электроотрицательностей атомов ΔХ больше чем 1,5–2,0.

Ионная связь является

ненаправленной ненасыщаемой

связью. В кристалле NaCl ион Na

+

притягивается всеми ионами Cl¯ и отталкивается всеми другими ионами Na

+

, независимо от направления взаимодействия и числа ионов. Это предопределяет большую устойчивость ионных кристаллов по сравнению с ионными молекулами.

Водородная связь

– связь между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом (F, CI, N) другой молекулы.

Существование водородной связи объясняет аномальные свойства воды: температура кипения воды гораздо выше, чем у ее химических аналогов: t

кип

2

O) = 100 °С, а t

кип

(H

2

S) = -61°C. Между молекулами H

2

S водородные связи не образуются.

4. Закономерности протекания химических процессов

4.1. Термохимия

Энергия

(Е)

– способность производить работу. Механическая работа (А) совершается, например, газом при его расширении:

А = р • ΔV.

Реакции, которые идут с поглощением энергии, –

эндотермические.

Реакции, которые идут с выделением энергии, –

экзотермические.

Виды энергии:

теплота, свет, электрическая, химическая, ядерная энергия и др.

Типы энергии:

кинетическая и потенциальная.

4.2. Химическая кинетика

Скорость химической реакции

(

v

) определяется изменением молярной концентрации реагирующих веществ в единицу времени:

где

v

– скорость реакции, с – молярная концентрация реагента,

t

– время.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции (температуры, концентрации, присутствия катализатора и т. д.)

Влияние концентрации. В

случае простых реакций скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

4.3. Химическое равновесие

Система находится в равновесии, если ее состояние не изменяется во времени. Равенство скоростей прямой и обратной реакции – условие сохранения равновесия системы.

Примером обратимой реакции является реакция

N

2

+ 3H

2

 ↔ 2NH

3

.

Закон действия масс:

отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ (все концентрации указывают в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам) есть постоянная, называемая

константой равновесия.

5. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановите льные реакции

– реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов.

Окисление

– процесс отдачи электронов.

Восстановление

– процесс присоединения электронов.

Окислитель

– атом, молекула или ион, который принимает электроны.

Восстановитель

– атом, молекула или ион, который отдает электроны.

II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. Основные классы неорганических соединений

1.1. Оксиды

Оксиды

– сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента.

Номенклатура: Fe

2

O

3

– оксид железа(III), Cl

2

O – оксид хлора(I).

Несолеобразующие (безразличные) оксиды

: CO, SiO, NO, N

2

O.

1.2. Основания

Основания

– сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксиль-ных групп; основания – электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только анионы гидроксила.

Номенклатура: Fe(OH)

3

– гидроксид железа(III).

– растворимые (щелочи) NaOH, KOH;

– нерастворимые Fe(OH)

2

, Mg(OH)

2

;

1.3. Кислоты

Кислоты

– сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты – электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода.

Номенклатура кислот и кислотных остатков:

1.4. Соли

Соли

– сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.

Соли

– электролиты, образующие при диссоциации катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.

Na

2

HPO

4

– гидрофосфат натрия

Са(Н

2

PO

4

)

2

– дигидрофосфат кальция

2. IА-группа

Атомы этих элементов имеют электронную формулу

ns 1

. Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т. д.

Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э

2

, например Na

2

.

2.1. Получение и химические свойства щелочных металлов

Получение

2NaCl →

электролиз расплава

→ 2Na + Cl

2

KCl + Na →

800ºС

→ К + NaCl

Горение в кислороде

4Li + O

2

t

→ 2Li

2

O

2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металлов

Оксиды.

Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами.

4Li + O

2

t

→ 2Li

2

O

Na

2

O

2

+ 2Na →

t

→ 2Na

2

O

Na

2

O + Н

2

O = 2NaOH

Na

2

O + CO

2

= Na

2

CO

3

3. IIА-группа

Элементы IIА-группы имеют электронную формулу

ns 2

. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активными, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность II. Щелочноземельные металлы: Са, Sr, Ba, Ra. В природе элементы IIА-группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Элементы IIА-группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.

3.1. Получение и химические свойства простых веществ

Элементы IIА-группы – менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Са, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:

CaCl

электролиз расплава

→ Са + Cl

2

2Са + O

2

t

→ 2СаО

2Mg + O

2

t

→ 2MgO

Са + Cl

2

= CaCl

2

3.2. Получение и химические свойства соединений

Оксиды

Оксид бериллия – амфотерный оксид. Оксид магния – нерастворимый основный оксид. Оксид кальция – растворимый основный оксид.

CaCO

3

t

→ СаО + CO

2

2Са + O

2

t

→ 2СаО

ВеО + Н

2

O ≠

4. IIIА-группа

Элементы IIIА-группы имеют электронную формулу

ns 2 np 1 .

Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3 и валентность III. В группе сверху вниз возрастают металлические свойства элементов, увеличиваются восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства.

Соединения Тl

3+

являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Тl

+

.

4.1. Химические свойства бора и его соединений

4В + 3O

2

t

→ 2В

2

O

3

В

2

O

3

+ ЗН

2

O = 2Н

3

ВO

3

Н

3

ВO

3

t

→ HBO

2

t

→ Н

2

В

4

O

7

t

→ В

2

O

3

3

ВO

3

+ 2NaOH = Na

2

B

4

O

7

+ 7H

2

O

Na

2

B

4

O

7

+ H

2

SO

4

+ 5H

2

O = Na

2

SO

4

 + 4Н

3

ВO

3

4.2. Химические свойства алюминия и его соединений

2Al

2

O

3

электролиз расплава

→ 4Al + 3O

2

4Al + 3O

2

= 2Al

2

O

3

(металл покрыт оксидной пленкой)

2Al + 6Н

2

O = 2Al(OH)

3

+ ЗН

2

(без оксидной пленки)

2Al + 6HCl = 2AlCl

3

+ ЗН

2

2Al + 2NaOH + 6Н

2

O = 2Na[Al(OH)

4

] + ЗН

2

5. IVA-группа

Элементы IVA-группы имеют электронную формулу

ns 2 np 2 .

Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец – металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность IV. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию

ns 1 np s ,

в этом состоянии для них характерна

sp 3

-гибридизация.

5.1. Свойства углерода и его соединений

Характерные степени окисления углерода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.

Свойства углерода

2С + O

2

(недостаток) →

t

→ 2CO

С + O

2

(избыток) →

t

→ CO

2

5.2. Получение и свойства кремния и его соединений

Простое вещество

SiO

2

+ 2Mg →

t

→ Si + 2MgO

Si + O

2

t

→ SiO

2

Si + 2F

2

= SiF

4

Si + 2Mg →

t

→ Mg

2

Si

5.3. Получение и свойства соединений олова и свинца

Гидроксиды олова и свинца имеют амфо-терные свойства. При этом в степени окисления элемента +2 в гидроксидах преобладают основные свойства, а в степени окисления +4 – кислотные. Соединения Sn

2+

имеют восстановительные свойства, а соединения РЬ

4+

– окислительные:

SnCl

2

+ 2NaOH = Sn(OH)

2

↓ + 2NaCl

Sn(OH)

2

↓ + 2HCl = SnCl

2

+ 2H

2

O

Sn(OH)

2

↓ + 2NaOH = Na

2

[Sn(OH)

4

]

SnCl

4

+ 4NH

4

OH = H

2

SnO

3

↓ + 4NH

4

Cl + H

2

O