Një kurs i shkurtër në kimi për universitete. Një kurs i shkurtër leksionesh mbi disiplinën "kimia"

Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit Ministria bujqësia Institucioni Arsimor Buxhetor Shtetëror Federal i Federatës Ruse i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Shtetëror Agrare Saratov me emrin N.I. Vavilov" KIMIA E PËRGJITHSHME kurs i shkurtër leksionesh për studentët e vitit të parë Drejtimi i trajnimit 110400.62 Agronomi Profili i trajnimit Agronomi Saratov 2011 Copyright Sh.A. Departamenti i Ekologjisë » Institucioni Arsimor Buxhetor Federal i Shtetit të Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Teknik Shtetëror Saratov" T.I. Gubina Doktor shkencat teknike, Profesor i Departamentit të Bioteknologjisë dhe Kimisë të Institucionit Arsimor Buxhetor të Shtetit Federal të Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Shtetëror Agrare Saratov" L.A. Fomenko R99 Kimi e përgjithshme: një kurs i shkurtër leksionesh për studentët e vitit të parë në fushën e përgatitjes 110400.62 “Agronomia” / Përpiluar nga: G.E. Ryazanova // Institucioni Arsimor Buxhetor i Shtetit Federal i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Shtetëror Agrare Saratov". – Saratov, 2011. – 97 f. Një kurs i shkurtër leksionesh për disiplinën “Kimi e Përgjithshme” është hartuar në përputhje me programin e disiplinës dhe është i destinuar për studentët e fushës së studimit 110400.62 “Agronomi”. Një kurs i shkurtër leksionesh përmban material teorik mbi çështjet themelore të kimisë së përgjithshme. Ka për qëllim zhvillimin e njohurive të studentëve për ligjet bazë të dukurive kimike, përdorimin e këtyre njohurive për të kuptuar proceset që ndodhin në natyrë dhe për të zgjidhur problemet mjedisore. Materiali përqendrohet në çështjet e kompetencës profesionale të specialistëve të ardhshëm të bujqësisë. UDC 54 BBK 24 Ryazanova G.E., 2011 Institucioni Arsimor Buxhetor Federal i Shtetit të Arsimit të Lartë Profesional "Saratov State Agrare University", 2011 Copyright SHA "CDB "BIBKOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Hyrje Kimi është një nga shkencat natyrore. Ajo studion strukturën, vetitë dhe transformimet e substancave si rezultat reaksionet kimike. Kimia moderne përbëhet nga shumë seksione, kufijtë midis të cilëve janë arbitrar. Baza e kimisë së përgjithshme (teorike) është teoria atomiko-molekulare, teoria e strukturës së atomeve dhe molekulave, teoria e periodicitetit, teoria e lidhjeve kimike, teoria e zgjidhjeve, teoria e reaksioneve redoks, teoria e komponimet komplekse, kinetika kimike dhe termodinamika e proceseve kimike. Njohja e kimisë së përgjithshme është bazë për studimin e disiplinave të tjera kimike, si dhe për studimin e mëvonshëm të kimisë bujqësore, shkencës së tokës, fiziologjisë së bimëve, mbrojtja kimike bimët. Kimia është një shkencë e lidhur pazgjidhshmërisht me aktivitetet e prodhimit njerëzor. Cilësia e njohurive në kiminë e përgjithshme na lejon të kuptojmë teorikisht problemet që lidhen me organizimin e kimikizimit efektiv të bujqësisë. 3 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Ligjëratë 1 KONCEPTET THEMELORE DHE LIGJET THEMELORE TË KIMISË 1.1. Objektivat e studimit të disiplinës Kimia është një nga shkencat natyrore, domethënë shkencat për natyrën, për botën përreth nesh. Kimia është një arsim i përgjithshëm dhe jo një disiplinë e veçantë, por ka një rëndësi të madhe për punëtorët e bujqësisë. Ai përbën një pjesë të rëndësishme të bagazhit ideologjik dhe profesional të çdo specialisti bujqësor. Kjo përcakton qëllimet e studimit të kimisë: Për të marrë njohuri kimike, e cila është një pjesë e rëndësishme e shkencës dhe kulturës universale; Zotëroni metodat e studimit të kimisë. Duke përdorur shembullin e dukurive kimike, zhvilloni aftësitë intelektuale dhe aftësinë për të menduar logjikisht; Kuptoni rëndësinë e kimisë për bujqësinë dhe ekologjinë dhe merrni udhëzime profesionale. 1.2. Rëndësia e kimisë për bujqësinë Kimia ka një rëndësi të madhe për bujqësinë. Faktori më i rëndësishëm Intensifikimi i prodhimit bujqësor është kimikizimi i bujqësisë (ky term u prezantua nga D.N. Pryanishnikov në 1924). Kimikalizimi i bujqësisë është përdorimi i kimikateve dhe proceseve për të rritur pjellorinë e tokës, për të rritur efikasitetin e prodhimit dhe produktivitetin e punës në bujqësi. Ai përfshin: Përdorimin e plehrave minerale që përmbajnë lëndë ushqyese të bimëve. Këto janë: – Makroelementët më të rëndësishëm – azoti, fosfori, kaliumi (NPK); – Mikroelementë – magnez, hekur, bakër, zink, molibden, squfur, bor etj. Bonifikimi kimik, krijimi i një mjedisi të favorshëm për bimët. Këto janë: – gëlqerimi i tokave acidike (CaCO3) etj.; – gipsimi i tokave të kripura alkaline (gips – CaSO4∙2H2O) etj. Produkte kimike për mbrojtjen e bimëve. Këto janë: – pesticidet (për dëmtuesit dhe sëmundjet); – herbicide (për kontrollin e barërave të këqija) etj. Rregullatorët e rritjes së bimëve. Produktet e bioteknologjisë: plehra mikrobiologjike, enzima, vitamina, etj. Efektiviteti i kimikizimit në bujqësi varet nga kultura bujqësore. D.N. Pryanishnikov tha: "Mungesa e njohurive të nevojshme nuk mund të zëvendësohet as me një tepricë të plehrave." Kështu, nëse shkelen dozat dhe koha e aplikimit të plehrave, lindin probleme mjedisore dhe prishet metabolizmi i bimëve. Zbatimi i gabuar i bonifikimit kimik përkeqëson pjellorinë e tokës. 4 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit 1.3. Lënda e kimisë Studimi i kimisë duhet të fillojë me të kuptuarit se çfarë është kimia. Aktualisht, ekzistojnë disa dhjetëra përkufizime të lëndës së kimisë të propozuara nga autorë të ndryshëm. Ato ndryshojnë nga njëri-tjetri në saktësinë e përkufizimit dhe aspekteve të qasjes ndaj çështjes. Kjo pyetje ndonjëherë bëhet edhe e diskutueshme. Le të japim disa përkufizime. Kimia është një shkencë që studion proceset e transformimit të substancave, të shoqëruara me ndryshime përbërjen kimike dhe strukturave. Kimia është shkenca e komponimeve kimike të atomeve (substancat kimike dhe shndërrimet e tyre. ... Prania e një lidhjeje kimike në një substancë është kriteri kryesor nëse ajo është kimike. (O.S. Sirotkin) Kimia është shkenca që studion proceset e ndryshimit të përbërjes dhe strukturës së materies formave të materies, bartës materiale të të cilave janë atomet (V.E. Komarov) Detyrë për punë të pavarur: të njiheni me përkufizimin e lëndës së kimisë. autorë të ndryshëm(F. Engels, D. I. Mendeleev, N. L. Glinka, O. S. Zaitsev, N. N. Semenov, D. N. Knyazev, etj.) dhe zgjidhni atë që përputhet më shumë me kuptimin tuaj për këtë çështje. DI. Mendeleev besonte: "Atomet janë njësi kimike të materies që janë të pazbërthyeshme me mjete kimike". Transportuesi material i një lënde kimike (grimca e saj më e vogël) është një atom. 1.4. Dialektika e koncepteve dhe ligjeve themelore të kimisë Kimia bazohet në të dhëna eksperimentale të marra nga shumë breza shkencëtarësh vende të ndryshme. Baza e kimisë së përgjithshme (teorike) është teoria atomiko-molekulare, teoria e periodicitetit, teoria e strukturës së atomeve dhe molekulave, teoria e lidhjeve kimike, teoria e zgjidhjeve, teoria e reaksioneve redoks, teoria e komponimet komplekse, kinetika kimike dhe termodinamika e proceseve kimike. Teoria atomo-molekulare, e cila është baza e përbashkët jo vetëm e kimisë, por edhe e të gjitha shkencave natyrore, është krijuar që në shekullin e 18-të dhe vazhdon të zhvillohet edhe sot. Ai bazohet në ligjet bazë të kimisë, ligjet e stoikiometrisë (nga greqishtja stoicheion - element). Stoikiometria është një degë e kimisë që studion lidhjen midis sasisë së reaktantëve të përfshirë në një reaksion dhe sasisë së reaktantëve të formuar si rezultat i reaksionit. Koeficientët përballë formulave të substancave në ekuacionet e reaksioneve kimike quhen koeficientë stoikiometrikë. Njohuria e njerëzve nuk është diçka e ngrirë. Ato korrespondojnë me gjendjen e shkencës në një fazë të caktuar zhvillimi dhe mund të ndryshojnë, pasi shkenca është një sistem i hapur që përpiqet për një pasqyrim gjithnjë e më të vërtetë, të thellë dhe të plotë të fenomeneve natyrore. Një shembull i kësaj është ndryshimi i ideve për ligjet bazë të kimisë në faza të ndryshme të zhvillimit të shkencës. Ligji i ruajtjes së masës u zbulua nga shkencëtari i madh rus M.V. Lomonosov (1748-1756): 5 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Masa e substancave që hynë në reaksion është e barabartë me masën e substancave të formuara si rezultat i reaksionit. Pavarësisht nga ai, ky ligj u konfirmua në vitin 1789 nga kimisti francez A.-L. : 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Kjo ka një rëndësi të madhe për zgjidhjet e çështjeve praktike, pasi ju lejon të llogaritni sasinë e nevojshme të substancave fillestare për të marrë produktet e dëshiruara në një shkallë industriale. Në shekullin e njëzetë, ky ligj u qartësua. Ligji i përgjithshëm i natyrës është ligji i ruajtjes së energjisë: Energjia nuk lind nga asgjëja dhe nuk zhduket pa lënë gjurmë, por vetëm kalon nga një formë në tjetrën në sasi të përcaktuara rreptësisht. Krijuesi i teorisë së relativitetit, A. Ajnshtajni (1905), vërtetoi marrëdhënien midis masës dhe energjisë: E = mc2 Rrjedhimisht, gjatë reaksioneve ekzotermike kur lëshohet nxehtësia ose reaksioneve endotermike kur nxehtësia absorbohet, masa e produkteve të reaksionit do të të jetë pak më pak ose më shumë masë substancat fillestare sipas ekuacionit: ∆E = ∆mc2 Bazuar në këtë, formulimi i mëposhtëm i ligjit të ruajtjes së masës është më i saktë: Për reaksionet ekzotermike, masa e substancave që hyjnë në reaksion është e barabartë me shumën e masën e produkteve të reaksionit dhe masën e barabartë me energjinë e çliruar. Për një reaksion endotermik, masa e substancave që hyjnë në reaksion është e barabartë me diferencën midis masës së produkteve të reaksionit dhe masës ekuivalente me energjinë e absorbuar. Meqenëse në reaksionet kimike ndryshimi i masës i shkaktuar nga çlirimi ose thithja e nxehtësisë është shumë i vogël, mund të argumentohet se ligji i ruajtjes së masës është i kënaqur me saktësi të lartë. Përmbajtja e ligjit të qëndrueshmërisë së përbërjes ka ndryshuar gjithashtu. Ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes (J. Proust (1801-1808), Francë): Çdo përbërje kimike ka një përbërje konstante, pavarësisht nga mënyra e përgatitjes së tij. Ligji i Prustit është themelor. Ai konfirmoi ekzistencën e molekulave dhe pandashmërinë e atomeve. Berthollet (Francë) u bë kundërshtari i Prustit. Berthollet argumentoi se përbërja e një substance varet nga mënyra e përgatitjes së saj. Proust u mbështet nga të mëdhenjtë kimist anglez Ideja e John Dalton dhe Berthollet u refuzua. Tani është vërtetuar se ligji i qëndrueshmërisë së përbërjes është i vlefshëm vetëm për substancat me strukturë molekulare. 6 Copyright SH.A. Byroja Qendrore e Dizajnimit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Përbërja e substancave me strukturë jo molekulare varet nga mënyra e përgatitjes së tyre (okside, sulfide të metaleve kalimtare, feldspat etj.). Ideja e Berthollet është aktualisht baza e shkencës së materialeve kimike, e cila përdor pikërisht varësinë e përbërjes së strukturës dhe vetive të materialit nga mënyra e përgatitjes së tij. Tani substancat personelit të përhershëm quhen daltonide dhe substancat me përbërje të ndryshueshme quhen bertholide për nder të shkencëtarëve për të cilët formulimi i ligjit të qëndrueshmërisë së përbërjes ishte objekt debati. Në 1811, Amadeo Avogadro (Itali) zbuloi një ligj që u njoh 50 vjet më vonë (1860). Ligji i Avogadros: Vëllime të barabarta të gazrave të ndryshëm në të njëjtat kushte (p dhe t) përmbajnë të njëjtin numër molekulash. Përfundimi i parë i ligjit të Avogadro: Një mol i çdo gazi në kushte normale zë 22.4 litra. Pasoja e dytë e ligjit të Avogadros: Masa molare e një gazi është e barabartë me produktin e densitetit relativ të një gazi mbi një tjetër (D) nga masa molare e një gazi tjetër: Mgas = 2DN 2, Mgas = 29Dair Avogadro përcaktoi: - molekulat e substancave të thjeshta të gazta përbëhen nga dy atome (H2, O2, N2, Cl2); – 1 mol i çdo substance përmban 6.023 1023 atome ose molekula (numri i Avogadros). Ligji i ekuivalentëve u formulua nga W. Richter (1793) dhe W. Wollaston (1807) në mënyrë të pavarur nga njëri-tjetri: Substancat reagojnë me njëra-tjetrën në sasi proporcionale me ekuivalentët e tyre. Ligji i ekuivalentëve bazohet në konceptin e "ekuivalentit kimik". Një ekuivalent kimik është një grimcë reale ose e kushtëzuar e një substance që është ekuivalente me një kation hidrogjeni në një reaksion të caktuar acid-bazë ose një elektron në një reaksion të caktuar redoks. Faktori i ekuivalencës f'eq llogaritet në bazë të koeficientëve stekiometrikë të një reaksioni të caktuar. Faktori i ekuivalencës është një numër që tregon se cila pjesë e një grimce reale është ekuivalente me një kation hidrogjeni në një reaksion të caktuar acid-bazë ose një elektron në një reaksion të caktuar redoks. Faktori i ekuivalencës është një sasi pa dimension. Faktori i ekuivalencës mund të jetë i barabartë me një ose më pak se një. Për shembull: a) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O; feq(H 2 SO 4) = b) H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O; feq(H 2 SO 4) = 1 1 2 Llogaritjet stekiometrike përdoren gjerësisht për të kryer procese që përfshijnë substanca kimike. 7 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnimit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Dispozitat themelore të mësimit atomiko-molekular: – substancat përbëhen nga molekula; – molekulat përbëhen nga atome; – molekulat dhe atomet janë në gjendje të lëvizjes së vazhdueshme. Një atom është grimca më e vogël elektrikisht neutrale e një elementi kimik. Një molekulë është grimca më e vogël elektrikisht neutrale e një substance kimike. Aktualisht, njësia matëse për sasinë e materies është MOL. Një mol është sasia e një substance që përmban aq njësi strukturore sa ka atome që përmbahen në 0,012 kg karbon 12C. Një mol është një sasi e substancës që përmban 6,02 1023 (numri i Avogadros) njësi formule (molekula ose atome). Për llogaritjet, përdoren raportet e mëposhtme: m nM n m M M m, n ku m është masa e substancës, g; M - masë molare g/mol; n – sasia e substancës, mol. Nga pikëpamja moderne, struktura e substancave kimike mund të jetë e ndryshme: molekulare (metan CH4, amoniak NH3), atomike (diamanti), jonike (kripërat), radikale (Cl, H). Një substancë mund të përbëhet nga makromolekula ose të jetë një kombinim kompleks i grimcave të ndryshme. Kimia moderne bazohet në parimin e diversitetit të pafund cilësor të botës materiale. Substancat me strukturë të ndryshme u nënshtrohen ligjeve të ndryshme. 1.5. Metodat për studimin e kimisë Një kuptim i thellë i dukurive kimike është i mundur vetëm nga pikëpamja e filozofisë, kur zbatohen teoritë dhe kategoritë e saj. Filozofia është dashuria e mençurisë (philosophia - greqisht). Teoria më e rëndësishme e filozofisë është dialektika. Dialektika - Kategoritë e filozofisë, doktrina e ligjeve më të përgjithshme të materies, lëvizjes, kontradiktës, natyrës, shoqërisë dhe të menduarit, sasisë dhe cilësisë, shkakut dhe efektit Materia është një kategori filozofike për të përcaktuar realitetin objektiv. Llojet e materies Llojet e materies është një lloj lënde që karakterizohet nga një masë pushimi m ≠ 0; Një substancë kimike është një lloj lënde, bartësi material i së cilës janë atomet; Fusha – një lloj lënde që ka masë pushimi zero (fushë magnetike, elektromagnetike, gravitacionale) m = 0; Vakuumi është një gjendje e veçantë e materies. Nuk ka grimca në të (zbrazëti), por "grimcat virtuale" lindin nga luhatjet afatshkurtra të energjisë. Në fusha të forta shfaqen grimca reale. Plazma është një gjendje e veçantë e materies në shumë temperaturat e larta(> 7000). Një lloj gazi formohet nga grimcat elementare, bërthamat dhe jonet. 8 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency BEC (kondensata e gaztë Bose-Einstein) është një gjendje e re e materies në temperatura ultra të ulëta. Karakteristikat e veçanta: drita ngadalësohet në V = 17 m/sek, si pranë një vrime të zezë rrotulluese. Figura 1.1. Format e lëvizjes së materies (f.m.) Figura 1.2. Llojet e lëvizjes Vizatim. 1.3. Evoluimi i lëndës inorganike 9 Copyright Sh.A. Zyra Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Marrëdhëniet shkak-pasojë në dukuritë kimike Parimi i determinizmit: fenomenet reale lindin, zhvillohen dhe shkatërrohen natyrshëm, si rezultat i veprimit të shkaqeve të caktuara. . Figura 1.4. Diagrami i thjeshtë i shkakësisë Figura 1.5. Marrëdhëniet shkak-pasojë në vetitë e disa hidroksideve Metodat për studimin e dukurive kimike Vëzhgim eksperimenti Modelimi i reaksioneve kimike Induksioni është një metodë arsyetimi nga e veçanta në të përgjithshmen. Deduksioni është një metodë arsyetimi nga e përgjithshmja në atë specifike. Rregulla të përgjithshme duhet të zbatohet për zgjidhjen e problemeve specifike. Analogjia është një metodë e njohjes në të cilën, bazuar në ngjashmërinë e një karakteristike të objekteve kimike, nxirret një përfundim për ngjashmërinë e tyre në karakteristika të tjera. Pra, duke ditur formulën e acidit ortofosforik, mund të shkruani formulën e acidit ortoarsenik. Analiza është ndarja e një lënde kimike ose dukurie kimike në pjesët përbërëse të saj (vetitë, karakteristikat). 10 E drejta e autorit OJSC Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Sinteza është kombinimi i anëve, vetive, karakteristikave të një substance kimike ose fenomeni kimik në një tërësi të vetme. Një koncept është një mendim për një objekt ose karakteristikat e tij Një gjykim është funksionimi i koncepteve. Format logjike të të menduarit Le të përpiqemi të zbatojmë njohuritë e marra për të zgjidhur një çështje profesionale. Për ta bërë këtë, ne aplikojmë: – konceptet për vetitë e substancave kimike; – mënyra e zbritjes; – kategoritë “shkak-pasojë”; – format logjike të të menduarit: koncept → gjykim → përfundim. Detyrë: A është efektiv përdorimi i mikrofertilizuesit CuSO4 në tokat alkaline? CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 i tretshëm i patretshëm 1. Konceptet: CuSO4 është një kripë e tretshme. Cu(OH)2↓ është një bazë e dobët e patretshme. 2. Gjykimi: Vetëm substancat e tretshme janë të disponueshme për t'u përthithur nga bimët. Në tokat alkaline, CuSO4 i tretshëm shndërrohet në Cu(OH)2↓ i patretshëm dhe bëhet i paarritshëm për bimët. 3. Përfundim: Përdorimi i CuSO4 në tokat alkaline është i papërshtatshëm. Pyetje për vetëkontroll 1. Jepni një përkufizim të kimisë që përputhet me të kuptuarit tuaj për këtë çështje. 2. Krahasoni kuptimin e ligjit të ruajtjes së masës në shekujt 18 dhe 21. 3. Përcaktoni llojin e zhvillimit (përparimin ose regresionin në reaksionet kimike): H2CO3 = CO2 + H2O CaO + CO2 = CaCO3 4. Në bazë të metodës së analogjisë shkruani formulat për acidin arseniku dhe selenik. 5. Përdorni deduksionin për të shpjeguar joefektivitetin e mikrofertilizuesit FeSO4 në tokat alkaline. 6. Si i kuptoni fjalët e D.N. Pryanishnikova: "Mungesa e njohurive të nevojshme nuk mund të zëvendësohet as me një tepricë të plehrave"? 11 Copyright SHA "CDB "BIBKOM" & LLC "Agency Kniga-Service" REFERENCAT Kryesore 1. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 2. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin. – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. Shtesë 1. Egorov, V.V. Kimia e mjedisit. /V.V. Egorov. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 192 f. 2. Naydysh, V.M. Konceptet shkenca moderne natyrore. /V.M. Naydysh. – M.: AlfaM; INFRA-M, 2004, – 622 f. 3. Sirotkin, O.S. Kimia është në vend. / O.S. Sirotkin // Kimia dhe jeta. – 2003. - Nr. 5. – F. 26. 4. Mineev V.G., Në mbrojtje të nitrateve dhe fosfateve. / V.G. Mineev // Kimia dhe jeta. – 2008. Nr. 5. – P. 20. 5. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 12 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Leksion 2 MËSIMDHËNIE MODERN PËR TË STRUKTURA E ATOMIT 2.1. Dialektika e ideve për strukturën e atomit Në kiminë klasike kishte ide për dy lloje mikrogrimcash - atomet dhe molekulat. Deri në shekullin e 19-të, shkenca kishte idenë se atomi ishte i pandashëm dhe nuk përmbante pjesë përbërëse. NË fundi i XIX shekuj me radhë, fizikantët zbuluan fakte që vërtetojnë kompleksitetin e strukturës së atomit (zbulimi i elektronit, rrezet katodike, fenomeni i radioaktivitetit). Në vitin 1911, laureati i çmimit Nobel, Ernest Rutherford, bazuar në një seri eksperimentesh mbi shpërndarjen e grimcave nga pllaka të holla metalike, propozoi një model bërthamor (planetar) të strukturës së atomit. Modeli planetar i atomit i Radhërfordit Një atom përbëhet nga një bërthamë e ngarkuar pozitivisht dhe elektrone të ngarkuar negativisht që rrotullohen rreth bërthamës. Kontradiktat e modelit të Radhërfordit 1. Pse atomi është i qëndrueshëm? Sipas ligjeve të fizikës klasike, një elektron, kur lëviz rreth një bërthame, duhet të lëshojë energji dhe ta shterojë atë në 10-8 sekonda. dhe bien në thelb. 2. Nëse një elektron lëshon energji në një rrjedhë të vazhdueshme, kjo duhet të korrespondojë me spektri i vazhdueshëm. Megjithatë, spektri është i rreshtuar. Pse? Duke adresuar këto probleme, Niels Bohr propozoi një teori në vitin 1913 që kombinonte modelin bërthamor të atomit të Radhërfordit me teoria kuantike Drita Planck. Ideja kryesore e Bohr-it (shumë e guximshme): Lëvizja e një elektroni në një atom nuk u bindet ligjeve të fizikës klasike. Në makrokozmos dhe mikrokozmos zbatohen ligje të ndryshme. Postulatet e Bohr-it 1. Një elektron në një atom nuk lëviz në ndonjë, por në një orbitë të caktuar të palëvizshme dhe nuk lëshon energji. 2. Emetimi i energjisë në pjesë (kuanta) ndodh vetëm kur një elektron lëviz nga një orbitë në tjetrën teoria e Bohr-it nuk mund të shpjegojë disa veti të rëndësishme atom, kishte kontradikta në të. Në vitet 20 të shekullit të 20-të, u krijua një teori mekanike kuantike e strukturës së atomit. Teoria bazohet në idenë e Louis de Broglie (1924): Elektroni ka veti të dyfishta të valëve të grimcave, d.m.th. vetitë e grimcave dhe valëve njëkohësisht. 13 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Një elektron si grimcë ka masë dhe manifestohet si një tërësi e vetme. Vetitë valore të një elektroni manifestohen në veçoritë e lëvizjes së tij, në ndërhyrjen dhe difraksionin e elektronit. Ekuacioni de Broglie pasqyron këtë dualizëm: λ = h/m, ku h është Konstantja e Plankut; m – masa e grimcave; – shpejtësia e grimcave. E. Schrödinger (Austri, 1926) formuloi një ekuacion, zgjidhja e të cilit lejon gjetjen e funksionit të valës elektronike Ψ(x, y, z), që i korrespondon amplitudës së procesit të valës tredimensionale. Ekuacioni i Shrodingerit (Austri, 1926) ψ x2 2 ψ у2 ψ z2 2 2 8π 2 m (E V)ψ h2 0, ku është funksioni valor; x, y, z – koordinatat e hapësirës tredimensionale. Vlera 2 korrespondon me probabilitetin e gjetjes së një elektroni në pika të ndryshme në hapësirën rreth bërthamore. Zgjidhja e ekuacionit të Shrodingerit na lejon të gjejmë orbitalën e elektroneve. Van den Broek (Holland, 1912) sugjeroi: Ngarkesa e bërthamës së një atomi të çdo elementi është numerikisht e barabartë me numrin atomik të elementit në tabelën periodike. Ky supozim i shkëlqyer intuitiv u konfirmua eksperimentalisht në 1913 nga Moseley (Angli). 2.2. Modeli modern mekanik kuantik i strukturës së atomit Atomi ka një strukturë komplekse. Ai përbëhet nga një bërthamë e ngarkuar pozitivisht, e cila përmban protone dhe neutrone, dhe elektrone të ngarkuar negativisht, të cilët lëvizin rreth bërthamës. Një elektron në një atom lëviz me shpejtësi të madhe të ndryshueshme. Trajektorja e lëvizjes së tij nuk dihet. Elektroni lëviz në mënyrë kaotike, rastësisht, duke formuar një re elektronike (orbitale elektronike). Një orbitale elektronike është një rajon i hapësirës rreth bërthamës së një atomi në të cilin lëvizja e elektroneve ka më shumë gjasa. Sjellja e një elektroni në një atom karakterizohet nga parimi i pasigurisë së Heisenberg: për një mikrogrimcë në shkallën atomike është e pamundur të tregohen njëkohësisht koordinatat dhe momenti këndor me saktësi të barabartë. Numrat kuantikë Përshkrimi i gjendjes së një elektroni në një atom përcaktohet nga katër numra kuantikë. Numri kuantik kryesor n karakterizon rezervën e energjisë së një elektroni në një nivel të caktuar dhe distancën e tij nga bërthama. Korrespondon me numrin e nivelit elektronik. Pranon vlerat e numrave të plotë: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... 14 Copyright SHA Central Design Byroja BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Numri kuantik sekondar (orbital) l karakterizon këndoren orbitale elektroni i momentit. Përcakton formën hapësinore të resë elektronike (orbitale). Pranon vlerat e numrave të plotë nga 0 në n-1. Vlerat numerike (0, 1, 2, 3) kanë përcaktimet e shkronjave (s, p, d, f). Tabela 2.1 - Numrat kuantikë orbitalë dhe forma e orbitaleve 0 1 2 3 Forma orbitale Trap sferik Dy shtangë të kryqëzuar Forma edhe më komplekse l (s) (p) (d) (f) Elektronet me të njëjtën formë të orbitaleve elektronike formojnë nënnivele në një duke pasur parasysh nivelin e energjisë. Numri i nënniveleve në një nivel korrespondon me numrin e nivelit. Tabela 2.2 – Varësia e numrit të nënniveleve nga numri i niveleve n (niveli) 1 2 3 4 l (nënnivele) S s, p s, p, d s, p, d, f Numri kuantik magnetik m Karakterizon vetitë magnetike elektron, të cilat varen nga drejtimi i vendndodhjes së resë elektronike në hapësirë. Pranon vlera të plota brenda madhësisë së numrit kuantik anësor, pozitiv dhe negativ, duke përfshirë 0 (zero). Tabela 2.3 - m Lidhja midis vlerave të numrave kuantikë sekondarë dhe magnetikë Vlerat m 0 (një) 1, 0, –1 (tre) 2, 1, 0, –1, –2 (pesë) 3, 2 , 1, 0, –1, –2, –3 (shtatë) l 0 1 2 3 Numri i vlerave të numrit kuantik magnetik Nm mund të llogaritet duke përdorur formulën: Nm = 2l +1, ku l është vlera e numrit kuantik anësor. Tabela 2.4 – Numri i orbitaleve në nënnivele Nënniveli s p D f Numri i orbitaleve – (një) – – – (tre) – – – – – (pesë) – – – – – – – (shtatë) 15 E drejta e autorit OJSC “CDB “BIBKOM ” & Kniga-Service Agency LLC Numri kuantik spin karakterizon momentin këndor të brendshëm të një elektroni. Merr vlerat h 1 1 + dhe – (në njësi). 2 2 2 Parimi Pauli Një atom nuk mund të ketë dy elektrone me të njëjtat vlera të të katër numrave kuantikë. Përfundim: Një orbitale mund të përmbajë maksimumi dy elektrone me rrotullime të kundërta. Tabela 2.5 – Numri maksimal i elektroneve në nivelin n N 1 2 2 8 3 18 4 32 Nn = 2n2, ku n është numri i nivelit (numri kuantik kryesor). Tabela 2.6 – Numri maksimal i elektroneve në nënnivelin l N1 0(s) 2 ku l është një numër kuantik anësor. 1(p) 6 2(d) 10 3(f) 14 N1 = 2(2l + 1), Parimi i energjisë minimale Një elektron në një atom zë një pozicion me një sasi minimale energjie në nivel dhe nënnivel, ai është energjikisht e favorshme dhe e qëndrueshme për të. 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p Рисунок 2.1. Схема расположения энергетических подуровней в многоэлектронном атоме 16 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило Хунда Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором величина суммарного спина электронов максимальна. Это условие выполняется, если электроны заполняют все свободные орбитали сначала по одному, а затем происходит пополнение каждой орбитали вторым электроном. Пример: Рисунок 2.2. Последовательность заполнения электронами р – подуровня Правила В.М. Клечковского 1. Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). 2. При одном и том же значении суммы (n+l) электроны заполняют орбитали с меньшим п, но с большим l. 2.3. Электронные формулы элементов На основе принципа Паули, принципа минимальной энергии, правила Хунда, представлений об энергетических уровнях и подуровнях составляются электронные формулы элементов. Электронные формулы показывают распределение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. При составлении электронной формулы сначала пишут цифру, соответствующую номеру энергетического уровня, на который поступает электрон. Затем пишут букву, соответствующую подуровню и справа наверху, в виде показателя, обозначают число электронов на данном подуровне. Примеры: I период (один энергетический уровень) Электронная формула: Н 1S1 Электронно-графическая формула: Водород Н №1 +1 (заряд ядра) 1ē 1-й S - элемент 1 S Степень окисления водорода: +1 (Н2О, NH3, HCl) Исключение: степень окисления водорода – 1 в соединениях с очень активными металлами (NaH, KH). 17 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Водород Водородное пламя создает t = 2800o Восстановитель Источник, переносчик и концентратор энергии Получение аммиака, жидкого топлива, твердых жиров Экологически чистое топливо будущего Схема 2.1. Значение и применение водорода Элементы, у которых электроны заполняют s - подуровень, называются s– элементами. Первые два элемента любого периода являются s–элементами. Не Гелий Не №2 +2 (заряд ядра) 1S2 1 S первый уровень завершен 2å 2-й S - элемент Гелий – инертный газ. Гелий Дирижабли с гелиевым наполнением Теплоноситель ядерных реакторов В медицине: гелиевый воздух лечит бронхиальную астму, применяется для водолазов В электронике: жидкий гелий – среда для сверхпроводников Схема 2.2. Значение и применение гелия (инертный, легкий) Литий Li №3 +3 (заряд ядра) 3ē 1-й S - элемент II период (два энергетических уровня) Li 1S2 2S1 (валентный уровень) Литий – активный щелочной металл. Степень окисления: +1. Формулы соединений: Li2O → LiOH. Литий В атомной технике: теплоноситель, растворитель соединений урана Для кондиционирования воздуха применяют соли лития В медицине: для лечения психических расстройств Схема 2.3. Значение и применение лития 18 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Be 1S2 2S2 Бериллий Ве №4 +4 (заряд ядра) 4ē 2-й S - элемент (валентный уровень) Бериллий – амфотерный металл. Соединения: ВеО → Ве(ОН)2 Н2ВеО2 Бериллий Материалы космической, ракетной и авиационной техники Бериллий токсичен ПДК в воздухе – 0,001 мг/м3 Для человека, животных вреден: рахит, ослабление костной ткани, отек легких Для растений безвреден Схема 2.4. Значение и применение бериллия При получении энергии извне (при нагревании) атомы переходят в возбужденное состояние. При этом электронная пара распаривается и электрон переходит в свободную орбиталь подуровня в пределах своего номера уровня. В 1S22S22р1 Электронно-графическая формула Бор (валентный уровень) №5 +5 (заряд ядра) 5ē 1-й р - элемент Бор Бороводородное топливо, военная техника, легирование стали Важнейший микроэлемент, влияет на белковый и углеводный обмен Схема 2.5. Значение и применение бора Бор – первый р – элемент второго периода. Элементы, у которых электроны заполняют р – подуровень, называются р – элементами. Последние 6 элементов любого периода (кроме первого и седьмого) являются р – элементами. 19 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства s – и р – элементов У s– и р– элементов электроны заполняют внешний уровень от 1 до 8. Химические свойства элементов меняются быстро, от металлических к неметаллическим и до инертного газа. Количество электронов на внешнем уровне у s– и р– элементов соответствует номеру группы, в которой находится элемент. У s– и р– элементов валентными являются электроны внешнего уровня. Главные подгруппы образуют s– и р– элементы. Правила нахождения степени окисления элемента 1. Отрицательная степень окисления элемента (неметалла) равна числу электронов, которое он принимает для завершения внешнего уровня до 8 электронов. 2. Положительные степени окисления элемента равны (обычно, есть исключения) числу неспаренных электронов в нормальном и gjendje e ngacmuar atomet që ai i jep. Pyetje për vetëkontroll 1. Përcaktoni konceptin “atom”. 2. Nga se përbëhet një atom? 3. Cilat grimca përfshihen në bërthamën e një atomi? 4. Çfarë janë të njëjta dhe çfarë janë të ndryshme për elektronet e atomit të karbonit? 5. Formuloni idenë kryesore të Niels Bohr, Louis de Broglie. 6. Çfarë është një orbitale elektronike? 7. Sa orbitale ka në nënnivelet s –, p –, d –, f –? 8. Si manifestohet parimi i energjisë minimale në strukturën e atomeve të elementeve? 9. Si e kuptoni parimin Pauli? 10. Shpjegoni se si e kuptoni rregullin e Hundit. REFERENCAT Kryesore 1. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 2. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. Shtesë 1. Klinsky, G.D. Kimia inorganike /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Shtëpia botuese MCHA, 2001. – 384 f. 2. Gelfman, M.I. Kimia inorganike / M.I. Gelfman, V.P. Justratov. – Shën Petersburg: Shtëpia botuese “Lan”, 2009. – 528 f. 3. Kimia inorganike (elementet biogjene dhe abiogjene): Libër mësuesi / bot. V.V. Egorova. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 320 f. 4. ru.wikipedia.org 20 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Leksion 3 LIGJI PERIODIK DHE SISTEMI PERIODIK D.I. MENDELEEV 3.1. Ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve D.I. Mendeleev - baza kimi moderne Ligji periodik dhe sistemi periodik D.I. Mendelejevi është arritja më e madhe e shkencës kimike. Zbulimi i ligjit dhe krijimi i sistemit periodik janë rezultat i punës së gjatë dhe të palodhur të shkencëtarit të madh rus D.I. Mendelejevi. Ligji periodik: Vetitë e trupave të thjeshtë, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve janë në varësia periodike Nga vlera e peshave atomike të elementeve D.I Mendeleev (1869) Mendeleev besonte se "E ardhmja nuk kërcënon ligjin periodik me shkatërrim, por vetëm premton superstruktura dhe zhvillim". Ligji periodik u zbulua në shekullin e 19-të. Në shekullin e njëzetë S.A. Shchukarev tha: "Kuptimi kuptimin e plotë sistemi është një problem me thellësi pa fund, zgjidhjen e të cilit njeriu do të përpiqet përgjithmonë, si një nga të vërtetat e paarritshme dhe krejtësisht të pakuptueshme”. Ligji periodik (formulimi modern) Vetitë e elementeve, si dhe format dhe vetitë e përbërjeve të elementeve, varen periodikisht nga madhësia e ngarkesave të bërthamave të atomeve të tyre formë. Tabela periodike e elementeve duhet të konsiderohet në kushte specifike hapësinore dhe kohore. Në temperatura shumë të larta, atomi privohet nga elektronet dhe presioni i lartë ndryshon rregullimin e tyre në atome. Në këto kushte, atomet pushojnë t'i binden ligjit periodik. Sistemi periodik i elementeve është një shprehje grafike (tabelare) e ligjit periodik Një sistem është një kategori e rreptë matematikore që do të thotë një grup i renditur. Për të vendosur lidhje midis grupeve të funksioneve, përdoret ideja e një matrice. Një matricë është një tabelë drejtkëndëshe e përbërë nga rreshta dhe kolona. 21 E drejta e autorit Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit Tabela 3.1. Sistemi periodik i elementeve kimike nga D.I Mendeleev 22 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Sistemi periodik është një lloj matrice. Elementet e tij janë elementë kimikë. Linjat janë periudha. Kolonat janë grupe. Tabela periodike pasqyron faktin se elementet kimike individuale përfaqësojnë një grup të renditur elementësh, që i nënshtrohen marrëdhënieve të brendshme. Çdo element kimik është një hap i natyrshëm në zhvillimin e një substance, dhe jo një formim i rastësishëm. Klasifikimi i elementeve kimike Përftimi i substancave me vetitë e dhëna Konfirmimi i ligjeve të filozofisë Mjetet për parashikimin e kërkimeve të mëtejshme Ligji periodik Agrokimia Eksplorimi gjeologjik i mineraleve Kërkimi hapësinor Mjekësia, industria farmaceutike Skema 3.1. Kuptimi i ligjit periodik "Materia e gjallë në përbërjen e saj mesatare është e lidhur me tokën dhe ndërton qelizat e saj nga elementë sipas të njëjtave ligje me të cilat materia ndërtohet nga materialet ose atmosfera e Diellit dhe yjeve". A.E. Fersman Sistemi periodik i elementeve përfshin 118 elementë të zbuluar aktualisht, të cilët janë të vendosur në 7 periudha dhe 8 grupe. 3.2. Struktura e tabelës periodike Çdo element kimik ka një numër serie. Numri atomik është i barabartë me: ngarkesën e bërthamës atomike; numri i protoneve në bërthamë; numri total elektronet në një atom neutral. Një periudhë është një seri horizontale elementësh që fillon me elementet s (metale alkali) dhe përfundon me elementët p (gazrat fisnikë). Gjatë periudhës, niveli elektronik i jashtëm ndërtohet nga 1 deri në 8 elektrone. Niveli i jashtëm i përfunduar përmban 8 elektrone. Numri i periudhës korrespondon me numrin nivelet e energjisë në një atom. Periudha I përmban vetëm dy elemente (një rresht). Periudha e dytë dhe e tretë përmbajnë nga 8 elementë secila. Periudhat I, II dhe III quhen "periudha të vogla" (një rresht). Periudhat IV, V dhe VI (periudhat kryesore) përbëhen nga dy rreshta. 23 E drejta e autorit Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Një grup është një sekuencë vertikale e elementeve që kanë të njëjtin konfigurim elektronik. Grupi i elementeve përmban dy nëngrupe: kryesore (A) dhe dytësore (B). Nëngrupet kryesore formohen nga elementet s - dhe p -. Nëngrupet anësore formojnë d - elementë. Numri i elektroneve (ē) në nivelin e jashtëm energjetik të elementeve të nëngrupeve kryesore është i barabartë me numrin e grupit. Numri i elektroneve në nivelin e jashtëm energjetik të elementeve të nëngrupeve anësore është 2, pavarësisht nga numri i grupit. Shkak janë ndryshimet periodike në strukturën elektronike të atomeve të elementeve ndryshim periodik vetitë kimike të elementeve, si dhe përbërjet komplekse që ato formojnë. Rëndësia e tabelës periodike për zgjidhjen e problemeve edukative Duke përdorur tabelën periodike, mund të karakterizoni vetitë kimike të një elementi. Për ta bërë këtë, ju duhet të përdorni numrat e sistemit periodik si një kod që zbulon strukturën e atomit dhe vetitë e elementit. 3.3. Algoritmi për karakteristikat e përgjithshme të një atomi elementi 1. Numri rendor i elementit (Nr.). 2. Ngarkesa e bërthamës së një atomi (Z). 3. Numri i protoneve në bërthamën e një atomi (p+). 4. Masa atomike relative (Ar). 5. Numri i neutroneve në bërthamën e një atomi (nr). 6. Numri i përgjithshëm i elektroneve në një atom (ē). 7. Numri i periudhës → numri i niveleve të energjisë. 8. Numri i grupit, nëngrupi (kryesor ose anësor) → numri ē në nivelin e jashtëm të atomit. 8.1. Nëngrupi kryesor → numri ē në nivel të jashtëm është i barabartë me numrin e grupit. 8.2. Numri i nëngrupit anësor ē në nivelin e jashtëm është 2, pavarësisht nga numri i grupit (ose 1). 9. Vlerësoni nëse një element është metal apo jometal (numri ē në nivelin e jashtëm). 10. Përcaktoni se cilës familje elektronike i përket elementi (s, p ose d) dhe cila renditje ndër elementet e kësaj familjeje elektronike është. 11. Krijoni një formulë elektronike, nënvizoni elektronet e valencës. 11.1. Për një element të nëngrupit kryesor - elektronet e nivelit të jashtëm. 11.2. Për një element të nëngrupit anësor - elektronet e nivelit të jashtëm dhe d - nënniveli i nivelit të parafundit. 12. Krijoni formula grafike elektronike (bazuar në rregullin e Hundit), tregoni shpërndarjen e elektroneve të valencës në nivele dhe nënnivele në gjendjet normale dhe të ngacmuara. 13. Emërtoni gjendjet e oksidimit të elementit. 14. Shkruani formulat e përbërjeve më të rëndësishme që i përgjigjen gjendjeve të oksidimit të elementit (oksidet, hidroksidet, përbërjet e hidrogjenit). 15. Karakterizoni vetitë e përbërjeve më të rëndësishme. 24 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 16. Zbuloni rëndësinë e elementit dhe përbërjeve të tij për bimët, për bujqësinë, për industrinë. Shembuj: Azoti N 1) Nr. 7 9) Jometal (pranon ē, por mund të japë edhe 2) +7 (ngarkesa bërthamore) 3) 7р+ 10) 3-të р – elementi 4) Ar = 14 11) Formula elektronike: 5 ) 7no 1s22s22p3 niveli i valencës 6) Gjithsej 7 ē 7) Periudha II – dy nivele energjetike 12) Formula grafike elektronike: 8) Grupi V, nëngrupi kryesor – 5 ē ngacmimi është i pamundur në nivelin e jashtëm 13) Gjendjet e oksidimit: – 3, +1, +2, +3, +4, +5. 14) Formulat e komponimeve më të rëndësishme 3 1 N H3 → amoniak NH4OH → NH4Cl, NH4NO3, (NH4)SO4 hidroksid amoniumi kripërat e amonit Plehrat minerale të amonit Përbërjet e oksigjenit: 2 2 1 2 oksidet indiferente N NO2 O2, N 2 O3 → acid azotik 4 2 gaz kafe N O2 – 5 2 НNO3 → N 2 O5 → kripëra të acidit nitrik - nitrite – kripëra NaNO2 - nitrate – KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3 nitrat Plehrat azotike (nitrat) Azoti është makroelementi më i rëndësishëm. Fosfor Р Р 1s22s22p63s23р3_ niveli i valencës Formula elektro-grafike e bërthamës) nt Nivelet e oksidimit Gjendjet: -3, +3, +5 25 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Komponimet më të rëndësishme të fosforit 3 23 RN 3; P2 H 4 P2 O 3 2 P2 O 5 → H3PO4 → kripëra - fosfate → H3PO3 → kripëra-fosfite acid fosforik Format e acidit fosforik: HPO3 - meta - H3PO4 - orto - H4P2O7 - piro - Na3PO4PO2H 2 – kalcium dihidrogjen fosfat (superfosfat) CaHPO4∙2H2O – hidrogjen fosfat kalciumi (precipitat) Ca3(PO4)2 ↓ - fosfat kalciumi (miell fosfat) Fosfori është makronutrienti më i rëndësishëm. d – elementet e periudhave të mëdha Në periudha të mëdha (4, 5, 6, 7) ndërmjet elementeve s– dhe d– futen 10 d– elementë, në të cilët elektronet mbushin nënnivelin d – të nivelit të dytë nga jashtë. Të gjithë elementët d, pavarësisht nga numri i grupit, kanë dy elektrone në nivelin e jashtëm (ose një elektron nëse ndodh rrjedhja e elektroneve). Prandaj, elementët d- shfaqin veti metalike. Në elementet d, elektronet e valencës janë elektronet e dy niveleve - niveli i jashtëm dhe d- nënniveli i nivelit të parafundit, domethënë (n – 1)d dhe nSnP. Elementet d formojnë nëngrupe anësore të tabelës periodike. Shumica e metaleve d - kanë disa gjendje oksidimi, kështu që përbërjet e tyre shfaqin oksidues vetitë restauruese. Oksidet dhe hidroksidet e elementeve d kanë veti bazike, amfoterike ose acidike në varësi të shkallës së oksidimit të elementit d që i formon ato. d– metalet janë agjentë të mirë kompleksues dhe formojnë përbërje komplekse të qëndrueshme. d – metalet mangani, kobalti, bakri, zinku janë elementë gjurmë jetik. Sulfatet e këtyre metaleve përdoren si mikrofertilizues, të cilët përdoren për trajtimin para mbjelljes së farave dhe ushqimin me gjethe të bimëve. Shembull: Hekuri Fe Fe 1s22s22p63s23р63d64s2 nivelet e valencës Nr. 26 26 ē 6-të elementi d Formulat grafike elektronike Gjendjet e oksidimit të Fe: +2, +3, +6. 26 E drejta e autorit Sh.A. Zyra Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Komponimet më të rëndësishme 2 Fe O → Fe(OH)2 vetitë kryesore bazë të oksidit 3 H3FeO3 → kripërat e ferritit KFeO2 Fe2 O3 → Fe(OH)3 vetitë amfoterike të dobëta amfoterike të Н2О НFeO2 6 Fe O3 → vetitë acidike të H2FeO4 → acid hekuri K2FeO4 kripë-ferrate (agjentë oksidues) Hekuri është një element gjurmë thelbësor. 3.4. Periodiciteti i ndryshimeve të vetive të elementeve dhe përbërjeve të tyre Vetitë e elementeve kimike ndryshojnë periodikisht. Në ndryshim periodik: rrezet atomike (R); energjia e jonizimit (potenciali i jonizimit I); afiniteti i elektroneve (E) elektronegativiteti (χ) χ=I+E ose χ= I E . 2 Rrezet atomike (R) në periudhën me rritje numri serial zvogëlimi (periodiciteti horizontal). Arsyeja: Ngarkesa e bërthamës atomike rritet, por numri i niveleve të energjisë në një periudhë është konstant. Sa më e vogël të jetë rrezja, aq më e vështirë është që atomi të heqë dorë nga elektronet (duke u zvogëluar vetitë metalike). Në periudha të gjata vihet re: 1. d – ngjeshja (zvogëlimi i rrezes në rreshtin e elementeve d); 2. f – ngjeshja (zvogëlimi i rrezes në rreshtin e elementeve f –); a) në periudhën VI – komprimimi i lantanidit; b) në periudhën VII – komprimimi aktinoid. Në grupe, me rritjen e numrit serik, rrezet e elementeve rriten (modeli kryesor). Arsyeja: Rritja e numrit të niveleve të energjisë. Pasoja: Rritja e aftësisë për të dhuruar elektrone → vetitë metalike të përmirësuara. Tabela 3.2 - Ndryshimi normal i rrezes në grupin IA Elementi R, nm Li 0,155 Na 0,189 K 0,236 Rb 0,248 Vetitë metalike të elementeve rriten. 27 Cs 0,268 Fr 0,280 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 3.3 - Shkelja e modelit të ndryshimeve në R për shkak të f - kompresimit në grupin IB Elementi R, nm Cu 0,128 Ag 0,144 Augroup sekondë në0. , elementet e vetive metalike zvogëlohen (ndikimi i ngjeshjes së lantanidit). Energjia e jonizimit është energjia e nevojshme për të hequr një elektron nga një atom. Potenciali i jonizimit I është voltazhi më i vogël (në elektron volt) që duhet të aplikohet në një atom për të hequr një elektron prej tij. Potenciali jonizues I karakterizon vetitë metalike dhe reduktuese të elementeve. E0 = E+ + ē jon atomi Modeli i përgjithshëm: Në periudhat me rritje të numrit atomik, potenciali i jonizimit rritet. Vlera e I-së arrin maksimumin e saj në fund të periudhës. Modeli i përgjithshëm: Potencialet e jonizimit në grupe zvogëlohen me rritjen e numrit atomik. Shkelje e modelit të përgjithshëm: (ndikimi i shkallës së mbushjes së nënnivelit). Nënnivelet që janë plotësisht të mbushura ose gjysmë të mbushura me elektrone janë më të qëndrueshmet (I rritet). Tabela 3.4 - Ndikimi i shkallës së mbushjes së nënnivelit në potencialin e jonizimit Elementi Elektronet e valencës I, eV N 2s22p3 14.53 O 2s22p4 13.61 Tabela 3.5 - Ndikimi i ngjeshjes së lantanidit në potencialin jonizues Elementi R, 28701, nm. .57 Au 0.144 9.22 Afiniteti i elektroneve (E, eV) është energjia që lirohet kur një atom i shtohet një elektron Afiniteti i elektronit karakterizon vetitë jometalike dhe oksiduese të elementeve. Modeli i përgjithshëm: Në periudhën me rritjen e numrit atomik, afiniteti i elektroneve rritet. Në një grup, me rritjen e numrit atomik, afiniteti i elektroneve zvogëlohet. 28 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 3.6 - Ndryshimi në vlerën e afinitetit të elektroneve në grupin VII - A Elementi E, eV F 3.62 Cl 3.82 Br 3.54 J 3.24 Elektronegativiteti (χ) është aftësia e atomeve një molekulë për të tërhequr elektronet. Masa e elektronegativitetit është energjia e barabartë me shumën energjitë e jonizimit (I) dhe afiniteti i elektroneve (E) χ = I+E. Në mënyrë konvencionale supozohej se Li 1. Në mënyrë konvencionale, kufiri midis metaleve dhe jometaleve është 2 (ose 1.7). metale jometale 2< 2 χ >2 Figura 3.1. Kufiri i kushtëzuar metalet dhe jometalet Tabela 3.7 - Elektronegativiteti i atomeve të disa elementeve Elementi χ Na 1.01 Mg 1.23 Al 1.47 metale Ge 2.02 Cl 2.83 F 4.10 jometalet Vetitë kimike të elementeve ndryshojnë periodikisht. Gjatë një periudhe, vetitë e elementeve ndryshojnë nga metali në jometalik në gaz inert (fisnik). Gjendjet e oksidimit të elementeve ndryshojnë periodikisht. Gjendja e oksidimit është ngarkesa e një atomi në një përbërje që supozohet në mënyrë konvencionale të jetë jonik. Gjendja më e lartë e oksidimit është vlera më e madhe pozitive e saj. Është e barabartë me numrin e grupit. Përjashtimet: O, F, Fe, Cu, Ag, Au. Gjendja më e ulët e oksidimit është vlera e saj më e ulët. Të gjitha gjendjet e tjera të oksidimit janë të ndërmjetme ose të ndërmjetme. Gjendja e oksidimit ka një shenjë (+) ose (–). Gjendjet konstante të oksidimit: 1) metale alkali I A- grupet: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: +1 2) metalet II A – grupet: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: +2 3) Al: +3 4) H : +1 (përjashtim: hidridet NaH) 5) O: – 2 (përjashtim: OF2) 6) Gjendja e oksidimit të atomit është zero (atomi është elektrikisht neutral) 7) Gjendja e oksidimit të molekulës është zero (molekula është elektrikisht neutral). Valenca e elementeve ndryshon periodikisht. Valenca matet me numrin e lidhjeve kimike me të cilat një atom i caktuar lidhet me atome të tjera. Valenca nuk ka asnjë shenjë. Vlerat e gjendjes së oksidimit dhe valencës mund të mos përkojnë. 29 Copyright Sh.A. Zyra Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Tabela 3.8 – Gjendja e oksidimit dhe valenca e azotit në NH3 dhe NH4Cl Substanca NH3 NH4Cl Gjendja e oksidimit të azotit –3 –3 Valenca e azotit 3 4 Vetitë e elementeve kimike ndikojnë në vetitë e elementeve kimike të lidhjeve të tyre komplekse përkatëse. Skema 3.2. Karakteristikat e vetive të elementeve Pyetje për vetëkontroll 1. Jepni formulimin e ligjit periodik të D.I. Mendelejevi. Shpjegoni se si e kuptoni. 2. Krahasoni strukturën atomike dhe vetitë e çdo makroelementi dhe mikroelementi. 3. Shpjegoni pse gazet fisnike janë inerte dhe metalet alkaline janë aktive. 4. Krahasoni rrezet e atomeve dhe potencialet jonizuese. 1) natriumi dhe kaliumi; 2) oksigjen dhe fluor. 5. Jepni shembuj të varësisë së vetive të përbërjeve komplekse nga vetitë e elementeve që i formojnë ato. REFERENCAT Kryesore 1. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 2. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. 30 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Shtesë 1. Kimia inorganike (elementet biogjene dhe abiogjene): Tekst mësimor / bot. V.V. Egorova. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 320 f. 2. Guzey, L.S. Kimi e përgjithshme / L.S. Guzey, V.N. Kuznetsov, A.S. Guzey. – M.: Shtëpia botuese. Universiteti Shtetëror i Moskës, 1999. – 333 f. 3. Agafoshin, N.P. Ligji periodik dhe sistemi periodik D.I. Mendelejevi. / N.P. Agafoshin - M.: Arsimi, 1973. - 208 f. 4. Dmitriev, S.N. Identifikimi kimik dhe studimi i vetive të metaleve tepër të rënda. Evolucioni i sistemit periodik D.I. Mendeleev / S.N. Dmitriev – Abstrakte të raporteve të Kongresit XVIII të Mendelejevit për kiminë e përgjithshme dhe të aplikuar: Në 5 vëllime; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – F. 47. 31 Copyright SH.A “CDB “BIBKOM” & LLC “Agency Kniga-Service” Leksion 4 MANIFESTIMI I LIGJIT PERIODIK NË VETITË ACIDOBAZE TË PËRBËRJEVE INORGANIKE.4. 1. Lidhja gjenetike klasat kryesore komponimet inorganike ekziston në natyrë sasi e madhe komponimet inorganike, të cilat i përkasin një numri të vogël të klasave kryesore të përbërjeve inorganike. Oksidet dhe hidroksidet ndryshojnë në shkallën në të cilën ato shfaqin veti bazike ose acidike. Hidroksidet ndryshojnë në forcën e elektrolitit. Çdo substancë, përveç kësaj, gjithashtu ka karakteristikat e veta individuale. Është e nevojshme të imagjinohet qartë kjo dialektikë e vetive kimike të elementeve, në mënyrë që të imagjinohet dialektika e vetive kimike të përbërjeve komplekse. Vetitë e klasave kryesore të përbërjeve inorganike ndihmojnë për të kuptuar ligjin periodik dhe na lejojnë të mbështetemi në të si një bazë e besueshme e njohurive. Në të gjitha dukuritë dhe proceset e natyrës, ka tendenca kontradiktore, reciprokisht përjashtuese, të kundërta. Këto tendenca të kundërta manifestohen në vetitë e atomeve të metaleve që mund të dhurojnë elektrone dhe në vetitë e atomeve jometale që mund të fitojnë elektrone. Ndërsa përbërja e substancave bëhet më komplekse, këto tendenca të kundërta vazhdojnë të shfaqen. Metalet tipike dhe elementët e tranzicionit në gjendje të ulët oksidimi formojnë okside bazë, ndërsa jometalet tipike dhe elementët kalimtarë në gjendje të lartë oksidimi formojnë okside acide me veti të kundërta. Me ndërlikim të mëtejshëm të përbërjes së substancave, formohen hidrokside, me baza që korrespondojnë me oksidet bazike dhe acide që korrespondojnë me oksidet acidike. Bazat dhe acidet janë gjithashtu të kundërta në veti. Kështu, një ndryshim në përbërjen e substancave çon në një ndryshim në vetitë e tyre. Kontrasti në vetitë e metaleve dhe jometaleve përcakton kontrastin në vetitë e oksideve bazike dhe acidike dhe bazave dhe acideve. Kjo është dëshmi se pronat substanca komplekse janë në varësi dialektike nga vetitë e atomeve të elementeve dhe, për rrjedhojë, ato janë të ndërlidhura dhe të ndërvarura. Zhvillimi i formës kimike të lëvizjes së materies manifestohet në ndërlikimin e përbërjes dhe vetive të substancave. Në të vërtetë, ligji periodik përmban idenë se vetitë e përbërjeve komplekse varen nga vetitë e elementeve nga të cilët janë formuar. Prandaj, duhet pritur, për shembull, që metalet me aktivitet të ndryshëm do të korrespondojnë me komponime komplekse që ndryshojnë në veti nga njëri-tjetri, dhe metalet dhe jometalet që janë thelbësisht të ndryshëm nga njëri-tjetri do të korrespondojnë me përbërje komplekse që janë thelbësisht të ndryshme nga njëri-tjetrin. Komponimet komplekse formohen nga substanca të thjeshta. Komponimet komplekse më të thjeshta janë oksidet. Oksidet janë substanca komplekse që përbëhen nga dy elementë, njëri prej të cilëve është oksigjeni. Kur molekula e oksidit ndërlikohet duke shtuar ujë (drejtpërsëdrejti ose tërthorazi), fitohen hidrokside. Ekzistenca e klasave kryesore të përbërjeve inorganike pasqyron zhvillimin e lëndës inorganike. 32 E drejta e autorit Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Skema e Agjencisë së Shërbimit të Librit 4.1. Marrëdhënia gjenetike e klasave kryesore të përbërjeve inorganike dhe niveleve të zhvillimit të një lënde kimike Tabela 4.1 - Nivelet e zhvillimit të një lënde kimike 4 3 2 1 Kripërat Hidroksidet Oksidet Atomet e elementeve Dukuritë kimike karakterizohen nga mospërputhje e brendshme. Është arsyeja e diversitetit të vetive kimike dhe e pamundësisë së shpjegimit të tyre në kuadrin e skemave më të mira pa asnjë përjashtim që e tejkalon këtë kuadër. 4.2. Vetitë kimike të oksideve, bazave, acideve dhe kripërave Oksidet bazë Oksidet bazë janë substanca komplekse të përbëra nga një metal dhe oksigjen, të cilave bazat u përgjigjen si hidrokside. Tabela 4.2 – Modelet e zhvillimit të metaleve Vetitë kimike të oksideve bazike Oksidet bazë reagojnë: 1) me oksidet acidike: Na2O + CO2 = Na2CO3; 2) me acide: CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O; 3) me ujë (oksidet e vetëm metaleve më aktive - alkali dhe toka alkaline) reagojnë: CaO + H2O = Ca(OH)2 CuO + H2O 33 nuk funksionon Copyright Sh.A. Oksidet acidike janë substanca komplekse të përbëra nga një jometal dhe oksigjen, të cilave acidet korrespondojnë si hidrokside. Tabela 4.3 – Modelet e zhvillimit të jometaleve Vetitë kimike të oksideve acide Oksidet acidike reagojnë: 1) me oksidet bazike: SO3 + Na2O = Na2SO4; 2) me baza: CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O; 3) me ujë: SO3 + H2 O = H2SO4. Bazat Bazat janë substanca të përbëra nga një metal dhe grupe hidroksil OH–. Bazat janë substanca që shpërndahen për të formuar jone hidroksid OH–. Metalet alkaline shumë aktive (grupi 1, nëngrupi kryesor: Na, K, etj.) Metalet alkaline tokësore (grupi 2, nëngrupi kryesor: Ca, Sr, Ba) formojnë baza të forta (alkalet) Janë të tretshme në ujë, shpërndahen plotësisht (). NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2). Metalet me pak aktiv (të gjitha përveç alkalit dhe tokës alkaline): Al, Zn, Cu, Fe, Pb formojnë baza të dobëta. Janë pak të tretshëm në ujë dhe shpërndahen pjesërisht: (Cu(OH)2↓, Fe(OH)3↓). Metalet më aktive me në një masë më të vogël oksidimi formon baza më të forta 2 3 Fe (OH)2 > Fe (OH)3 Përgatitja e bazave të forta 1) oksidi me ujë: CaO + H2O = Ca(OH)2; 2) metal me ujë: 2Na + H2O = 2NaOH + H2; 3) elektroliza e tretësirës së kripës: NaCl, KCl. 34 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Përgatitja e bazave të dobëta Kripë e një metali me aktivitet të ulët me alkali: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4. Vetitë kimike të bazave Bazat reagojnë: 1) me acidet (reaksioni i neutralizimit): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; 2) me okside acide: 2NaON + CO2 = Na2CO3 + H2O; 3) me kripëra (nëse formohet një precipitat): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4. Rregulli: Kripërat e tretshme metale me aktivitet të ulët reagojnë me baza të forta. Kompetenca profesionale: Përdorimi i mikroplehrave CuSO4, FeSO4, MnSO4 etj. në tokat alkaline është i paefektshëm, pasi ato bëhen të patretshme. Hidroksidet amfoterike Hidroksidet amfoterike kanë veti të dyfishta - si bazat ashtu edhe acidet në të njëjtën kohë. Ata reagojnë si me acidet ashtu edhe me bazat. Tabela 4.4 – Metalet që formojnë hidrokside amfoterike (mospërputhja e brendshme e vetive) Elementet e grupit Gjendja e oksidimit I Au +3 II Be, Zn +2 III Al +3 IV Ge, Sn, Pb +2; +4 VI Cr +3 Vetitë amfoterike të hidroksidit të zinkut Zn(OH)2: amfoterike. Zn(OH)2 ↓+ H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O acid bazë Në shkrirje: amfote. Zn(OH)2 + 2NaOH = H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O bazë acid natriumi zinkat Në tretësirë: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ose Na Metalet me të njëjtën gjendje oksidimi (+2) formojnë hidrokside amfoterike me veti të ngjashme: Zn (OH)2, Be(OH)2, Ge(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2 Vetitë amfoterike të hidroksidit të aluminit: amfot. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O acid bazë 35 Copyright SH.A. Byroja Qendrore e Projektimit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Në shkrirje: amfotë. Al(OH)3 + NaOH → H3AlO3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O bazë acid H2O metaaluminat natriumi acid metaalumini HAlO2 Në tretësirë: Al(OH)3 + 3NaOH = Na3 ose Na ose Na Metalet me të njëjtën gjendje oksidimi (+3) hidroksidet amfoterike me veti të ngjashme: Al(OH)3, Cr(OH)3, Au(OH)3. Acidet Acidet janë komponime komplekse që shpërndahen për të formuar kationet e hidrogjenit H+ (protone). Tabela 4.5 – Acidet dhe kripërat Emri i acidit Klorhidrik (klorhidrik) nitrik Formula e mbetjeve të acidit Emri i kripës Shembuj të kripërave HCl Cl – kloruret NaCl HNO3 Nitratet Sulfatet hidrosulfate Fosfatet hidrofosfate dihidrogjenofosfate sulfate hidrokarburate sulfate trites KNO3 Na2SO4 NaHSO4 (PO4)2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 Na2SO3 NaHSO3 Na2S NaHS Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 NaHSiO3 NaNO2 Cianide KCN Squfur H2SO4 Fosfor H3PO4 Squfur H2SO3 Hidrogjen Sulfid H2S Qymyri H2CO3 SO42– 4– PO43– HPO42– H2PO4– SO32– HSO3 – S2– HS– CO32– HCO3– SiO32– HSiO3– NO2– HCN CN– Vetitë kimike të acideve Acidet ndërveprojnë me: 1) bazat 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O; 2) oksidet bazë H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) kripërat (nëse formohet një precipitat ose gaz): 36 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Projektimit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit a) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, b) 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H2O; 4) Ndërveprimi i acideve me metalet Acidet e zakonshme (tipike) H Cl, H 2 SO4. (të detajuara). Agjenti oksidues është H+. Acidet reagojnë me metalet për të çliruar hidrogjen. Një seri tensionesh metalesh: Li, K, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H Cu, Hg, Ag, Pt, Au Metalet e vendosura në një seri tensionesh deri në zhvendosjen e hidrogjenit. hidrogjeni nga acidet e zakonshme. Në H2SO4 të holluar, agjenti oksidues janë kationet e hidrogjenit H+ (ato pranojnë elektrone dhe ndryshojnë gjendjen e oksidimit). 0 2 H 2 SO4 Z n abd. 0 2 2е Zn Zn 0 2е 2H 0 Zn SO4 H2 ok H2 1 1 nuk shkon. H 2 SO 4 Cu r dil. 6 5 5 Acidet oksiduese: H2 S O4, H N O3, H N O3 konc. konk. div. 6 5 Agjenti oksidues është një element acidformues: S, N. Acidet oksiduese reagojnë me metalet pa lëshuar hidrogjen. Acidet oksiduese mund të reagojnë edhe me Cu, Hg, Ag (pa çliruar hidrogjen). H2SO4 i koncentruar reagon me metalet pa lëshuar hidrogjen (agjenti oksidues është joni SO 42, d.m.th. S). 0 2е Cu sol 6 S 2 Cu 2е okl 4 S 1 1 I koncentruar acid sulfurik H2SO4 pasivizon Al, Fe, Cr: 3H2SO4 + 2Fe → Fe2O3 + 3SO2 + 3H2O konk. film 37 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Properties acid nitrik Acidi nitrik ka veti oksiduese. 5 Në acidin nitrik, agjenti oksidues janë jonet NO3 (N pranon elektrone, ndryshon gjendjen e oksidimit). Kur acidi nitrik reagon me metalet, hidrogjeni nuk lirohet. HNO3 i koncentruar zakonisht kthehet në gaz kafe NO2. 5 4 HNO3 NO 2 fund kafe HNO3 pasivizon Al, Fe, Cr. konk. HNO 3 Al Al 2 O 3 NO 2 konk. Filmi H 2O HNO3 tret Cu, Hg, Ag: konc. HNO 3 Cu konc. Cu NO 3 2 NO 2 H 2O Tabela 4.6 - Ndërveprimi i acidit nitrik me metalet 5 HNO3 dil. pak aktiv Cu, Ag, Pb metale me aktivitet mesatar Mg, Zn shumë aktiv Na, K, Ca 2 3 NO N2 ;N2 O HNO 3 Cu Cu(NO 3) 2 NO H 2O HNO 3 Zn Zn(NO 3) 2 N 2 H 2O dil. div. HNO 3 Na dil. NaNO 3 NH 3 H 2 O ose HNO 3 Na dil. 3 NH 3, NH 4 NO 3 0 NaNO 3 NH 4 NO 3 H 2 O Produktet e bashkëveprimit të acidit të holluar me metalet varen nga aktiviteti i metalit dhe shkalla e hollimit të acidit nitrik. Sa më aktiv të jetë metali, aq më i reduktuar është produkti i transformimit të tij. Zakonisht disa produkte formohen në të njëjtën kohë. Kinetika e procesit përcakton avantazhin e formimit të njërit prej tyre. 38 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Salts Kripërat janë elektrolite që shpërndahen në katione metalike dhe anione të një mbetjeje acidi. Kripërat e mesme përbëhen nga një mbetje metalike dhe një acid. 1 Shembull: Na 3 PO 43 – fosfat natriumi. Kripërat acide (hidrosaltet) përbëhen nga një kation metalik dhe një anion kompleks që përmban hidrogjen dhe një mbetje acidi. 1 Shembull: Na 2 HPO 42 – hidrogjen fosfat natriumi. Kripërat bazë (kripërat hidrokso) përbëhen nga një kation kompleks që përmban një metal dhe një grup hidroksil, dhe një anion të mbetjeve acide. 2 Shembull: AlO H Cl 41 – hidroksilklorur alumini. Vetitë kimike të kripërave Kripërat reagojnë: 1) me bazat (nëse formohet një precipitat): FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl; 2) me acide (nëse formohet një precipitat ose lirohet gaz): AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3, Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O; 3) me kripëra (nëse formohet një precipitat): Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl 4) me metale (më aktive se metali që formon kripën): CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4. 4.3. Periodiciteti i ndryshimeve të vetive acido-bazike të substancave kimike Vetitë acido-bazike të përbërjeve komplekse varen nga vetitë e elementeve nga të cilët janë formuar: 1. Vetitë e elementeve në periudha ndryshojnë nga metalike në jometalike. Në përputhje me këtë, vetitë e përbërjeve komplekse (oksidet dhe hidroksidet) ndryshojnë periodikisht nga bazike në acide. 2. Metalet aktive (alkali dhe toka alkaline) formojnë baza të forta (alkalet); 3. Metalet më pak aktive formojnë baza të dobëta; 4. Metalet më aktive me gjendje oksidimi më të ulët i korrespondojnë bazave më të forta; 5. Jometale më aktive me më shumë shkallë të lartë oksidimi korrespondon me acide më të forta; 6. Jometalet aktive u korrespondojnë acideve të forta. 39 E drejta e autorit Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit 4.4. Pyetje të kompetencës profesionale 1. Superfosfati Ca(H2PO4)2 nuk këshillohet të përdoret në tokat alkaline, pasi shndërrohet në Ca3(PO4)2 të patretshëm: Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2↓ + 4H2O mjedis alkalik i tretshëm i patretshëm 2. Miell fosforit Ca3(PO4)2 përdoret në tokat acide, ku gradualisht shndërrohet në dihidrogjen fosfat kalciumi i tretshëm: Ca3 (PO4)2 + H3PO4 → Ca(H2PO4)2 mjedis acid i patretshëm 3. Mikroplehrat (CuSO4, MnSO4 etj.) nuk këshillohen të përdoren në toka alkaline, pasi shndërrohen në përbërës të patretshëm: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 mjedis i tretshëm alkalik i patretshëm 4. Kur gëlqerohen tokat acide, gëlqeror CaCO3 ose miell dolomiti CaCO3 MgCO3 shtohet në tokë. Në tokën acide mund të ndodhin procese për shkak të të cilave ulet aciditeti i tokës: +H+ Ca2+ + CO2 + H2O a) CaCO3 +H+ Ca(HCO3)2 → Ca2+ + HCO 3 b) Gëlqeror CaCO3 ndërvepron me kationet H+ të Kompleksi i thithjes së tokës ( PPK): N PPK N CaCO 3 PPK Ca 2 CO 2 H 2O 5. Gjatë gipsimit të tokave të kripura alkaline, në tokë shtohet gips CaSO4 2H2O. Në tokën e kripëzimit të sodës ndodhin këto procese: a) Na 2 CO3 CaSO4 CaCO3 Na 2SO 4 përmirëson tokën - lahet lehtësisht nga shiu, ujitja b) PPC Na Na CaSO 4 PPC Ca 2 Na 2 SO 4 është lahen lehtësisht Pyetje për vetëkontroll 1. Renditni klasat kryesore të përbërjeve inorganike sipas kompleksitetit të tyre. 2. Duke përdorur një diagram gjenetik, shpjegoni vetitë kimike të secilës klasë të përbërjeve inorganike. 3. Shpjegoni algoritmin e përpilimit dhe kontrollit të formulave të substancave kimike komplekse. Jepni shembuj. 4. Plotësoni ekuacionet e reaksioneve të mundshme: 1) CaO + H2O → 6) NaOH + Zn(OH)2 → 2) CuO + H2O → 7) Na2SO4 + KCl → 3) Cu + HCl → 8) Na2SO4 + BaCl2 → 4 ) Cu + HNO3 (konc.) → 9) CaCO3 + HCl → 5) NaOH + Ca(OH)2 → 10) CaCO3 + H2SiO3 → 5. Vizatoni diagramet gjenetike të klasave kryesore të përbërjeve inorganike. 40 Copyright SH.A. Zyra Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit 6. Shkruani formulat e përbërjeve të mëposhtme: sulfat natriumi, klorur alumini, fosfat kalciumi, kalcium dihidrogjen fosfat, nitrat bakri, hidroksilklorur hidroksilfade alumini, hidroksilsulfide alumini, alumini. 7. Jepni një shembull të varësisë së vetive acido-bazike të një përbërjeje kimike nga vetitë e elementit që e formon atë. . 9. Çfarë procesesh mund të ndodhin në tokë gjatë bonifikimit kimik të a) tokave acide b) tokave alkaline 10. Cili mikropleh FeSO4 ose ZnSO4 do të absorbohet më lehtë në tokat alkaline? REFERENCAT Kryesore 1. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. 2. Ryazanova, G.E. Inorganike dhe kimi analitike/G.E. Ryazanova - Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Shtetëror Agrare Saratov", 2006. - 172 f. Shtesë 1. Klinsky, G.L. Kimia inorganike / G.L. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M.: Shtëpia botuese. MSHA, 2001. – 384 f. 2. Egorov, V.V. Kimia e mjedisit. /V.V. Egorov. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 192 f. 3. Vlasov, V.M. Gabimet që çojnë në shpërthim. / V.M. Vlasov // Kimia dhe jeta. – 2006. – Nr.7. – f. 60. 4. http://www.online-knigi.com/biologiya/agrohimiya-uchebnik-skachat.html 41 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 4.7 - Vetitë e elementeve të periudhës III dhe përkatëse im oksidet dhe hidroksidet Elementi R i atomit R të jonit J, eV Vetitë Na 0,189 0,80 5,14 metal aktiv Oksid Na2O oksid bazë Hidroksid NaOH bazë e fortë Mg 0,160 0,740 7,65 metal më pak aktiv MgO oksid bazë i dobët) 9 bazë Mg (oksid i dobët bazë) 9 Mg 5. 0,074 Kd (konstante disociimi) Al 0,143 0,570 5,99 metal amfoterik edhe më pak aktiv Al2O3 oksid amfoterik Al(OH)3 bazë e dobët me amfoterike (e dyfishtë - edhe bazë edhe acide) 4 10-13 (acid) 1 ,38 (bazike) ) 42 Si 0,134 0,390 8,15 oksid jometal pak aktiv SiO2 acid i dobët H2SiO3, i patretshëm në ujë P 0,130 0,350 10,49 jometal më aktiv P2O5 oksid mesatarisht acid-acid 2-101 .201 S 0,104 0,290 10,36 jometal aktiv SO3 oksid fort acid H2SO4 acid i fortë Cl 0.999 0.260 13.01 jometal shumë aktiv Cl2O7 oksid fort acid HClO4 acid shumë i fortë Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC "Agency"NDEMICALCture1 Idetë moderne për lidhjen kimike Në kushte të zakonshme, shumë pak substanca përbëhen nga atome individuale. Këto janë gazra inerte (për shembull, helium He). Substancat e mbetura përbëhen nga grimca më komplekse (molekula, jone molekulare, radikale). Një molekulë është një koleksion atomesh që ka një numër të vetive karakteristike. Vetitë e një molekule varen nga forca e lidhjeve kimike dhe gjeometria e molekulës. Gjeometria e një molekule është struktura hapësinore e molekulës, e cila përcaktohet nga këndet e lidhjes dhe gjatësia e lidhjes. Ka përkufizime të ndryshme koncepti i "lidhjes kimike". Një lidhje kimike është fenomeni i bashkimit të atomeve në molekula (L.S. Guzei). Një lidhje kimike është ndërveprimi i atomeve, duke çuar në formimin e molekulave dhe kristaleve të substancave të thjeshta dhe komplekse dhe duke siguruar qëndrueshmërinë e tyre (D.A. Knyazev). Një lidhje kimike është një grup ndërveprimesh midis elektroneve dhe bërthamave, që çojnë në bashkimin e atomeve në molekula (Yu.A. Ershov). Teoria e lidhjeve kimike është një degë e kimisë në të cilën vetitë e lidhjeve kimike përdoren për të përshkruar vetitë e përbërjeve kimike. Aktualisht nr teori e unifikuar lidhje kimike. Ekzistojnë disa teori të lidhjes kimike (metoda e lidhjes valente, metoda orbitale molekulare, teoria e fushës kristalore). 5.2. Parimet themelore të metodës së lidhjes valente (VBC) W. Heitler dhe F. London (1927) Një lidhje kimike kryhet nga dy elektrone me rrotullime të kundërta. Lidhja kimike është dy-elektronike, dy qendrore, e lokalizuar. Një lidhje kimike e kryer nga çifte elektronesh quhet kovalente. Aktualisht, metoda e lidhjeve valente është e rëndësishme për një kuptim cilësor të natyrës së lidhjeve kimike 5.2.1. Mekanizmat e formimit të një lidhjeje kovalente Mekanizëm shkëmbimi Një lidhje kimike formohet për shkak të mbivendosjes së dy orbitaleve njëelektronike (Fig. 1). Figura 5.1. Skema e mbivendosjes së reve elektronike atomike sipas mekanizmit të shkëmbimit Kur krijohet një lidhje kimike, energjia e sistemit zvogëlohet, duke arritur në minimum. 43 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Mekanizmi dhurues-pranues i formimit të lidhjes Një lidhje kimike formohet kur orbitalja me dy elektrone të një atomi mbivendoset me orbitalën e lirë të një atomi tjetër. Figura 5.2. Skema e mbivendosjes së orbitaleve atomike të elektroneve sipas mekanizmit dhurues-pranues Vetitë kimike të amoniakut përcaktohen nga aftësia e tij për të bashkëvepruar me ujin dhe acidet sipas mekanizmit dhurues-pranues, duke formuar komponime të amonit. Në këtë rast, dhuruesi është azoti i amoniakut, i cili ka një çift elektronik jo-lidhës, dhe pranuesi është një kation hidrogjeni, i cili ka një orbital të lirë. Përbërjet e amonit – NH4NO3 (nitrat amoniumi), (NH4)2SO4 (sulfati i amonit), NH4Cl (klorur amoniumi), NH4H2PO4 dhe (NH4)2HPO4 (ammophos) – janë plehra minerale të vlefshme. Prodhimi i tyre në industri bazohet në reaksionet: HCl → NH4Cl: NH3 + HNO3 → NH4NO3 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 NH3 + H3PO4 → NH4H2PO4 2 NH3 + H3PO4 → (NH4)2HPO4. Lidhja kovalente Kur krijohet një lidhje kimike, energjia e sistemit zvogëlohet dhe arrin një minimum. Formimi i një lidhjeje kimike është një proces ekzotermik. Një lidhje kovalente karakterizohet nga vetitë e mëposhtme: Gjatësia e lidhjes është distanca midis bërthamave në molekulë. Si gjatësi më të shkurtër lidhjet, aq më e fortë është lidhja kimike. Energjia e lidhjes është energjia e çliruar gjatë formimit të një lidhjeje kimike (kJ/mol). Sa më e lartë të jetë energjia e lidhjes, aq më e fortë është lidhja. Ngopja e lidhjes është aftësia e atomeve për të formuar një numër të caktuar të kufizuar lidhjesh kovalente. 44 E drejta e autorit Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Skema e Agjencisë së Shërbimit të Librit 5.1. Vetitë e lidhjeve kovalente 5.2.3. Llojet e lidhjeve kimike - një lidhje formohet kur orbitalet e elektroneve mbivendosen në një vijë që lidh qendrat (bërthamat) e atomeve. Figura 5.3. Skema e lidhjeve të formimit Orbitalet mbivendosen thellë, duke siguruar fitimin maksimal të energjisë. Nëse një lidhje e vetme (të vetme) ndodh midis dy atomeve, atëherë ajo është një lidhje. -lidhja formohet nga mbivendosja e orbitaleve p të vendosura pingul me vijën kryesore të lidhjes. Figura 5.4. Skema e formimit të lidhjes Dy zona të mbivendosjes lindin, në të dy anët e vijës së drejtë që lidh bërthamat e atomeve. Lidhja π, e cila është më pak e fortë se lidhja -, prishet së pari. Një lidhje π formohet vetëm në prani të një lidhjeje -. Këto lidhje ndryshojnë dukshëm. Rreth lidhjes, është i mundur rrotullimi i lirë boshtor. Rrotullimi rreth lidhjes π është i pamundur, pasi ajo ka dy rajone të mbivendosura. 45 E drejta e autorit Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Shumësia e një lidhjeje kimike Një lidhje kovalente e kryer nga një çift elektronik quhet e vetme. Shumësia e një lidhjeje kimike është numri i çifteve të elektroneve që formojnë lidhje (lidhje e dyfishtë ose e trefishtë). Vetitë e substancave kimike, aktiviteti i tyre, varen nga numri i çifteve të elektroneve që formohen lidhjet kimike në molekula. Pra, hidrokarburet e pangopura me një lidhje të dyfishtë ose të trefishtë (alkenet ose alkinet) oksidohen me permanganat kaliumi, zbardhen ujë me brom, dhe hidrokarburet e ngopura me lidhje e vetme me zinxhir të drejtë, në kushte të zakonshme, nuk hyjnë në reagime të tilla. 5.2.4. Llojet e lidhjeve kimike Jo kovalente lidhje polare Një lidhje kovalente jopolare formohet midis atomeve identike të të njëjtit element me të njëjtin elektronegativitet. Molekulat jopolare të substancave të thjeshta: H2, O2, N2, Cl2 H + H H:H Çifti elektronik ndodhet në mënyrë simetrike Lidhja polare kovalente Lidhja polare kovalente formohet ndërmjet atomeve. elemente të ndryshme me elektronegativitet të ndryshëm. HCl, H2O, NH3, H2S Sa më polare të jetë një molekulë, aq më reaktive është zakonisht. Polarizimi është zhvendosja e resë elektronike lidhëse. Një masë e polarizimit janë ngarkesat atomike efektive (q). Shumë molekula të ndërtuara në mënyrë simetrike të substancave komplekse janë jopolare, megjithëse lidhjet ndërmjet tyre janë polare: CH4, CCI4, SO3, BeCl2, CO2, C6H6 O=C=O 8,99∙10-30 C∙m ← → 8,99∙10 30 C ∙m Momenti i dipolit elektrik ndërmjet ngarkesave është i barabartë me produktin e ngarkesës së dipolit dhe distancën = ql (C∙m) Momentet e dipolit elektrik janë madhësi vektoriale, prandaj momentet dipole të lidhjeve në një molekulë përmblidhen si vektorë . 5.2.5. Shkalla e jonitetit të lidhjes 1. Ngarkesa teorike e llogaritur e një atomi në një molekulë e barabartë me fuqinë oksidimi 1 1 HF 1 2 H2 O 46 3 1 N H3 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 2. Ngarkesa efektive e një atomi në një molekulë karakterizon zhvendosjen e densitetit të elektroneve dhe përcaktohet në mënyrë eksperimentale. 0,42 0,42 0,18 0,18 0,05 0,05 H F H Cl H I Shkalla e jonitetit i (%) është e barabartë me raportin e qeff efektiv dhe ngarkesave qcalc të llogaritura të atomit. qeff i 100%. q kalc Tabela 5.1 – Shkalla e jonikitetit i(%) e disa komponimeve kimike Substanca HF LiF NaCl NaF RbCl i (%) 42 84 90 97 99 Shkalla e jonicitetit është e barabartë me ndryshimin në elektronegativitetin Δχ të atomeve që formojnë një lidhje të caktuar . Vlera Δχ = 1,7 merret në mënyrë konvencionale për të korresponduar me shkallën e jonikitetit të lidhjeve, e barabartë me 50%. Në mënyrë konvencionale supozohet se lidhjet me Δχ >1.7 dhe i >50% janë jonike, dhe lidhjet me Δχ<1,7 и i <50% - ковалентными полярными. Степень ионности в неполярных молекулах (H2, O2, Cl2) равна нулю. Внесистемной единицей дипольного момента является Дебай (Д). 1Д = 3,33∙10-30 Кл∙м Если дипольный момент молекулы равен нулю, то молекула является неполярной. Если дипольный момент молекулы отличен от нуля, то молекула является полярной. Таблица 5.2 – Зависимость типа химической связи от величины μ (Д) Дипольный момент (Д) Тип химической связи 0 До 4Д 4-11Д неполярная полярная ионная Ионная связь Ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи. Ионная связь – это химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением Ионная связь образуется между элементами с резко противоположными свойствами (активными металлами и неметаллами) 47 Ионная связь – это предельно поляризованная связь Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства ионной связи ненаправленность ненасыщаемость соединения с ионной связью легко диссоциируют образуются твердые тела с ионным кристаллическим строением Под действием полярных молекул растворителя происходит электролитическая диссоциация электролитов. Чем более полярна химическая связь, тем легче идет диссоциация. Диссоциация легче всего идет по ионной связи. Таблица 5.3 – Условное деление вещества на полярные и ионные Степень ионности i XA - XB > 50 % < 50% > 1,7 < 1,7 (Д) Тип вещества >4-11 > 0-4 polare jonike 5.2.6. Hibridizimi orbitalet atomike Hibridizimi është përzierja e orbitaleve të ndryshme atomike, duke çuar në shtrirjen e tyre në formë dhe energji. Figura 5.5. Skema e hibridizimit të orbitaleve valente Numri i orbitaleve hibride të formuara është i barabartë me numrin e orbitaleve atomike fillestare që marrin pjesë në hibridizim. Shumica raste të thjeshta Hibridizimi ndodh kur përzihen orbitalet s dhe p. 1. Me hibridizimin sp, përzihen dy orbitale - s (formë topi) dhe p (formë trap). Në këtë rast, formohen dy orbitale hibride, që kanë formën e një trap asimetrike. Ato janë të vendosura në të njëjtën linjë në një kënd prej 180 °. Kjo përcakton gjeometrinë e molekulave me sp-hibridizimin e atomit qendror. Kjo molekulë ka një strukturë lineare. 48 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Një shembull është molekula BeF2, në të cilën ka sp - hibridizimi i atomit të beriliumit në gjendje të ngacmuar. Figura 5.6. Diagrami i një molekule lineare BeF2 2 2. Gjatë hibridizimit sp, përzihen tre orbitale - një s dhe dy p - orbitale. Në këtë rast, formohen tre orbitale hibride. Ato janë të vendosura në të njëjtin rrafsh dhe të orientuar në një kënd prej 120° me njëri-tjetrin. Ky lloj hibridizimi korrespondon me gjeometrinë e një trekëndëshi të sheshtë. Një shembull është molekula e fluorit të borit BF3. Figura 5.7. Diagrami i një molekule trekëndore BF3 3. Gjatë hibridizimit sp3 formohen katër orbitale hibride. Ato janë të orientuara në një kënd prej 109°28" me njëra-tjetrën, të zgjatura deri në kulmet e tetraedrit. Një shembull është molekula e metanit CH4, e cila ka formën e një tetraedri. Figura 5.8. Diagrami i një molekule metani katërkëndor 4. Në molekulat e amoniakut NH3 dhe ujit H2O ndodh edhe sp3 - hibridizimi i atomeve të azotit dhe oksigjenit 107.3° Shtrembërimi i këndit katërkëndor ndodh për shkak të ndikimit të një orbitale jolidhëse. 5.9 Diagrami i ndikimit të orbitaleve jolidhëse në gjeometrinë e molekulave 49 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 5.2.7 , kryhet duke përdorur elektrone që lëvizin lirshëm (gaz elektron). Karakteristikat strukturore të metaleve çojnë në veti të tilla si përçueshmëria elektrike, përçueshmëria termike, duktiliteti dhe shkëlqimi metalik. Rrjetat kristalore më të zakonshme të metaleve janë kubike dhe me në qendër fytyrën. Koncepti i energjisë lidhëse nuk zbatohet për lidhjet metalike për shkak të natyrës së tyre shumëqendrore. 5.2.8. Lidhja hidrogjenore Një lidhje hidrogjeni është një lidhje midis një hidrogjeni të lidhur me një atom të një elementi fort elektronegativ dhe një atomi të të njëjtit element të një molekule tjetër (ose të njëjtës). Lidhja hidrogjenore është për shkak të: 1. Tërheqjes elektrostatike ndërmjet një protoni dhe një grupi polar. 2. Ndërveprimi dhurues-pranues. Lidhja ndërmolekulare hidrogjenore: 1. Lidhja H2O; (H2O)2; (H2O)5; Skema e lidhjeve hidrogjenore (H2O)n 5.2. Ndikimi i lidhjeve hidrogjenore në vetitë e substancave kimike 5.3. Koncepti i metodës orbitale molekulare (1928-1932) R. Mulliken Kimisti fizik amerikan Mulliken Robert Sanderson. Për studimin e lidhjeve kimike dhe strukturave elektronike të molekulave duke përdorur metodën orbitale molekulare, atij iu dha Çmimi Nobel në Kimi (1966). 50 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Parimet themelore të metodës orbitale molekulare Një molekulë është një grup i përbërë nga bërthama dhe elektrone, në të cilin secili elektron lëviz në fushën e të gjitha elektroneve të tjera dhe të gjitha bërthamave. Një lidhje kimike mund të jetë jo vetëm me dy elektrone, por edhe me tre elektrone, multielektroni dhe shumëqendër. Metoda e orbitaleve molekulare është metoda e orbitaleve atomike të shtrira në një molekulë. Një orbital molekular është një kombinim linear i orbitaleve atomike. Funksioni valor i një orbitale molekulare merret si rezultat i shtimit ose zbritjes së atomit funksionet e valës. Një orbitale lidhëse është një orbitale, funksioni valor i së cilës merret duke shtuar funksionet valore të orbitaleve atomike. Ka më pak energji se një orbitale atomike. Një orbitale antilidhëse është një orbitale, funksioni valor i së cilës merret duke zbritur funksionet valore të orbitaleve atomike. Ka më shumë energji se një orbitale atomike. Figura 5.10. Skema e formimit të orbitaleve molekulare në molekulën e hidrogjenit H2 Metoda e orbitaleve molekulare është më komplekse se metoda e lidhjeve valore. Sidoqoftë, përdorimi i tij bën të mundur shpjegimin e disa vetive të substancave që nuk mund të shpjegohen duke përdorur lidhjet valore (për shembull, vetitë paramagnetike të oksigjenit). Ndërveprimet ndërmolekulare Vetitë e një substance nuk varen vetëm nga vetitë molekula individuale , por edhe nga shoqatat e tyre. Në gjendjen e gaztë, forcat e ndërveprimit ndërmjet molekulave janë të dobëta, kështu që vetitë e molekulave individuale janë më të rëndësishmet. Në gjendjet e lëngëta dhe të ngurta, forcat e bashkëveprimit midis molekulave kanë një rëndësi të madhe. Forcat e ndërveprimit ndërmolekular universal quhen forcat van der Waals. 51 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Kanë 4 komponentë: forcat orientuese (ndërmjet molekulave polare); forcat induktive (midis molekulave polare dhe jopolare); forcat e dispersionit; energjia e zmbrapsjes së predhave elektronike. Rëndësia praktike e ndërveprimeve ndërmolekulare është e madhe. Ato ndikojnë në vetitë fizike dhe kimike të substancave. Për përcaktimin e tyre, përdoren qasje të bazuara në ligjet e fizikës klasike dhe metodat teorike kimike kuantike. Pyetje për vetëkontroll 1. Çfarë është lidhja kimike? 2. Jepni shembuj të substancave me lidhje jopolare, polare dhe jonike. 3. Shpjegoni manifestimin e mekanizmit dhurues-pranues të formimit të lidhjes duke përdorur shembullin e vetive kimike të amoniakut. 4. Shpjegoni gjeometrinë e molekulave me SP3 - hibridizimi i atomit qendror (CH4, NH3, H2O). 5. Krahasoni vetitë e lidhjeve kovalente dhe jonike. 6. Substancat me cilin lloj lidhjesh kimike shkëputen më lehtë? 7. Sa lidhje π ka në një molekulë të acidit sulfurik? 8. Si ndryshon polariteti i një lidhjeje kimike në serinë HCl –––––– NaCl? REFERENCAT Kryesore 1. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 2. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. Shtesë 1. Klinsky, G.D. Kimia inorganike /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Shtëpia botuese MCHA, 2001. – 384 f. 2. Gelfman, M.I. Kimia inorganike / M.I. Gelfman, V.P. Justratov. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 528 f. 3. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 4. ru.wikipedia.org 52 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Leksion 6 TEORIA MODERNE E ZGJIDHJEVE 6.1. Klasifikimi i sistemeve të shpërndara Një sistem i shpërndarë është një sistem në të cilin një substancë shpërndahet në mënyrë të barabartë në formën e grimcave brenda një substance tjetër. Faza e shpërndarë (DP) është një substancë e ndarë imët. Një medium dispersioni (DS) është një substancë në të cilën shpërndahet faza e shpërndarë. Tabela 6.1 – Klasifikimi i sistemeve të shpërndara sipas shkallës së dispersionit Sisteme të shpërndara trashë Sistemet koloidale Zgjidhjet e vërteta Aktualisht, pranohet përkufizimi i mëposhtëm i një zgjidhjeje: Tretësirat janë homogjene, termodinamikisht sisteme të qëndrueshme me përbërje të ndryshueshme, që përbëhet nga një lëndë e tretur, tretës dhe produkte të ndërveprimit të tyre. Në mënyrë sasiore mbizotëron tretësi. Lënda e tretur është e pranishme në sasi më të vogël. Shpërbërja e një lënde shoqërohet me efekte termike: Tabela 6.2 - Efektet termike të procesit të tretjes Procesi endotermik (përthithja e nxehtësisë) - thyerja e lidhjeve ΔH1 > 0 Procesi ekzotermik (lirimi i nxehtësisë) - formimi i lidhjeve të reja (solvimi, hidratimi ΔH2< 0 общий тепловой эффект: ΔН = ΔН1 + ΔН2 53 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило: Подобное растворяется в подобном. Полярные вещества – в полярных растворителях HCl – в H2O полярн. полярн. Неполярные вещества – в неполярных растворителях I2 – в бензоле неполярн. неполярн. 6.2. Способы выражения состава растворов Концентрация раствора – это величина, характеризующая содержание растворенного вещества в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя. Таблица 6.3 – Способы выражения состава растворов 6.3. Концентрация почвенного раствора и осмос Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемые мембраны. Движущими силами осмоса являются: переход в состояние с более низким уровнем энергии; выравнивание концентраций по обе стороны мембраны; увеличение энтропии (неупорядоченности системы). Величина осмотического давления черноземов при орошении составляет 0,5-5,0 МПа, а солонцов в засушливых районах 5-17 МПа. 54 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.4 – Осмотическое давление растительной клетки 6.4. Растворы электролитов 6.4.1. Tretësira ujore Tretësi më i rëndësishëm është uji. Tretësirat ujore kanë rëndësi të madhe për organizmat e gjallë në to zhvillohen procese biokimike. Shpërndarja në natyrë dhe përdorimi në industri dhe bujqësi. Tabela 6.5 - Roli biologjik uji Vetitë e ujit 1. Molekula e ujit ka konfiguracion këndor, meqenëse bëhet SP3 - hibridizimi i orbitaleve elektronike të atomit të oksigjenit 2. Momenti elektrik i dipolit μ = 6,17∙10-30 C∙m (shumë i madh) 3. Dielektrik konstante = 81 ( e lartë) 4. Molekula e ujit është polare. 5. Shkalla e jonitetit të lidhjes = 33% 6. Uji është një tretës unik. 55 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 7. Molekulat e ujit formojnë lidhje hidrogjenore; hyjnë në një ndërveprim dipol – dipol dhe jon-dipol. Në gjendje të lëngët, molekulat e ujit shoqërohen: (H2O)2; (H2O)3; (H2O)4; (H2O)x. Në rrjetën kristalore të akullit, çdo atom oksigjeni është i lidhur me 4 atomet e oksigjenit të 4 molekulave të ujit nga katër lidhje hidrogjeni. Ka kavitete midis molekulave të ujit. Figura 6.1. Ndikimi i informacionit në një kristal uji 6.4.2. Teoria e disociimit elektrolitik Konceptet e "elektroliteve" dhe "joelektroliteve" ishin të njohura tashmë në shekullin e 19-të. Elektrolitet janë substanca tretësira (ose shkrirjet) e të cilave nuk përçojnë rrymë elektrike. Jo elektrolitet janë substanca tretësira (ose shkrirjet) e të cilave nuk përçojnë rrymë elektrike. Për vetitë e përgjithshme (koligative) të tretësirave jo-elektrolitike, u zbulua ligji Raoult–van't Hoff: ulje e presionit avull i ngopur mbi tretësirë, rritja e pikës së vlimit, ulja e pikës së ngrirjes është proporcionale me përqendrimin molar të tretësirës. U zbulua se tretësirat e elektrolitit nuk i binden ligjit Raoult–van’t Hoff. Për elektrolitet, të gjitha vetitë koligative kanë një rëndësi më të madhe. Për shembull, për KCl ≈ 2 herë, për BaCl2 ≈ 3 herë. Problemi ka lindur: pse është kështu? Në 1887, S. Arrhenius (Suedi) propozoi teorinë e disociimit elektrolitik. Disociimi elektrolitik është zbërthimi i molekulave në jone nën veprimin e një tretësi (për tretësirat ujore - nën veprimin e ujit). Jonet janë grimca që kanë një ngarkesë. Kationet kanë një ngarkesë (+). Anionet kanë një ngarkesë (–). Elektrolitet janë substanca që përcjellin rrymë me jonet e tyre. 56 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Vetitë koligative të tretësirave të elektrolitit janë më të mëdha sepse gjatë disociimit rritet numri i grimcave të substancës së tretur. HCl = H+ + Cl– 1 grimcë 2 grimca Arrhenius ishte një ithtar i teorisë fizike të tretësirave, e cila thoshte se substanca e tretur nuk ndërvepron me tretësin. DI. Mendelejevi krijoi teorinë kimike të zgjidhjeve (1887). Ai vërtetoi se një substancë e tretur dhe një tretës ndërveprojnë për të formuar solvate (për tretësirat ujore - hidratet). Ata janë bertolide. I.A. Kablukov kombinoi teorinë fizike të Arrhenius dhe teorinë kimike të Mendelejevit. Teoria e disociimit elektrolitik është ngritur në një nivel të ri, më të lartë Shkaku kryesor i disociimit është solvimi (hidratimi). Disa jone janë shumë të hidratuar. Kështu, energjia e hidratimit të kationit të hidrogjenit (protonit) është e lartë: H+: H+ + H2 O: = H3O+ kation dhurues i hidroniumit Nuk ka katione të lira H+ në një tretësirë ​​ujore ato shndërrohen në katione të forta hidronium H3O+. 6.4.3. Karakteristikat sasiore Disociimi elektrolitik Ekzistojnë dy karakteristika sasiore të disociimit elektrolitik - shkalla e disociimit dhe konstanta e disociimit. 1. Shkalla e disociimit elektrolitik () është raporti i numrit të molekulave të shpërbëra në jone me numrin e përgjithshëm të molekulave të substancës së tretur. Shkalla e disociimit matet në fraksione të njësisë ose në përqindje: O 1 ose O 100%. (%) = Diss 100%. Komuniteti Shkalla e shpërbërjes varet nga: natyra e substancës së tretur (substancat me lloje jonike dhe shumë polare të lidhjeve kimike shpërndahen më së miri); mbi natyrën e tretësit (në vlerën e konstantës së tij dielektrike); në përqendrimin e tretësirës (kur tretësira hollohet, shkalla e disociimit rritet); në temperaturë; nga prania e joneve me të njëjtin emër (shkalla e disociimit zvogëlohet). 57 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnimit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Tabela 6.6 – Varësia e forcës së elektrolitit nga shkalla e disociimit dhe konstanta e disociimit (Kd) Shkalla e disociimit () 30% 3% Forca e elektrolitit Kd 30%< 3% >10-2 I fortë 10-2 – 10–4 Mesatar< 10–4 слабый 2. Константа диссоциации Кд находится на основании закона действия масс для слабых электролитов. КА ↔ К+ + А. Кд = . Кд не зависит от концентрации. 6.4.4. Свойства сильных электролитов Сильные электролиты в растворе диссоциированы полностью. Движение ионов стеснено притяжением друг к другу ионов с противоположными зарядами. Каждый ион окружен «ионной атмосферой», состоящей из противоположно заряженных ионов, которая тормозит его движение. Поэтому все свойства растворов электролита, зависящие от концентрации, проявляются не в соответствии с полной диссоциацией электролита, а в меньшей степени. Для оценки состояния ионов в растворе применяют величину, называемую активностью (а). Активность иона – это его условная, эффективная концентрация, в соответствии с которой он действует при химических реакциях. Активность иона (а) равна его концентрации (с), умноженной на коэффициент активности f: a = f∙C. Коэффициент активности иона зависит от его заряда и от ионной силы раствора I. Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда: I 1 C1 Z 12 2 C 2 Z 22 ... C n Z n2 . Если вместо значений концентраций пользоваться значениями активности, то закон действия масс можно применить и к сильным электролитам. При этом можно получить значения констант диссоциации acide të forta. Kjo bën të mundur krahasimin e vetive të elektroliteve jo vetëm të dobët, por edhe të fortë (Kd>10–2 - i fortë; Kd<10–4 – слабые; Kд = 10–2 – 10–4 – средние). 58 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.7 – Константы диссоциации некоторых электролитов при 25оС в водных растворах Слабые электролиты Сильные электролиты Электролит Кд Электролит Угольная кислота Н2СО3 К1 = 4,5∙10-7 Сероводородная кислота К1 = 6∙10-8 К2 = 4,7∙10 К2 = 1∙10 -11 -14 К1 = 8∙10-3 Ортофосфорная кислота К2 = 6∙10 -8 К3 = 1∙10-12 Кд Азотная кислота НNO3 Кд = 43,6 Хлороводородная кислота HCl 1∙107 Бромоводородная кислота HBr 1∙109 Йодоводородная кислота HJ 1∙1011 Упрощенно можно применить к электролитам более простую классификацию, разделив их на две группы – сильные и слабые. При этом все электролиты, не являющиеся сильными, относятся к слабым. 6.4.5. Типы электролитов Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, необратимо. Слабые электролиты диссоциируют частично, обратимо. Таблица 6.8 – Сильные и elektrolite të dobëta Acidet HCl HBr Hl HNO3 H2SO4 HClO4 Bazat Kripërat Hidroksidet Praktikisht aktive - të gjitha metalet alkaline dhe (të tretshme) të tokës alkaline NaCl KNO3 CuSO4 NaOH FeCl3 KOH Al2(SO4)3 Ca(OH)2 ZnSO4 Ba(OH)2 59 Ujëra H2S2CO3 Acidet H2SO3 H2S HCN H3PO4 Acidet organike Hidroksidet e metaleve me aktivitet të ulët dhe hidroksidi i amoniumit Cu(OH)2↓ Fe(OH)3↓ Zn(OH)2 NH4OH(tretësirë) H2O Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 6.4. 6. Shpërndarja e elektroliteve Tabela 6.9 - Shpërbërja e acideve, bazave dhe kripërave Shpërndarja e acideve Aciditeti përcaktohet nga prania e joneve të hidrogjenit H+ Shpërndarja e bazave Alkaliniteti i mjedisit përcaktohet nga prania e joneve hidroksid OH– Shpërbërja e kripërave 60 Copyright SHA Central Byroja e Projektimit BIBKOM & LLC Agjencia e Librit-Shërbimit 6.4 .7. Reaksionet në tretësirat e elektrolitit Reaksionet në tretësirat e elektrolitit lëvizin drejt formimit të përbërjeve të forta e të qëndrueshme, të cilat janë një precipitat, një gaz ose një elektrolit i dobët. Kur përpilohen ekuacionet e reaksionit të joneve molekulare, elektrolitet e forta shkruhen në formën e joneve individuale, dhe elektrolitet e dobëta shkruhen në formën e molekulave. Shembull: 1. Ekuacioni molekular për reaksionin CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl i fortë. të fortë i dobët të fortë 2. Ekuacioni jonik i plotë molekular për reaksionin Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl– 3. Ekuacioni jonik molekular i shkurtuar Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ 6.4.8 . Hidroliza e kripërave Hidroliza është ndërveprimi i shkëmbimit të kripës me ujin. Kripërat i nënshtrohen hidrolizës nëse, pas ndërveprimit me ujin, formohet të paktën një përbërës i fortë dhe i qëndrueshëm, i cili është një elektrolit i dobët (ose një jon kompleks me disociim të ulët). Kripërat që përmbajnë një kation bazë të dobët ose një anion acid të dobët, ose të dyja së bashku (AlCl3, Na2CO3, Al2S3) i nënshtrohen hidrolizës. Kripërat që përmbajnë katione të forta bazë dhe anione të forta acide (NaCl, K2SO4, KNO3) nuk i nënshtrohen hidrolizës. Ligji periodik D.I. Teoria e Mendelejevit mund të zbatohet për vetitë e zgjidhjeve. Ligji periodik ndihmon për të kuptuar marrëdhënien midis vetive të atomeve të elementeve dhe vetive të sistemeve që përmbajnë jonet e këtyre elementeve. Për shembull, ndryshimi i nxehtësisë së hidratimit të kationeve metalike është një funksion i potencialeve jonizuese të atomeve të këtyre metaleve. Sa më e madhe ngarkesa e një kationi metalik dhe sa më e vogël rrezja, aq më e fortë është fusha elektrike që krijon dhe aq më e ndjeshme është ndaj hidrolizës. Prandaj, hidroliza e kationit Al3+ ndodh, por hidroliza e kationeve Na+ dhe K+ nuk ndodh. Algoritmi për përbërjen e ekuacioneve të hidrolizës 1. Krijo një ekuacion për shpërbërjen e kripës. Identifikoni jonin që formon një bazë të dobët ose acid të dobët: AlCl3 = Al3+ + 3Cl- kacioni i një baze të dobët 2. Krijo një ekuacion jonik molekular të shkurtuar për jonin e një elektroliti të dobët. Përcaktoni reaksionin e mediumit: Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+ mjedis acid 61 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 3. Krijo një ekuacion molekular për hidrolizën: AlCl3 + HOH ↔ AlOHCl2 + HСl më e dobët acid që formon kripë, aq më shumë hidrolizë ndodh. Shkalla e hidrolizës (h) është raporti i përqendrimit të kripës që i është nënshtruar hidrolizës (Khidr.) me përqendrimin total të kripës në tretësirë ​​(Ksalt): h = C hydr C kripë 100%. Konstanta e hidrolizës (Kg) rrjedh nga konstanta e ekuilibrit (Kр) CN– + HOH ↔ HCN + OH– Kp = ; kg = .< 10–7(10–8, 10–9, 10–10) Таблица 6.10 – Реакция среды Среда , моль/л Нейтральная 10-7 Кислая >10-7 -6 (10 , 10-5, 10-3) Alkaline > 10-7 -8 (10 , 10-9, 10-10) Shkalla e aciditetit ose alkalinitetit te nje solucioni karakterizohet nga perqendrimi i hidrogjenit Indeksi i joneve Aciditeti ose alkaliniteti i një tretësire mund të karakterizohet nga vlera e pH. vlera e pH është negative logaritmi dhjetor përqendrimi i joneve të hidrogjenit. pH = - log - përqendrimi molar i kationeve të hidrogjenit, ose më saktë pH = - log a H a H - përqendrimi aktiv i kationeve të hidrogjenit. = 10-pH Indeksi i hidroksilit Indeksi i hidroksilit pH është logaritmi dhjetor negativ i përqendrimit të joneve hidroksid. pOH = - log = 10–pOH Formulat për zgjidhjen e problemave 1) ∙ = 10–14; 4) pH + pOH = 14; 2) pH = – log; 5) = 10–pH; 3) pOH = – log[ОH–]; 6) = 10–pH. + 63 Byroja Qendrore e Dizajnit të Drejtave të Autorit Sh.A. BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit Figura 6.1. Skema e ndryshimeve të pH kur ndryshon mjedisi Tabela 6.11 - Vlera e aciditetit të mjedisit Toka Chernozem Podzolic Solonchak pH Plant Optim. pH Tretësirë ​​pH Patatet 4,5-6,3 Gjaku 7,4 3,5-6 Lakra 7,8-7,4 Lëngu gastrik 1,7 8-9 Panxhari 7,0-7,5 Uji i rubinetit 7,5 7 6.4.10. Rëndësia e zgjidhjeve Zgjidhjet janë të përhapura në natyrë, përdoren në teknologji dhe kanë një rëndësi të madhe për organizmat e gjallë. Tabela 6.12 – Tretësirat e elektroliteve në natyrë Ujërat natyrore të lumenjve, liqeneve, deteve, oqeaneve Tretësirat e tokës Lëngjet biologjike dhe indet e organizmave të gjallë Tretësirat e elektroliteve përdoren në teknologji për të marrë komponime kimike të vlefshme (acide, baza, kripëra), plehra minerale. Në biologji, roli i tretësirave është i madh sepse të gjitha proceset qelizore zhvillohen në tretësirat ujore. Bimët thithin makro dhe mikroelemente nga tretësirat ujore të tokës. Lëngu ju lejon të krijoni sisteme shumëfunksionale kontrolli dhe informacioni. Prototipet e një sistemi të tillë janë dhe trurit të njeriut. Pyetje për vetëkontroll 1. Çfarë është disociimi elektrolitik? 2. Jepni shembuj të elektroliteve të fortë dhe të dobët. 3. Pse të gjitha kripërat nuk i nënshtrohen hidrolizës? 4. Llogaritni pH dhe pOH të tretësirës KOH 0,0001 mol/L. 5. Si të shtypet hidroliza e FeCl3? 6. Si përgatitet 3 kg tretësirë ​​NaCl 6%? 7. Pse sulfati i hekurit FeSO4∙7H2O përdoret ndonjëherë për bonifikimin kimik të tokave pak alkaline? 8. Pse përdorimi i mikroplehrave CuSO4, FeSO4 është i paefektshëm në tokat alkaline? 9. Si mund të ndryshojë pH e tokës me përdorimin sistematik të nitratit të amonit NH4NO3? 10. Pse bimët thahen kur përqendrimi i kripës në tokë është shumë i lartë? 64 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency REFERENCAT Kryesore 1. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 2. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. Shtesë 1. Egorov, V.V. Kimia e mjedisit. /V.V. Egorov. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 192 f. 2. Ryazanova, G.E. Kimi inorganike dhe analitike / G.E. Ryazanova - Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Shtetëror Agrare Saratov", 2006. - 172 f. 3. http://www.ecology-portal.ru/publ/1-1-0-124 65 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Ligjërata 7 REAKSIONET REDOX 7.1. Teoria moderne e reaksioneve redoks (ORR) 7.1.1. Rëndësia e proceseve redoks Proceset redoks janë ndër proceset më të rëndësishme në botën përreth nesh. Shndërrimet e shumë elementeve dhe komponimeve në natyrë shoqërohen me një zinxhir reaksionesh redoks të njëpasnjëshme. Frymëmarrja, vetëripërtëritja e trupave të proteinave, fotosinteza, përthithja e ushqimit nga kafshët, thithja e dyoksidit të karbonit dhe e disa makro dhe mikroelementeve nga bimët, etj. – gjithçka bazohet në reaksionet redoks. Me rëndësi të madhe janë vetitë redoks të tokës, në të cilën vazhdimisht ndodh një cikël i transformimeve të substancave, që të kujton metabolizmin në një organizëm të gjallë. Qarkullimi në natyrë i "elementeve" më të rëndësishëm të jetës - azoti, squfuri, karboni - shoqërohet me procese redoks. Si në tokë ashtu edhe në bimë, këta elementë pësojnë transformime redoks. Nëse shkelen rekomandimet e bazuara shkencërisht për përdorimin e plehrave azotike (normat e plehrave, dozat e aplikimit, koha, mosmarrja parasysh dinamika e përbërjes së tokës, kushtet e temperaturës, rregullimi i ujitjes), krijohen kushte për prishje të ekuilibrit ekologjik, helmim. të produkteve bujqësore me nitrate dhe nitrite për shkak të pamundësisë së reduktimit normal të nitrateve në amoniak. Tabela 7.1 - Rëndësia e ORR për bimët Burimi i burimeve të energjisë për organizmat e gjallë Asimilimi i disa lëndëve ushqyese nga bimët Formimi i humusit në tokë, rritja e pjellorisë së tij ORR Proceset e transformimit të lëndëve ushqyese në tokë (hekur, mangan, azot, squfur) Cikli i "elementeve të jetës" në natyrë (azoti, karbohidratet, squfuri) Reaksionet redoks kanë një rëndësi të madhe teknologjike. Ato përdoren për marrjen e metaleve në industri, për prodhimin e acideve, fosforit, halogjeneve, hidrogjenit etj. Me ndihmën e reaksioneve redoks fitohet energji që përdoret në teknologjinë e automobilave, raketave dhe avionëve. Shumë probleme mjedisore të kohës sonë shoqërohen me reaksione redoks, për shembull, ndotja atmosferike me oksidet e azotit dhe squfurit, mbetjet industriale dhe mundësia e shndërrimit të tyre në substanca që kanë aplikime të dobishme. Studimi i proceseve redoks krijon një bazë për të kuptuar një sërë çështjesh komplekse në kiminë inorganike, organike, fizike, biologjike, kiminë agronomike, shkencën e tokës dhe disiplina të veçanta. Tabela 7.2 – Lidhjet ndërlëndore dhe ndërlëndore të teorisë së ODD 7.1.2. Dispozitat themelore të teorisë ORR Reaksionet redoks janë reaksione në të cilat gjendjet e oksidimit të elementeve ndryshojnë për shkak të transferimit të elektroneve nga një atom në tjetrin. Reduktimi është procesi i fitimit të elektroneve nga një atom, jon ose molekulë e një substance. Oksidimi është procesi i humbjes së elektroneve nga një atom, jon ose molekulë e një substance. Një agjent reduktues është një grimcë (atom, jon, molekulë) që dhuron elektrone. Një agjent oksidues është një grimcë (atom, jon, molekulë) që fiton elektrone. Gjatë reduktimit, gjendja e oksidimit të elementit zvogëlohet. Gjatë oksidimit, gjendja e oksidimit të elementit rritet. Procesi redoks është uniteti i dy proceseve të kundërta. Një agjent reduktues (i oksiduar) -e– – + e B agjent oksidues (i reduktuar) Agjentët reduktues më të rëndësishëm 2 Metalet, H2; N B r; H I; NaBr; K I ; H2S2; Na2S2; FeSO4; CO. Agjentët oksidues më të rëndësishëm janë halogjenet (F2, Cl2, Br2, I2), oksigjeni O2; HNO3 (konc. dhe i holluar), H2SO4 (konc.), KMnO4, K2Cr2O7. Vetitë redoks të substancave ndryshojnë periodikisht. 67 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Në periudhën me rritjen e numrit serik, vetitë e elementeve ndryshojnë nga metalike në jometalike, pra nga reduktuese në oksiduese. Në grupin nga lart-poshtë rriten vetitë metalike të elementeve dhe, rrjedhimisht, vetitë reduktuese (aftësia për të dhuruar elektrone). Rregulla e bilancit të elektroneve Numri i elektroneve të dhëna nga agjenti reduktues duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues. 7.1.3. Llogaritja e gjendjes së oksidimit të një elementi Gjendja e oksidimit Koncepti i mëposhtëm i gjendjes së oksidimit është aktualisht i pranuar: Gjendja e oksidimit është ngarkesa e kushtëzuar e atomit të një elementi, e llogaritur me supozimin se molekula përbëhet nga jone. Mund të propozohen përkufizimet e mëposhtme të gjendjes së oksidimit: Gjendja e oksidimit është ngarkesa e kushtëzuar e një atomi të një elementi në një përbërje të pranuar zyrtarisht si jonik. Numri i oksidimit është ngarkesa nominale e një atomi në një molekulë hipotetike të përbërë nga jone. Duke përdorur konceptin e gjendjes së oksidimit, ne duam të vlerësojmë se si ngarkesa e një elementi ndryshon kur atomet e tij heqin dorë ose fitojnë elektrone. Në mënyrë sasiore, gjendja e oksidimit përcaktohet nga numri i elektroneve të dhëna ose të pranuara nga një atom. Rregullat bazë: 1. Gjendja e oksidimit të një elementi në gjendje atomike është zero 2. Molekula është elektrikisht neutrale 3. Gjendja e oksidimit të një elementi në molekulat e substancave të thjeshta është zero Gjendja konstante e oksidimit në përbërjet: H+ (. me përjashtim të H 2 2 2 në hidridet Na + H); O (përjashtimi i O në O F 2); metale të grupit IA (Na+, K+); metale të grupit IIA (Ca+2, Ba+2), alumin Al+3 (III A-grup). Gjendja e oksidimit: 2 metale mund të jenë vetëm pozitive: Na 2 O, C aO; 2 6 e një jometali mund të jetë pozitiv ose negativ: H 2 S, S O 3; jometal më elektronegativ në një përbërje të dy jometaleve – 6 2 negative: S O 3 ; është e barabartë me zero nëse numri i elektroneve në atom është i barabartë me ngarkesën e bërthamës; pozitive nëse numri i elektroneve në atom është më i vogël se ngarkesa e bërthamës; negative nëse numri i elektroneve është më i madh se ngarkesa e bërthamës; Madhësia dhe shenja e gjendjes së oksidimit varen nga struktura e atomit. 68 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Algoritmi për llogaritjen e gjendjes së panjohur të oksidimit në një molekulë 1. Përcaktoni gjendjet e njohura të oksidimit të elementeve; 2. Krijo një ekuacion për shumën algjebrike të gjendjeve të oksidimit të të gjithë elementëve, i cili është i barabartë me zero (duke marrë parasysh numrin e atomeve të secilit element); 3. Gjeni qelizë e gjallë shkallë e panjohur oksidimi duke zgjidhur ekuacionin. Shembull: Gjeni numrin e oksidimit të Mn në KMnO4 Zgjidhje: KMnO4 +1 + x + 4(-2) = 0 x = +8 –1 = +7 Përgjigje: Numri i oksidimit të manganit në KMnO4 është + 7. Për të gjetur numri i oksidimit në një jon kompleks, ju duhet të zgjidhni një ekuacion algjebrik. Shembull: Gjeni gjendjen e oksidimit të azotit në N O3 X 2 Zgjidhje: x + 3(-2) = -1 (N O3) x = -1 + 6 = +5 Përgjigje: Gjendja e oksidimit të azotit në NO 3 është + 5. Ekuacionet elektronike Ekuacionet elektronike pasqyrojnë proceset e oksidimit të një agjenti reduktues për shkak të dhurimit të elektroneve në të dhe reduktimit të agjentit oksidues për shkak të shtimit të elektroneve. Për të përpiluar një ekuacion elektronik, duhet të krahasohet gjendja e oksidimit të një elementi në gjendjen fillestare dhe përfundimtare. Tabela 7.3 - për kompozimin e ekuacioneve elektronike 0 Shembuj: 1. S 2e 2 0 S 1. Na e 3 2 4 2. Fe e Fe 2. S 2e 6 3. S 8e 2 2 S 3. S 8e 69 1 Na 6 S 6 S Copyright OJSC Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit 7.1.4. Algoritmi për karakterizimin e vetive redoks të përbërjeve komplekse 1. Njehsoni gjendjen e oksidimit të elementit që përcakton vetitë redoks të molekulës së substancës; 2. Të vlerësojë strukturën elektronike të atomit në një gjendje të caktuar oksidimi, praninë e elektroneve të valencës; 3. Nxirrni përfundime për mundësinë e shfaqjes së restauruese ose vetitë oksiduese. Tabela 7.4 – Analiza e vetive redoks të përbërjeve komplekse Struktura elektronike e një grimce atomike Gjendja e oksidimit, maksimumi pozitiv 5 H N O3 Pa elektrone valente N+5)0 ē 1s22s02p0 NH 3 3 E jashtme nivel elektronik plotësuar N 3)8 ē 1s22s22p8 3 K N O2 Prania e elektroneve valente N+3)2 ē 1s22s22p0 Vetitë e HNO3 - vetëm oksidativ negativ NH3 - vetëm reduktues i KNO2 të ndërmjetëm dhe reduktues dhe oksidues 7.1.5. Llojet e reaksioneve redoks Reaksionet ndërmolekulare të oksidimit-reduktimit Reaksionet intramolekulare të oksidimit-reduktimit Agjenti reduktues dhe agjenti oksidues janë në pabarazi. agjenti dhe agjenti reduktues janë i njëjti element Përpjestimi i reaksioneve (mesatarja) Agjent reduktues dhe oksidues - atomet e një elementi me në shkallë të ndryshme oksidimi janë pjesë e molekulave të ndryshme 70 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 7.2. Algoritmet për kompozimin e ekuacioneve për reaksionet redoks 7.2.1. Algoritmi për kompozimin e ekuacionit ORR duke përdorur metodën e bilancit elektronik 1. Hartoni një skemë reaksioni (shkruani formulat e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit; 2. Tregoni gjendjet e oksidimit të elementeve që ndryshuan gjatë reaksionit; 3. Hartoni ekuacionet elektronike duke pasqyruar proceset e oksidimit të agjentit reduktues dhe të reduktimit të agjentit oksidues 4 ekuacioni i reaksionit para substancave përkatëse 6. Barazoni për metalin që nuk e ka ndryshuar gjendjen e oksidimit 9. Kontrolloni për oksigjenin Shembuj: 7.2.2 Përpilimi i ekuacionit ORR duke përdorur metodën e elektroneve; - Metoda e reaksionit) përdoret për të gjetur koeficientët e reaksioneve redoks që ndodhin në tretësirë. Rregulla e barazisë së ngarkesave Shumat e ngarkesave në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit elektron-jon të procesit redoks duhet të jenë të barabarta. Algoritmi për kompozimin e ekuacionit ORR duke përdorur metodën elektron-jonike (metoda e gjysmëreaksionit) 1. Hartoni një skemë molekulare të reaksionit: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Përcaktoni agjentin oksidues, duke reduktuar agjenti dhe produktet e transformimit të tyre: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O medium 71 Copyright sh.a. proceset e reduktimit. Kontrolloni shumën e ngarkesave në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit. Nëse shuma e ngarkesave të grimcave fillestare është më e madhe se shuma e ngarkesave të produkteve të reaksionit, atëherë shtoni numrin përkatës të elektroneve në anën e majtë të ekuacionit (nëse janë më pak, zbritni ato). Shembull: 4. Gjeni koeficientët për agjentin reduktues, agjentin oksidues dhe produktet e shndërrimit të tyre: 5. Vendosni koeficientët në diagramin e ekuacionit molekular: 6. Barazoni për metalin që nuk e ka ndryshuar ngarkesën (kaliumin). 7. Kontrolloni për mbetje acide. 8. Kontrollo për hidrogjen. 9. Kontrolloni për oksigjen. Tabela 7.5 – Skema e përthithjes së nitrateve nga bimët Ekuacionet elektronike Ekuacionet elektro-jonike 72 Copyright SH.A. Natyra e agjentit reduktues dhe agjentit oksidues 2. Temperatura. 3. E mërkurë. 4. Përqendrimi i agjentit oksidues dhe agjenti reduktues. 7.3. Vetitë redoks të përbërjeve të elementeve biogjene Elementet më të rëndësishme biogjene - azoti, hekuri, mangani, squfuri, etj. shfaqin veti redoksuese gjatë reaksioneve në qelizën e gjallë të një organizmi bimor dhe në tokë. Me rëndësi të madhe në jetën e bimëve janë reagimet që lidhen me transformimet redoks të "metaleve të jetës" - hekuri, mangani, bakri, molibdeni, kobalti. Kështu, hekuri është pjesë e enzimave të përfshira në sintezën e klorofilit, e cila luan një rol të rëndësishëm në frymëmarrjen dhe metabolizmin energjetik të qelizave; mangani është i përfshirë në reduktimin e nitrateve, molibden në procesin e fiksimit të azotit etj. Toka përmban sisteme redoks Fe3+/Fe2+, komponime mangani në gjendje oksidimi +2, +3, +4. Nëse ka mungesë mangani në tokë, përdoren plehra mangani - MnSO4 dhe KMnO4. Vetitë e permanganatit të kaliumit KMnO4 7 K Mn O4 – agjent i fortë oksidues 7 Mn)0 – agjent oksidues, pa elektrone valente (pranon vetëm elektrone) 0 7 Mn) 3d 5 4s 2 7å Mn) 3d 0 4s 0 7 Roli i mediumit për vetitë oksiduese të KMnO4 (Mn ) Ecuria e reaksionit redoks varet nga mjedisi. Ju mund të kontrolloni reaksionin redoks duke matur pH-në e mjedisit. Përqendrimi (aktiviteti) i kationeve të hidrogjenit H+ është i rëndësishëm për reaksione të tilla që ndodhin me pjesëmarrjen e tyre. Jonet e hidrogjenit marrin pjesë në reaksione me një agjent oksidues që përmban oksigjen (KMnO4, K2Cr2O7). Ata largojnë oksigjenin nga agjenti oksidues, duke lehtësuar procesin e reduktimit. Figura 7.1. Vetitë e permanganatit të kaliumit KMnO4 në mjedise të ndryshme Një mjedis acid, në të cilin përqendrimi i H+ është i lartë, është më i favorshmi 7 për reaksionet që përfshijnë KMnO4. Në këto kushte, Mn zvogëlohet më së shumti; numër i madh elektronet. 73 Copyright sh.a. Potencialet redoks. Drejtimi i ORR Vetitë redoks të një substance karakterizohen nga vlera e potencialit standard redoks E0. Potenciali standard redoks i elektrodës (E0) është potenciali i një sistemi redoks i matur në lidhje me një elektrodë standarde hidrogjeni, me kusht që raporti i aktiviteteve të formave të oksiduara dhe të reduktuara të jetë i barabartë me unitetin. Si më shumë vlerë E0, aq më i fuqishëm është substanca oksiduese. Një proces ndodh spontanisht me pjesëmarrjen e më shumë agjent i fortë oksidues , pra në 0 EMF = Eok Evost > 0 Ndryshimi i kushteve ndikon në drejtimin e procesit. 74 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Shembull: HClO4 + Br2 + H2O ↔ HClO3 + HBrO3 agjent oksidues më i fortë Reaksioni ndodh me pjesëmarrjen e një agjenti oksidues më të fortë Nernst ekuacioni RT a ok=E +l nF një rivendos 0 ose m 0,059 a ok a H E=E + . ln n a restore 0 Rritja e përqendrimit të agjentit oksidues rrit E. Një rritje në përqendrimin e H+, një ndryshim në pH të mjedisit mund të ndryshojë drejtimin e reaksionit (nëse Eok dhe Evost kanë vlera të afërta). Pyetje për vetëkontroll 1. Çfarë është reduktimi, oksidimi, agjenti reduktues, agjenti oksidues? 2. Njehsoni gjendjen e oksidimit të Mn në KMnO4. 3. Krahasoni algoritmet për gjetjen e koeficientëve për reaksionin e shkëmbimit dhe për reaksionin redoks. 4. Shpjegoni ndryshimin në vetitë redoks për NH3 dhe HNO3. 5. Gjeni koeficientët për reaksionin KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 6. Krijo ekuacione elektronike (ose elektron-jon) që korrespondojnë me marrjen e squfurit nga bimët: SO 42 → SO 23 → S 2 REFERENCAT Kryesore 1. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 2. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. 4. Ryazanova, G.E. Kimi inorganike dhe analitike / G.E. Ryazanova - Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Shtetëror Agrare Saratov", 2006. - 172 f. Shtesë 1. Kimia inorganike (elementet biogjene dhe abiogjene): Libër mësuesi / redaktuar nga prof. V.V. Egorova. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 320 f. 2. Klinsky, G.D. Kimia inorganike /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Shtëpia botuese MCHA, 2001. – 384 f. 75 E drejta e autorit OJSC Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Leksion 8 LIDHJE KOMPLEKSE 8.1. Historia e shkurtër e komponimeve komplekse (CS) Historia e përbërjeve komplekse mund të ndahet në katër periudha. Periudha I (nga lashtësia deri në fillim të shekullit të 18-të) Aplikimi i përbërjeve komplekse: gurë të çmuar (smerald, granatë, bruz); ngjyra natyrale (lejla, vjollcë, shafran); pastrimi i sipërfaqes së metaleve për saldim të lëkurës; marrë bojë. Periudha II (fillimi i shekullit të 18-të deri më 1893) Sinteza e përbërjeve komplekse; Një përpjekje për të shpjeguar strukturën dhe vetitë e CS. Periudha III (1893-1940) Krijimi, justifikimi dhe fitorja e teorisë së koordinimit të Alfred Werner (Zvicër). Periudha IV (nga viti 1940 deri më sot) Zhvillimi i teorisë së koordinimit duke përdorur arritjet e kimisë, fizikës dhe matematikës. Në Rusi, kimia e komponimeve komplekse u zhvillua në një mënyrë origjinale: puna ishte përpara arritjeve evropiane, por ishte pak e njohur në botën shkencore. Gjithashtu M.V. Lomonosov studioi shpërbërjen e kripërave në tretësirat e ngopura, dhe P.B. Bagration (nipi i komandantit) hapi reagimin ndaj prodhimit industrial ari. Yu.V. Lermontova (kushëriri i dytë i poetit) kreu ndarjen e metaleve të grupit të platinit. DI. Mendeleev, L.A. Chugaev, N.S. Kurnakov i dha forma moderne kimisë së komponimeve komplekse. I.I. Chernyaev, A.A. Grinberg, V.V. Lebedinsky, K.B. Yatsimirsky zhvilloi më tej teorinë e komponimeve komplekse. M.V. Lomonosov P.B. Bagration 76 Yu.V. Lermontov Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit D.I. Mendeleev L.A. Chugaev N.S. Kurnakov I.I. Chernyaev V.V. Lebedinsky A.A. Greenberg Situata problemore - të mesi i 19-të shekuj me radhë, janë grumbulluar informacione rreth reaksioneve dhe komponimeve kimike të pazakonta. Shembulli 1: Pse AgCl, i pazgjidhshëm në ujë, tretet lehtësisht në amoniak NH3? AgCl + 2 NH3 precipitat i bardhë Tretësirë ​​Cl Reaksioni u zbulua nga I. Glauber në 1648. Shembulli 2: Pse reagon CuSO4 duke u kombinuar me amoniak NH3? Zgjidhja blu CuSO4 + 4NH3 SO4 Zgjidhja blu-vjollcë Reaksioni u zbulua nga Andrei Libavi në 1597. Butlerov A.M. besonte se "Faktet që janë të pashpjegueshme nga teoritë ekzistuese janë më të çmuarit për shkencën, fillimisht duhet të pritet të zhvillohen në të ardhmen e afërt". 8.2. Teoria e koordinimit të Werner dhe idetë moderne Fjala "kompleks" (latinisht) është komplekse; kombinim. Në 1893, shkencëtari zviceran Alfred Werner propozoi teorinë e koordinimit për të shpjeguar formimin e komponimeve komplekse. Kjo teori është ajo kryesore në kiminë e komponimeve komplekse në kohën e tanishme. Me kalimin e kohës, idetë për forcat që veprojnë midis grimcave që formojnë komponime komplekse ndryshojnë dhe bëhen më të sakta. Pyetjet që shpjegojnë vetitë e përbërjeve komplekse janë shumë komplekse. 77 Byroja Qendrore e Dizajnit të Drejtave të Autorit Sh.A. BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Werner prezantoi konceptin e valencës kryesore dhe dytësore, por nuk shpjegoi arsyen dhe ndryshimin e tyre. Aktualisht, teori të ndryshme përdoren për të shpjeguar strukturën dhe vetitë e përbërjeve komplekse: metoda e orbitaleve molekulare; teoria e fushës kristalore; teoria e fushës së ligandit; metoda e lidhjes valente (VBC). Përgjigje cilësore për pyetjet brenda paraqitjet vizuale jep metodën e lidhjeve të valencës. Nga pikëpamja e MBC: valenca kryesore shpjegohet me formimin e lidhjeve jonike (ose kovalente); valencë dytësore - një lidhje kovalente e formuar nga një mekanizëm dhurues-pranues. Ekzistojnë përkufizime të ndryshme të komponimeve komplekse. Le të paraqesim njërën prej tyre, bazuar në metodën e lidhjes valente. Komponimet komplekse (CC) janë komponime komplekse të rendit më të lartë, të karakterizuara nga prania e lidhjeve kovalente që lindin përmes një mekanizmi dhurues-pranues. 8.2.1. Përbërja e molekulave të përbërjeve komplekse 1. Agjenti kompleks zë vend qendror në një molekulë të një përbërje komplekse. Agjentët kompleksues më të zakonshëm janë kationet metalike. Agjentët kompleksues të fortë: 3 2 0 2 2 katione dhe atome d-metale të nëngrupeve anësore (Fe, Fe, Fe, Cu, Ag, Zn) 3 2 2 katione p-metale (Al, Sn, Pb). Agjentët kompleksues të dobët janë kationet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore. Sidoqoftë, në organizmat e gjallë ata marrin pjesë në formimin e CS. 2. Agjenti kompleks koordinon LIGANDET rreth vetes (jonet me ngarkesë të kundërt ose molekula neutrale) Anionet: F-(fluoro-), Cl- (kloro-), NO2- (nitro-), CN- (ciano-), SO32- (sulfito-), OH– (hidrokso-) Molekulat neutrale: NH3 (ammin-), H2O (aqua-), etj. 3. Numri i koordinimit të një agjenti kompleksues (CCN) është numri i ligandëve të lidhur me agjentin kompleks . Numri i koordinimit të agjentit kompleks është zakonisht dyfishi i numrit të oksidimit të agjentit kompleks. 78 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Projektimit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Tabela 8.1 – Varësia e numrit të koordinimit nga shkalla e oksidimit të agjentit kompleksues Shkalla e oksidimit të agjentit kompleks KCC +1 (Ag) 2 2 2 4 (3.6) + 2 (Cu, Fe ) 3 3 6 (4) +3 (Fe, Al) 4. Agjenti kompleks, së bashku me ligandët, formon sferën e koordinimit të brendshëm të përbërjes komplekse, ose një joni kompleks. Kur shkruani një formulë, ajo vendoset në kllapa katrore. Ngarkesa (gjendja e oksidimit) e sferës së brendshme është e barabartë me shuma algjebrike gjendjet e oksidimit të agjentit kompleks dhe ligandëve. 5. Sfera e brendshme e CS është e lidhur me sferën e saj të jashtme. Përbërja e sferës së jashtme, në varësi të ngarkesës së jonit kompleks, mund të përfshijë të dy anionet mbetjet e acidit, dhe katione metalike (për shembull, alkali). Ngarkesa në sferën e jashtme është e barabartë në madhësi dhe në shenjë e kundërt me ngarkesën në sferën e brendshme. Tabela 8.2 - Shembuj të përpilimit të formulave të komponimeve komplekse Shembulli 1. Përbëni formulën e klorurit tetraaminë bakri (II) 2 [Cu (NH 3) 04 ] ligandët e agjentëve kompleksues Shembulli 2: Përpiloni formulën e tetrahidroksicinat natriumi 2 2 Cl 2 Na 2 [ Zn (OH) 4 ] 2 ligande komplekse të jashtme bashkëpunëtor mjedisi i jashtëm KKK CCC sfera e koordinimit të brendshëm sfera e koordinimit të brendshëm 8.2.2. Nomenklatura e përbërjeve komplekse Kur hartoni emrin e një përbërjeje komplekse, duhet: 1. Emërtoni fillimisht anionin. 2. Në emër të sferës së koordinimit të brendshëm, listoni nga e djathta në të majtë të gjithë përbërësit e saj. 2.1. Emërtoni numrin e ligandëve duke përdorur numra grekë (1 - mono, 2 - di, 3 - tre, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa) 2.2. Emërtoni ligandët (së pari anionet, pastaj molekulat) F–(fluoro-), Cl–(kloro-), Br–(bromo-), CN–(ciano-), H2O(aqua-), NH3(ammin-) . 2.3. Emërtoni agjentin kompleks. Tregoni gjendjen e tij të oksidimit duke përdorur numrat romakë në kllapa. Nëse sfera e koordinimit të brendshëm është një kation (+), përdorni Emri rus agjent kompleksues në rasën gjinore. 79 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Shembull: +Cl– diamine klorur argjendi (I) Nëse sfera e koordinimit të brendshëm është një anion (–), përdorni Emri latin agjent kompleks me mbaresën “at”. K3 –3 hekzacianoferrat kaliumi (III) 8.3. Lidhja kimike në përbërjet komplekse Lidhja kimike në përbërjet komplekse është një problem kompleks shkencor. Për të shpjeguar formimin, strukturën dhe vetitë e komponimeve komplekse, përdoren disa teori - teoria e fushës së ligandit, teoria e fushës kristalore dhe metoda e lidhjes së valencës. Teoria e fushës kristalore zbatohet në komplekset jonike. Ai merr parasysh forcat elektrostatike dhe nuk merr parasysh forcat kovalente. Teoria e fushës së ligandit supozon se formimi i komponimeve komplekse ndodh si për shkak të forcave elektrostatike ashtu edhe për shkak të ndërveprimeve kovalente kur orbitalet e jonit qendror dhe ligandëve mbivendosen. Metoda e lidhjes valente bazohet në supozimin se lidhja kimike në përbërjet komplekse ndodh përmes çifteve të vetme elektronike të ligandëve dhe orbitaleve të lira të agjentit kompleks. Për të sqaruar anën cilësore të çështjeve, ndonjëherë përdoren të tre teoritë. Teoria e lidhjeve kimike në përbërjet komplekse kërkon zhvillim dhe përmirësim të mëtejshëm. Metoda e lidhjes së valencës (MVM) është më vizuale. Sipas MBC, lidhja kimike midis agjentit kompleks dhe ligandëve ndodh nëpërmjet një mekanizmi dhurues-pranues. Shembull: Si formohet sfera e koordinimit 3+? 1) Formimi i jonit kompleks Al3+: 2). Atomi i oksigjenit në një molekulë uji nuk ka lidhje çifte elektronike dhe mund të luajë rolin e një donatori. 80 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Çiftet e elektroneve janë të orientuara në hapësirë ​​në një kënd prej 90° (katër në një plan, dy më pingul me të). Sfera e koordinimit që rezulton ka formën e një oktaedri Figura 8.1. Skema e formimit të joneve 3+ CN = 2 sp CN = 3 sp2 Trekëndëshi i trapeve katror –3 – 2- sp2d CN = 4 sp3 CN = 5 sp3d CN = 6 sp3d2 Tetrahedron Bipiramida trigonale Tetëkëndësh +2 2+ sd3 Figura 8. Gjeometria e sferave të koordinimit të komplekseve 8.4. Shpërbërja elektrolitike e përbërjeve komplekse Përbërjet komplekse që janë elektrolite shpërbëhen në dy faza. Faza e parë. Disociimi parësor është shpërbërja e CS në sferat e brendshme dhe të jashtme. Ai ndjek llojin e elektroliteve të fortë, pasi sferat e brendshme dhe të jashtme të CS janë të lidhura me një lidhje jonike. K3 = 3K+ + 3– Faza e dytë. Disociimi sekondar është shpërbërja e sferës së brendshme të CS (jon kompleks). Është i llojit të elektroliteve të dobëta, i parëndësishëm. 3- ↔ Fe3+ + 6CN– Stabiliteti i komponimeve komplekse. Stabiliteti i komponimeve komplekse karakterizohet nga konstanta e paqëndrueshmërisë së jonit kompleks Kn. Konstanta e paqëndrueshmërisë Kn e një përbërje komplekse rrjedh bazuar në ligjin e veprimit të masës. Kn është raporti i produktit të përqendrimit të joneve të formuar gjatë shpërbërjes së një joni kompleks, në një shkallë të barabartë me koeficientët në ekuacionin e disociimit të një joni kompleks, me përqendrimin e jonit kompleks. 81 E drejta e autorit OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Shembull: Krijo shprehje për konstantën e paqëndrueshmërisë për sulfatin e bakrit tetraaminë (II) SO4. Disociimi primar: SO4 = 2+ + SO42– Disociimi sekondar: 2+ ↔ Cu2+ + 4NH3 4 Kn = Sa më e vogël të jetë vlera e Kn, aq më i qëndrueshëm është joni kompleks. Tabela 8.3 – Konstantet e paqëndrueshmërisë së disa joneve komplekse Jon kompleks + 2+ 2+ 34– 2– – Кн 7,2∙10–8 3,5∙10–10 2,1∙10–13 1,0∙10–44 1 .0∙2.4– ∙10–6 1,0∙10–21 Komponime komplekse jashtëzakonisht të paqëndrueshme janë kripërat e dyfishta: (K2SO4∙Al2(SO4)3) – alum kaliumi 2KCl∙CuCl2∙2H2O – klorur i dyfishtë (NH4)3He2SO4♈ Kripa e Mohr-it ose NH4 Fe(SO4)2∙12H2O Në formën e përbërjeve komplekse, kripërat e dyfishta ekzistojnë vetëm në gjendje të ngurtë. Në tretësirë ​​ato shkëputen plotësisht. Shembull: Disociimi i kripës së Mohr-it NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO42. Reaksionet e shkëmbimit që përfshijnë komponime komplekse Përgatitja e blusë prusiane (blu prusiane) F. Diesbach (1704) 3 1 4 Fe Cl 3 3K 4 1 4 Fe 4 3 3 4 12KCl. Kuptimi dhe zbatimi i komponimeve komplekse Komponimet komplekse kryejnë funksione të rëndësishme në organizmat e gjallë dhe përdoren në industri, bujqësi dhe për zgjidhjen e problemeve mjedisore. 82 Copyright SH.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Tabela 8.4 - Kuptimi i përbërjeve komplekse Përbërjet komplekse Për prodhimin e veshjeve metalike të dendura dhe të qëndrueshme Për ndarjen e elementeve të tokës së rrallë Kryen funksione specifike në organizmat e gjallë (frymëmarrje, fotosintezë, kataliza enzimatike) Në kiminë analitike - për përcaktimin e shumë elementeve në bujqësi - për të luftuar klorozën gëlqerore të bimëve, për të tretur karbonatet dhe hidroksidet e hekurit, për të eliminuar mungesën e zinkut Për të zgjidhur problemet mjedisore, për të marrë agjentë komplekse lehtësisht të neutralizuar Hemoglobina Kryen transferimin e oksigjenit nga mushkëritë në inde. Ka një rëndësi unike për jetën e trupit të njeriut. Klorofila Një përbërje intrakomplekse e jonit të magnezit me ligandë organikë kompleksë. Ka një rëndësi unike për bimët (për fotosintezën). Figura 21. Skema e manifestimit të vetive dhuruese të azotit në biomolekulat që përmbajnë metal Metalet e jetës (hekur, zink, molibden, bakër, mangan) janë agjentë komplekse në molekulat e shumë enzimave që katalizojnë proceset redoks: peroksidaza, katalaza (hekuri ); karboksipeptidaza (zink); xanthine oxidase (molibden dhe hekur). Aktualisht, është shfaqur një drejtim i ri i kimisë - kimia bioiorganike, e cila eksploron thelbin e manifestimeve kaq të rëndësishme të jetës si metabolizmi, trashëgimia, imuniteti, të menduarit, kujtesa. 83 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Molekulat e shumë enzimave janë ndërtuar sipas llojit të komponimeve intrakomplekse, në të cilat rolin e agjentëve kompleksues e luajnë "metalet e jetës" - hekuri, bakri, mangani. , molibden, kobalt. Specifikimi i aktivitetit të enzimës varet nga cili metal është agjenti kompleks në molekulat e proteinave. Në të njëjtën kohë, po studiohet roli i përbërjeve komplekse në ushqimin mineral të bimëve. Është vërtetuar se thithja e mikroelementeve dhe fiksimi i azotit atmosferik ndodh me pjesëmarrjen e agjentëve kompleksues. Në vitin 1964 M.E. Volpin dhe V.B. Schur bëri një zbulim në Institutin e Përbërjeve të Organoelementeve. Ata u kthyen azoti molekular në një përbërje komplekse në kushte normale, pa ngrohje. U zbulua se në prani të komponimeve të hekurit, molibdenit dhe vanadiumit, azoti aktivizohet dhe sillet si një ligand, duke formuar komponime komplekse që dekompozohen nga uji në amoniak. Pyetje për vetëkontrollin 1. Koncepti i një përbërje komplekse. 2. Shkruani një formulë për një përbërje komplekse nëse agjenti kompleksues është 3+ Al dhe ligandi është jonet OH. 3. Plotësoni ekuacionin e reaksionit: CuSO4 + NH3 → 4. Shkruani ekuacionin e reaksionit: FeCl3 + K4 → 5. Përcaktoni numri i koordinimit dhe shkalla e oksidimit të agjentit kompleks në përbërjet e SO4. 6. Shkruani një shprehje për konstantën e paqëndrueshmërisë së përbërjes komplekse K3. REFERENCAT Kryesore 1. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 2. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. Shtesë 1. Kimia inorganike (elementet biogjene dhe abiogjene): Libër mësuesi / redaktuar nga prof. V.V. Egorova. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 320 f. 2. Ugay, Ya.A. Kimi e përgjithshme dhe inorganike /Ya.A. Ugai. - M.: Shkolla e diplomuar , 2004. – 528 f. 3. Lensky, A.S. Hyrje në kiminë bioiorganike dhe biofizike / A.S. Lensky. – M.: Shkolla e lartë, 1989. – 256 f. 84 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Leksion 9 KINETIKA KIMIKE. EKUILIBRI KIMIK 9.1. Koncepti i kinetikës kimike Kinetika kimike është studimi i shpejtësive dhe mekanizmave të reaksioneve kimike. Kinetika kimike studion rrjedhën e një reaksioni me kalimin e kohës, studion faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik dhe jep informacion rreth mekanizmit të reaksionit. Shumica e reaksioneve kimike kalojnë nëpër një sërë fazash të ndërmjetme. Fazat e ndërmjetme quhen faza elementare. Mekanizmi i reagimit është sekuenca e plotë e të gjitha fazave të tij elementare. Shpejtësia e një reaksioni përcaktohet nga shpejtësia e fazës më të ngadaltë (kufizuese) të reaksionit. Mekanizmi i reaksionit për sintezën e jodidit të hidrogjenit Faza 1 Stadi 2 Stadi 3 Faza 4 (i shpejtë) (i ngadalshëm) Ekuacioni i reaksionit total: H2 + I2 2HI Reaksioni i tiosulfatit të natriumit me acidin sulfurik Ekuacioni i reaksionit total Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O Stadi 1 Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4 (i shpejtë) Stadi 2 H2S2O3 = H2SO3 + S ↓ (i ngadalshëm) Stadi 3 H2SO3 = SO2 + H2O (i shpejtë) 9.2. Shpejtësia e një reaksioni kimik Shpejtësia e një reaksioni kimik është numri i përplasjeve aktive midis molekulave që çojnë në formimin e një produkti reaksioni për njësi vëllimi ose për njësi sipërfaqe për njësi të kohës. Shpejtësia e një reaksioni kimik matet me ndryshimin e përqendrimit të njërit prej reaktantëve për njësi të kohës. Përdoren konceptet e shpejtësisë mesatare dhe të menjëhershme të reagimit. Shpejtësia mesatare e reagimit përcaktohet nga ndryshimi i përqendrimit gjatë një periudhe të caktuar kohore: 85 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency ΔΣ Δt Vav Vlera e vërtetë (e menjëhershme) e shpejtësisë së reagimit llogaritet si kufi për e cila shpejtësia mesatare tenton në Δt → 0 , d.m.th. si derivat i përqendrimit me kalimin e kohës: dС dt Vist. Shenja + ose – varet nëse ndryshimi në përqendrimin e cilës substancë - origjinale apo produkti - përdoret për llogaritje. Nëse përdoret përqendrimi i substancës që hyn në reaksion, atëherë shpejtësia e reagimit do të ketë një shenjë minus (-), pasi përqendrimi i saj zvogëlohet gjatë reaksionit. Shpejtësia e reaksionit kimik Përqendrimi C, mol/l Figura 9.1. Varësia e ndryshimeve të përqendrimit nga koha e reagimit 9.3. Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik Skema 9.1. Ndikimi i faktorëve kinetikë në shpejtësinë e reaksionit kimik 86 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 9. 1 – Rëndësia e natyrës së substancave reaguese për mundësinë dhe aktivitetin e reaksionit Au + HCl = nuk ndodh Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Reaktiviteti është aftësia e molekulave të një substance për të marrë pjesë në reaksione në një kohë të caktuar. norma. 9.3.1. Ndikimi i përqendrimit në shpejtësinë e reaksionit Ligji i veprimit në masë (K. Guldberg dhe P. Waage (1864-1867 Norvegji): Shpejtësia e fazës elementare të një reaksioni kimik (V) është proporcionale me produktin përqendrimet molare reaktantët (C) të ngritura në fuqinë e koeficientëve të tyre stekiometrikë. aA + bB = cC + dD; V = KC àÀ C b , ku K është konstanta e shpejtësisë së reaksionit. Konstanta e shpejtësisë varet nga natyra e reaktantëve dhe nga temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i tyre. Konstanta e shpejtësisë është numerikisht e barabartë me shpejtësinë e reaksionit nëse përqendrimi i secilit prej reaktantëve është 1 mol/dm3. Për reaksionet heterogjene, përqendrimi i ngurtë nuk përfshihet në ekuacioni kinetik, pasi sipërfaqja është praktikisht konstante, dhe substancat reagojnë vetëm në sipërfaqe. Zona e manifestimit të ligjit të veprimit masiv Ligji i veprimit masiv është i vlefshëm për një reagim që ndodh në një fazë ose për çdo fazë individuale të një reagimi me shumë faza. Zbatimi i ligjit të veprimit të masës për të llogaritur shpejtësinë e reagimit pa marrë parasysh mekanizmin me shumë faza do të çojë në rezultate të gabuara. Shembujt 1. Reaksioni homogjen 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g) 4 Për reaksionin përpara 1 = K1C HCl CO 2 Për reaksionin e kundërt 2 = K2C 2H 2O C Cl2 2 2. Reaksion heterogjen Fe3O4( sov) + H2(g) 3FeO(s) + H2O(g) Për reaksionin përpara V1 = K1 CH 2(r) Për reaksionin e kundërt V2 = K2 C H2O(g) 87 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & Sh.PK Agjenci Book-Service” 9.3.2. Efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksionit 1. Rregulli i Van't Hofit Për çdo 10 gradë rritje të temperaturës, shpejtësia e reaksionit rritet me 2-4 herë: Vt 2 = Vt 1 t1 t 2 10 Vt 2 ; Vt1 Δt 10 γ , ku - koeficienti i temperaturës, duke marrë vlerat nga 2 në 4. Rregulli i Van't Hoff është i përafërt. Është i zbatueshëm për një vlerësim të përafërt të efektit të ndryshimeve të temperaturës në ndryshimet në shpejtësinë e reagimit në një interval të vogël të temperaturës. 2. Për të përcaktuar më saktë efektin e temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik në një gamë të gjerë temperaturash, përdoret ekuacioni Arrhenius: K = Ae Ea /RT, ku K është konstanta e shpejtësisë; A - konstante; e – baza e logaritmit natyror; Ea – energjia e aktivizimit; R – konstante e gazit; T - temperatura absolute. Shkencëtari suedez Svante Arrhenius krijoi teorinë e disociimit elektrolitik në 1887, dhe në 1889 ai propozoi një masë të re të reaktivitetit të komponimeve - energjinë e aktivizimit. Ekuacioni që ai futi në kinetikë kimike është përdorur për më shumë se 100 vjet për të studiuar shpejtësinë dhe mekanizmat e reaksioneve. Dispozitat kryesore të teorisë së aktivizimit të S. Arrhenius: Shpejtësia e reaksionit varet nga numri i molekulave aktive, dhe jo nga numri i përgjithshëm i tyre. Reagojnë vetëm molekulat aktive. Energjia e aktivizimit Ea është energjia që duhet t'u jepet molekulave për t'i transferuar ato në gjendjen aktive (për 1 mol të një substance, aq më e ulët është energjia e aktivizimit). më shumë shpejtësi reagimet. Në mënyrë që materialet fillestare të formojnë produkte reaksioni, është e nevojshme të kapërcehet pengesa e energjisë Ea. Për këtë materialet fillestareështë e nevojshme të absorbohet energjia e nevojshme për të thyer lidhjet kimike ekzistuese. Lidhjet e reja kimike nuk formohen menjëherë. Së pari, formohet një gjendje e ndërmjetme tranzicioni (kompleksi i aktivizuar) me energjinë maksimale të sistemit. Pastaj shpërbëhet dhe molekulat e produktit të reaksionit formohen me lidhje të reja kimike dhe lirohet energji. Një reagim është ekzotermik nëse sasia e energjisë së çliruar është më e madhe se energjia e aktivizimit. Në prani të një katalizatori, energjia e aktivizimit zvogëlohet dhe shpejtësia e reagimit rritet. 88 Byroja Qendrore e Dizajnit të Drejtave të Autorit Sh.A. BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit Figura 9.2. Diagrami energjetik i reaksionit 9.3.3. Ndikimi i katalizatorëve në shpejtësinë e një reaksioni kimik Katalizatorët janë substanca që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni, por nuk konsumohen gjatë rrjedhës së tij. Katalizatorët pozitivë rrisin shpejtësinë e reagimit sepse zvogëlojnë energjinë e aktivizimit. Katalizatorët negativë (frenuesit) zvogëlojnë shpejtësinë e një reaksioni kimik. Kataliza është një ndryshim në shpejtësinë e reaksioneve kimike nën ndikimin e katalizatorëve. Reaksionet katalitike janë reaksione që ndodhin nën ndikimin e katalizatorëve. Luajnë reaksionet katalitike rol të madh në prodhimin kimik dhe biokimi. 90% e të gjithë prodhimit të industrisë kimike përdor katalizatorë (prodhimi i amoniakut, acidit nitrik, acidit sulfurik, gomës, etj.). Katalizatorët përdoren në djegien dhe pastrimin e karburantit ujërat e zeza. Impiantet e amoniakut të teknologjisë së lartë përdorin më pak energji dhe prodhojnë më pak mbeturina sesa impiantet tradicionale. Kataliza mund të jetë homogjene ose heterogjene. Në katalizën homogjene, reagentët dhe katalizatori janë në të njëjtën gjendje grumbullimi Në katalizën heterogjene, përdoret një katalizator i ngurtë dhe reagentët janë pjesë e një tretësire ose përzierje gazi. Në prani të një katalizatori, reaksioni vazhdon më shpejt sepse kompleksi i aktivizuar i formuar me pjesëmarrjen e tij ka një energji aktivizimi më të ulët sesa në mungesë të një katalizatori. Aktualisht, katalizatorë të rinj po zhvillohen duke përdorur nanokompozime, materiale gjysmëpërçuese dhe komponime komplekse. Vëmendje e madhe i kushtohet katalizatorëve nanokompozit që përmbajnë metale ose okside metalike shumë të shpërndara të stabilizuara në një matricë zeoliti që ka një strukturë të renditur tre-dimensionale të poreve (kanaleve) me madhësi molekulare (0,3 - 1,2 nm). Ato kanë një gamë të gjerë aplikimesh për shkak të selektivitetit të tyre katalitik, rezistencës ndaj acidit dhe stabilitetit termik. 89 E drejta e autorit Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Katalizimi bëhet në sistemet biologjike. Shumica e reaksioneve kimike që ndodhin në organizmat e gjallë janë reaksione katalitike. Katalizatorët biologjikë - ENZIMAT - marrin pjesë në proceset e metabolizmit të proteinave, katalizojnë shndërrimin e niseshtës në sheqer dhe përshpejtojnë reaksionet redoks. “Krahasimi me biokatalizën tregon se, pavarësisht sukseseve të mëdha, ne jemi ende larg shfrytëzimit të të gjitha mundësive të hapura në këtë drejtim në katalizë. Kjo mëson modestinë” (S.Z. Roginsky). Produktet bimore duhet të ruhen në temperaturat e ulëta, pasi kjo ngadalëson proceset e padëshiruara enzimatike. Shumë substanca të përdorura në veshjen e farës çaktivizojnë enzimat dhe vrasin mikroorganizmat e padëshiruar. Kinetika kimike shpjegon mekanizmat e reaksioneve në një qelizë të gjallë. Metodat inxhinieri gjenetike– këto janë metoda për të kontrolluar shpejtësinë e reaksioneve biokimike. 9.4. Koncepti i reaksioneve osciluese Reaksionet osciluese janë reaksione gjatë të cilave përqendrimi i përbërjeve të ndërmjetme dhe shpejtësia e reaksionit pësojnë luhatje, të cilat mund të jenë periodike. Laureati i Nobelit Ilya Prigogine e quajti zbulimin e reaksioneve osciluese një arritje shkencore të shekullit të 20-të. Arritja ishte se në shekullin e njëzetë ishte e mundur të vërtetohej se reaksionet osciluese ekzistojnë, pasi më parë ato ishin refuzuar. Informacioni rreth reaksioneve osciluese gjendet në arkivat e shekujve 17-19. Libri "Teoria e lëkundjeve" nga A.A. Andronova, A.A. Witta dhe S.E. Khaikina u botua në 1937. PO. Frank-Kamenetsky botoi librin "Difuzioni dhe transferimi i nxehtësisë në kinetikën kimike" në 1947. Këto vepra ishin novatore, por nuk u pranuan dhe u lanë në harresë. Në vitin 1951 B.P. Belousov zbuloi dhe përshkroi një reagim vizual oshilues, propozoi ide për momentet kryesore të mekanizmit të tij, por ai u refuzua. Pas 10 vjetësh, studimi i reaksioneve osciluese vazhdoi nga një grup shkencëtarësh të udhëhequr nga A.M. Jabotinsky. Është vërtetuar eksperimentalisht dhe matematikisht se reaksionet osciluese janë të mundshme. Reagimi Belousov-Zhabotinsky fitoi famë botërore. Shumë vepra i kushtohen studimit eksperimental dhe model të reaksionit Belousov-Zhabotinsky, pasi bën të mundur vëzhgimin e veçorive të proceseve komplekse të vetë-organizimit në një sistem të thjeshtë kimik dhe lejon lloje të ndryshme kontrolli. Rezultatet e studimit të reagimit Belousov-Zhabotinsky dhanë një shtysë të fuqishme në zhvillimin e seksioneve të tilla të reja shkenca moderne, si sinergjikë, termodinamikë e proceseve joekuilibri. Synergetics studion proceset e vetëorganizimit në sistemet e hapura joekuilibri. Synergetics ju mëson ta shihni botën në një mënyrë të re. Synergetics demonstron se si kaosi mund të veprojë si një mekanizëm evolucioni, si mund të lindë rendi nga kaosi. Kjo ju lejon ta shikoni botën si të vetme dhe shumë sistem kompleks, duke u zhvilluar sipas ligjeve të dinamikës jolineare. Është e nevojshme të studiohen një sërë procesesh - të kthyeshme dhe të pakthyeshme, ekuilibër dhe jo ekuilibër, deterministë dhe jo-përcaktues, të cilët ndodhin në fenomene me nivele të ndryshme kompleksiteti. 90 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit 9.5. Bilanci kimik. Opsionet e kontrollit proceset kimike 9.5.1. Koncepti i ekuilibrit kimik Reaksionet kimike ndahen në dy grupe: 1. Reaksionet e kthyeshme janë reaksione që zhvillohen në dy drejtime të kundërta: N2 + 3H2 2NH3 2. Reaksionet e pakthyeshme zhvillohen në një drejtim: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Ekuilibri kimik - Kjo është një gjendje e një sistemi substancash që reagojnë në të cilin shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta. Për një reaksion të kthyeshëm në një temperaturë të caktuar, raporti i produktit përqendrimet e ekuilibrit produktet e reagimit ndaj produktit të përqendrimeve të ekuilibrit të substancave fillestare të ngritura në fuqinë e koeficientëve të tyre stekiometrikë është një vlerë konstante e quajtur konstanta e ekuilibrit (Kp). Zbatimi i ligjit të veprimit të masës për një reaksion të kthyeshëm na lejon të nxjerrim konstantën e ekuilibrit Kp. Konstanta e ekuilibrit tregon se sa herë shpejtësia e reaksionit përpara është më e madhe se shpejtësia e reaksionit të kundërt në një temperaturë të caktuar dhe në përqendrime konstante të të gjitha substancave pjesëmarrëse të barabarta me unitet. Përqendrimet e substancave të vendosura në ekuilibrin kimik quhen ekuilibër. Ato tregohen nga formulat e substancave reaguese të mbyllura në kllapa katrore. Për reaksionin aA + bB V1 = K1[A]a [B]b; cC + dD V2 = K1[C]c [D]d Në ekuilibër, V1 = V2. Atëherë K1[A]a [B]b = K1[C]c [D]d Kr = K1 K2 Kp = [C]C [D]d . [A]a [B]b Konstanta e ekuilibrit Kp varet nga natyra e reaktantëve dhe nga temperatura, por nuk varet nga përqendrimi. Kr është një sasi pa dimension. 9.5.2. Parimi i Le Chatelier Në vitin 1901, kimisti francez Henri Louis Le Chatelier zhvilloi dhe patentoi një metodë për sintetizimin e amoniakut nga azoti dhe hidrogjeni. Duke studiuar kushtet në të cilat ndodh ky reaksion, ai zbuloi dhe formuloi parimin me të cilin përcaktohet drejtimi i zhvendosjes së ekuilibrit kimik gjatë ndryshimit të përqendrimit të reaktantëve, temperaturës dhe presionit (për gazrat). Tabela 9.2 – Parimi i Le Chatelier Shembull: 2CO2 + 568 kJ/mol 2CO + O2 ∆Н = – 568 kJ/mol Kushtet për zhvendosjen e ekuilibrit drejt produktit: 1. Rritja e përqendrimit të O2 2. Rritja e presionit 3. Ulja e temperaturës 9.5.3. Elementet e termokimisë Parimi i Le Chatelier është pasojë e ligjit të dytë të termodinamikës. Zhvendosja e ekuilibrit kimik me ndryshimet e temperaturës shoqërohet me energjinë e reaksioneve kimike. Këto pyetje studiohen në kurs kimia fizike në rubrikën “Termodinamika e proceseve kimike”. Studimi i ndikimit të temperaturës në zhvendosjen e ekuilibrit kimik duhet të kryhet duke përdorur konceptet e termokimisë - seksioni termodinamika kimike. Termokimia është një degë e termodinamikës kimike që studion efektet termike proceset kimike. Reaksionet ekzotermike janë reaksione që çlirojnë nxehtësi. Reaksionet endotermike janë reaksione që përfshijnë thithjen e nxehtësisë. Ekuacioni termokimik i një reaksioni është një ekuacion që specifikon efektin termik të një reaksioni. Efekti termik i një reaksioni është sasia e nxehtësisë që çlirohet ose absorbohet për 1 mol të një substance. Përdoren dy forma të shkrimit të ekuacioneve termokimike: 1. Nxehtësia karakterizon ndryshimet në mjedis gjatë procesit të reaksionit (efekti termokimik i reaksionit Q). Në këtë rast, për një reaksion ekzotermik, efekti termik Q tregohet në anën e djathtë të ekuacionit me një shenjë plus (+), pasi nxehtësia lëshohet në mjedis. 92 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Për një reaksion endotermik, efekti termik Q tregohet me shenjën minus (–), pasi nxehtësia thithet nga mjedisi: 2H2 + O2 = 2H2O + 571 kJ/mol. (exo); N2 + O2 = 2NO – 180,5 kJ/mol (endo) 2. Efekti termik i një reaksioni pasqyron ndryshimet në vetë sistemin e reaktantëve (efekti termodinamik i një reaksioni). Në këtë rast, përdoret koncepti i ndryshimit të entalpisë ΔH. Entalpia H është rezerva e energjisë e një substance në presion dhe temperaturë konstante. Për një reaksion ekzotermik ΔH< 0, так как система теряет теплоту и запас еѐ энергии уменьшается (знак –). Для эндотермической реакции ΔН >0, meqenëse sistemi thith nxehtësinë dhe rezerva e tij e energjisë rritet (shenja +): 2H2 + O2 = 2H2O; ΔHo = – 571 kJ/mol (ekso) N2 + O2 = 2NO; ΔHo = 180,5 kJ/mol (endo) Efekti termik i reaksionit zakonisht jepet për kushtet standarde: presion normal 101,3 kPa (1 atm) dhe temperatura 298K (ΔHo). Efekti termokimik i reaksionit është i barabartë në madhësi dhe i kundërt në shenjë me efektin termodinamik: Q = – ΔН. 9.6. Mundësitë për kontrollin e proceseve kimike Ekzistenca reaksione të kthyeshmeështë një manifestim i ligjit të unitetit dhe luftës së të kundërtave që veprojnë në natyrë. Kuptimi i këtij ligji në manifestimin e tij konkret është i një rëndësie të madhe rëndësi praktike, për kontrollin optimal të proceseve kimike në kushte të favorshme, për zbatimin e efikasitetit dhe cilësisë së prodhimit. Tabela 9.3 - Faktorët kinetikë dhe termodinamikë që ndikojnë në procesin kimik Reaksioni kimik Natyra e substancave reaguese Faktorët termodinamikë: zhvendosja e ekuilibrit, mundësia e reaksionit Faktorët kinetikë që ndikojnë në shpejtësinë e reaksionit (natyra e substancës, përqendrimi, temperatura, presioni) Mundësia e kontradiktore veprimi 93 Mjedisi i jashtëm i reaksionit Copyright SH.A. "CDB "BIBKOM" & LLC "Agjencia Kniga-Service" Kontrolli i reaksioneve kimike është i mundur vetëm në bazë të të kuptuarit të ligjeve të cilave ata u binden. Ai duhet të bazohet në njohuritë e kinetikës kimike dhe termodinamikës - si termodinamika klasike e proceseve të ekuilibrit të sistemeve të izoluara, ashtu edhe termodinamika moderne e sistemeve të hapura joekuilibri, në të cilat janë të mundshme fenomenet e vetëorganizimit. Pyetje për vetëkontroll 1. Jepni shembuj të reaksioneve që ndodhin me shpejtësi të lartë dhe të ulët. 2. Përcaktoni energjinë e aktivizimit. 3. Si do të ndryshojë shpejtësia e reagimit kur nxehet nga 20° në 50° nëse koeficienti Van't Hoff është 2? 4. Llogaritni koeficientin van’t Hoff nëse, kur temperatura ndryshon nga 20° në 50°, shpejtësia e reagimit rritet 27 herë. 5. Përqendrimi i të cilave substanca nuk përfshihet në shprehjen për shpejtësinë dhe konstantën e ekuilibrit të reaksionit: FeO3 + 3CO 2Fe + 3CO2 6. Cilët faktorë do të ndihmojnë në zhvendosjen e ekuilibrit të reaksionit drejt formimit të produktit të reaksionit: 2H2. + O2 = 2H2O + 571 kJ/mol. ∆Н = – 571 kJ/mol REFERENCAT Kryesor 1. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 2. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 3. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. Shtesë 1. Barkovsky, E.V. Kimi e përgjithshme: Lëndë leksionesh /E.V. Barkovsky, S.V. Tkaçev. – Minsk: BSMU, 2009. – 132 f. 2. Trubetskov, D.I. Hyrje në teorinë e vetëorganizimit sistemet e hapura . /DI. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasiçkov. – M.: Shtëpia botuese e letërsisë fiziko-matematikore, 2002. – 200 f. 3. Ruzavin, G.I. Probleme të thjeshta dhe komplekse në evolucionin e shkencave. //G.I. Ruzavini. – Pyetje të filozofisë. – 2008. Nr 3. – f. 102. 94 Copyright SHA Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency LISTA BIBLIOGRAFIKE 1. Agafoshin, N.P. Ligji periodik dhe sistemi periodik D.I. Mendelejevi. / N.P. Agafoshin - M.: Arsimi, 1973. - 208 f. 2. Barkovsky, E.V. Kimi e përgjithshme: Lëndë leksionesh /E.V. Barkovsky, S.V. Tkaçev. – Minsk: BSMU, 2009. – 132 f. 3. Vlasov, V.M. Gabimet që çojnë në një shpërthim / V.M. Vlasov // Kimia dhe jeta. – 2006. – Nr 7. f. 60. 4. Gelfman, M.I. Kimia inorganike / M.I. Gelfman, V.P. Justratov. – Shën Petersburg: Shtëpia botuese “Lan”, 2009. – 528 f. 5. Glinka, N.L. Kimi e përgjithshme / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 f. 6. Guzey, L.S. Kimi e përgjithshme / L.S. Guzey, V.N. Kuznetsov, A.S. Guzey. – M.: Shtëpia Botuese e Universitetit Shtetëror të Moskës, 1999. – 333 f. 7. Dmitriev, S.N. Identifikimi kimik dhe studimi i vetive të metaleve tepër të rënda. Evolucioni i sistemit periodik D.I. Mendeleev / S.N. Dmitriev – Abstrakte të raporteve të Kongresit XVIII të Mendelejevit për kiminë e përgjithshme dhe të aplikuar: Në 5 vëllime; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – P. 47. 8. Egorov, V.V. Kimia e mjedisit. /V.V. Egorov. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 192 f. 9. Klinsky, G.D. Kimia inorganike /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Shtëpia botuese MCHA, 2001. – 384 f. 10. Knyazev, D.A. Kimia inorganike/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 f. 11. Lensky, A.S. Hyrje në kiminë bioiorganike dhe biofizike / A.S. Lensky. – M.: Shkolla e lartë, 1989. – 256 f. 12. Mineev, V.G. Në mbrojtje të nitrateve dhe fosfateve / V.G. Mineev // Kimia dhe jeta. – 2008. Nr 5. – P. 20. 13. Naydysh, V.M. Konceptet e shkencës moderne natyrore. /V.M. Naydysh. – M.: Alfa-M; INFRA-M, 2004, – 622 f. 14. Kimia inorganike (elementet biogjene dhe abiogjene): Libër mësuesi / bot. V.V. Egorova. – Shën Petersburg: Shtëpia Botuese Lan, 2009. – 320 f. 15. Ruzavin, G.I. Probleme të thjeshta dhe komplekse në evolucionin e shkencave. //G.I. Ruzavini. – Pyetje të filozofisë. – 2008. Nr 3. – f. 102. 16. Ryazanova, G.E. Kimi inorganike dhe analitike / G.E. Ryazanova - Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional "Universiteti Shtetëror Agrare Saratov", 2006. - 172 f. 17. Ryazanova, G.E. Kimi e përgjithshme dhe inorganike. Tabelat dhe diagramet / G.E. Ryazanov. – Saratov: Institucioni Federal Arsimor Shtetëror i Arsimit të Lartë Profesional “Universiteti Shtetëror Agrare Saratov”, 2006 – 284 f. 18. Sirotkin, O.S. Kimia në vend të saj / O.S. Sirotkin // Kimia dhe jeta. – 2003. - Nr. 5. – F. 26. 19. Trubetskov, D.I. Hyrje në teorinë e vetëorganizimit të sistemeve të hapura. / D.I. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasiçkov. – M.: Shtëpia botuese e letërsisë fiziko-matematikore, 2002. – 200 f. 20. Ugai, Ya.A. Kimi e përgjithshme dhe inorganike /Ya.A. Ugai. – M.: Shkolla e lartë, 2004. – 528 f. 95 E drejta e autorit OJSC Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Agjencia e Shërbimit të Librit PËRMBAJTJA Hyrje............................. ...... ................................................ .......................................... 3 Leksioni 1. Konceptet bazë dhe ligjet bazë të kimisë................................ 4 1.1. Qëllimet e studimit të disiplinës...................................................... ................................................ 4 1.2. Rëndësia e kimisë për bujqësinë.......................................... ............. ........ 4 1.3. Lënda e kimisë...................................................... .......................................................... ......... 5 1.4 . Dialektika e koncepteve dhe ligjeve themelore të kimisë................................................ ........ 5 1.5. Metodat e studimit të kimisë................................................ .......... ................................. 8 Pyetje për vetëkontroll ................................................................ .......................... ................. 11 Referenca...... ................................ ................................ ................................................................ 12 Leksioni 2. Mësimdhënia moderne rreth strukturës së atomit ................................................ ....... 13 2.1 . Dialektika e ideve për strukturën e atomit................................................. ........... 13 2.2. Modeli modern mekanik kuantik i strukturës së atomit................................... 14 2.3. Formulat elektronike të elementeve................................................ ..... ................. 17 Pyetje për vetëkontroll ........................ .......................................................... ................. 20 Referenca................................ ................................................................ ....................... 20 Leksion 3. Ligji periodik dhe sistemi periodik D.I. Mendeleev ................................................ .......................................................... ........ 21 3.1 . Ligji periodik dhe sistemi periodik i elementeve D.I. Mendeleev - baza e kimisë moderne................................................. ......... ... 21 3.2. Struktura e tabelës periodike ...................................................... ............ .............. 23 3.3. Algoritmi për karakteristikat e përgjithshme të një atomi elementi.......................................... ........ 24 3.4. Frekuenca e ndryshimeve të vetive të elementeve dhe të përbërjeve të tyre................. 27 Pyetje për vetëkontroll............... ................................................................ .......................... ..... 30 Referenca................ ................................................................ .......................................... .. 30 Ligjërata 4. Manifestimi i ligji periodik në vetitë acido-bazike të përbërjeve inorganike................................. .......................................... 32 4.1. Marrëdhënia gjenetike e klasave kryesore të përbërjeve inorganike....... 32 4.2. Vetitë kimike të oksideve, bazave, acideve dhe kripërave................................... 33 4.3. Frekuenca e ndryshimeve në vetitë acido-bazike të kimikateve.......................................... .......................................................... ................. 39 4.4. Pyetjet e kompetencës profesionale ................................................ ..................... .. 40 pyetje për vetëkontrollin................ ................................ ................................ ................. 40 Referenca......... ...................... ................................ ................ ................. 41 Leksion 5. Lidhja kimike.......... ................ .......................................... .......... ............. 43 5.1. Idetë moderne rreth lidhjes kimike................................................ ....... 43 5.2. Parimet themelore të metodës së lidhjes valente (VBM) W. Heitler dhe F. London (1927 ) ................................................... .... ...................... 43 5.2.1. Mekanizmat e formimit të lidhjes kovalente................................................ ....... 43 5.2.2. Lidhja kovalente...................................................... ... ................................ 44 5.2.3. Llojet e lidhjeve kimike................................................ ................. ........ 45 5.2.4. Llojet e lidhjeve kimike................................................ ................................................. 46 5.2 .5. Shkalla e jonikitetit të lidhjes................................................ ................................ ...................... 46 5.2.6. Hibridizimi i orbitaleve atomike................................................ ...... ...... 48 5.2.7. Lidhje metalike ..................................................... ........ ................................ 50 5.2.8. Lidhja hidrogjenore ..................................................... ................................... 50 5.3. Koncepti i metodës molekulare orbitale................................................ ...................... 50 96 E drejta e autorit OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Pyetjet për vetëkontroll ......... ................................................................ ........................ .. 52 Referenca...................... ................................ ................................ ................................. 52 Leksion 6. Teoria moderne e zgjidhjeve...... ...................................................... ................ 53 6.1. Klasifikimi i sistemeve disperse...................................................... ................................................. 53 6.2. Mënyrat e shprehjes së përbërjes së tretësirave................................................ ...... .............. 54 6.3. Përqendrimi i tretësirës së tokës dhe osmoza ..................................................... ....... ...... 54 6.4. Tretësirat e elektrolitit................................................ ... ..................................... 55 6.4.1. Tretësirat ujore................................................ .......................................................... 55 6.4.2. Teoria e disociimit elektrolitik................................................ ................. .. 56 6.4.3. Karakteristikat sasiore të disociimit elektrolitik................................................ ................................................................ .......................... .......... 57 6.4.4. Vetitë e elektroliteve të forta................................................ ................. ................. 58 6.4.5. Llojet e elektroliteve...................................................... .... ................................. 59 6.4.6. Shpërbërja e elektroliteve ...................................................... .... .......................... 60 6.4.7. Reaksionet në tretësirat e elektroliteve................................................ .... ............. 61 6.4.8. Hidroliza e kripërave...................................................... .... .......................................... 61 6.4. 9. Produkt jonik i ujit. PH e hidrogjenit................................. 62 6.4.10. Kuptimi i zgjidhjeve................................................ ..... ................................. 64 Pyetje për vetëkontroll..... .......................................................... ................ ................................ 64 Referenca..... ................................ ................................ ................................................................ ........... 65 Leksion 7. Reaksionet redoks.................. ............... ............. 66 7.1. Teoria moderne e reaksioneve redoks (ORR) ...... 66 7.1.1. Rëndësia e proceseve redoks................................ 66 7.1.2. Dispozitat themelore të teorisë së ODD................................................. ....... ............. 67 7.1.3. Llogaritja e gjendjes së oksidimit të një elementi.......................................... .......... 68 7.1.4. Algoritmi për karakterizimin e vetive redoks të komponimeve komplekse................................. ........................................... 70 7.1.5 . Llojet e reaksioneve redoks................................................ ...... 70 7.2. Algoritmet për kompozimin e ekuacioneve të reaksioneve redoks................................................ ...................................................... ................................. 71 7.2.1. Algoritmi për përpilimin e ekuacionit OVR duke përdorur metodën e bilancit elektronik.......................................... .......................................................... ................. 71 7.2.2. Hartimi i ekuacionit ORR duke përdorur metodën e joneve elektron (metoda e gjysmë-reaksionit) ................................ ................................................ ...................... .... 71 7.3. Vetitë redoks të përbërjeve të elementeve biogjene................................................ ...................................................... ................................. 73 7.4. Potencialet redoks. Drejtimi i ODD.......................... 74 Pyetje për vetëkontroll................ ................................................................ .......................... ...... 75 Referenca................ ................................ ................................ ...................................................... 75 Leksioni 8. Komponimet komplekse. ................................................ ...... ...................... 76 8.1. Një histori e shkurtër e komponimeve komplekse (CC) ...................................... ........... 76 8.2. Teoria e koordinimit të Werner dhe idetë moderne................................ 77 8.2.1. Përbërja e molekulave të komponimeve komplekse................................................ ........ 78 8.2.2. Nomenklatura e komponimeve komplekse................................................ ..................... 79 8.3. Lidhja kimike në përbërjet komplekse................................................ ....... .. 80 8.4. Shpërbërja elektrolitike e përbërjeve komplekse................................. 81 Pyetje për vetëkontroll... ................................................... ......... ...................... 84 Referencat................ ................................................................ .......................................................... 84 97 Copyright Sh.A. Byroja Qendrore e Dizajnit BIBKOM & LLC Kniga-Agjencia e Shërbimit Leksion 9. Kinetika kimike. Ekuilibri kimik................................................ ... 85 9.1. Koncepti i kinetikës kimike...................................................... ....... ...................... 85 9.2. Shpejtësia e reaksionit kimik................................................ ................................................ 85 9.3. Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni kimik.......................................... .......... 86 9.3.1. Ndikimi i përqendrimit në shpejtësinë e reaksionit.......................................... ........... 87 9.3. Ndikimi i temperaturës në shpejtësinë e reaksionit................................................ ......... 88 9.3.3. Ndikimi i katalizatorëve në shpejtësinë e reaksioneve kimike................................... 89 9.4. Koncepti i reaksioneve osciluese................................................ ................. .................... 90 9.5. Bilanci kimik. Mundësitë për kontrollin e proceseve kimike................................................ ................................ ................................ ................................ ...................... ...... 91 9.5.1. Koncepti i ekuilibrit kimik...................................................... ................. ............ 91 9.5.2. Parimi i Le Chatelier................................................. .......... ................................. 91 9.5.3. Elementet e termokimisë...................................................... .... ........................... 92 9.6. Mundësitë për kontrollin e proceseve kimike................................................ ....... 93 Pyetje për vetëkontroll..... ................................ ................................ ................................ ....... 94 Referenca................. ................ ................................................ ...... ..................... 94 Bibliografia..................... ...................................................... ...................... ............ 95 Përmbajtja............... ................................................................ .......................................................... ........ 96 98

Gjatë dekadës së fundit, pothuajse të gjitha universitetet kryesore në Rusi kanë kaluar në një sistem të provimeve pranuese me shkrim në kimi. Doli se shumica e nxënësve të shkollës dhe aplikantëve janë plotësisht të paaftë për të zgjidhur problemet. Prandaj, ne ishim, me sa duket, të parët në Rusi që arritëm në përfundimin se një libër i mirë i kimisë për nxënësit e shkollave të mesme dhe ata që hyjnë në universitete, përveç seksioneve teorike, duhet të përmbajë komplet i madh problemet dhe përshkruani teknikat bazë për zgjidhjen e tyre.
N. E. Kuzmenko dhe V. V. Eremin botuan një libër që është libri problematik më i plotë në kimi për nxënësit e shkollave dhe aplikantët deri më sot. Detyrat janë përpiluar në të gjitha seksionet kryesore kurrikula shkollore, si dhe nga aspektet më të rëndësishme programe në kimi për aplikantët në universitetet kryesore ruse. Të gjitha problemet kanë përgjigje ose udhëzime për zgjidhje, dhe jepen zgjidhje të detajuara për 300 probleme standarde ose provimesh.
Ne nuk i kemi vënë vetes për detyrë të paraqesim këtu rezultatet e analizës sonë të teksteve shkollore të botuara në dekadën e fundit. Le të themi se, duke marrë parasysh të gjitha sa më sipër, kemi ardhur në bindjen e nevojës për të krijuar mjete mësimore, që përmban shpjegime të shkurtra të dukurive, koncepteve, ligjeve dhe teorive themelore kimike. Prandaj titulli i librit - "Një kurs i shkurtër në kimi".
Ky prezantim i materialit i lejoi autorët, kur shqyrtonin përbërje kimike specifike, shpesh thjesht të tregonin se cilës klasë të substancave i përkasin, në mënyrë që shumica e vetive të tyre të bëhen të qarta. Në të njëjtën kohë, kjo bën të mundur që t'i kushtohet vëmendje e veçantë reagimeve që theksojnë individualitetin. të kësaj substance, ndaj reagimeve me rëndësi të madhe praktike. Në këtë rast, vëmendja përqendrohet, si rregull, në kiminë e proceseve dhe jo në teknologjinë e tyre.
Vëmë re gjithashtu se kur paraqesim materialin në seksionin e dytë ("Kimi inorganike") dhe të tretë ("kimia organike") të manualit, si rregull, konceptet e reja teorike nuk futen më, por theksi vihet në paraqitjen e të rejave. faktet kimike me shpjegimin e tyre të detyrueshëm bazuar në konceptet teorike të përcaktuara në pjesën e parë. Është e rëndësishme të theksohet se manuali përmban një indeks të detajuar që e bën më të lehtë punën me librin.
Libri u përgatit nga punonjës të Fakultetit të Kimisë të Moskës universiteti shtetëror ato. M. V. Lomonosov (Profesor N. E. Kuzmenko dhe Profesor i Asociuar V. V. Eremin) dhe Akademia Mjekësore e Moskës me emrin. I. M. Sechenova (profesor, akademik i Akademisë Ruse të Arsimit V. A. Popkov). Ch. 2 - 4, 9, 11 - 16, 18 - 20 dhe 22 - 28 shkruar nga N. E. Kuzmenko, kap. 1, 21, 32 - 36 - V.V Eremin, ch. 10, 29 - 31 - V. A. Popkov; Ch. 5 - 8 dhe 17 janë shkruar së bashku nga N. E. Kuzmenko dhe V. A. Popkov.

Parathënie
PJESA I. KIMIA TEORIKE
KAPITULLI 1. Konceptet dhe ligjet bazë të kimisë
§ 1.1. Lënda e kimisë
§ 1.2. Teoria atomike-molekulare
§ 1.3. Ligji i ruajtjes së masës dhe energjisë
§ 1.4. Ligji periodik
§ 1.5. Konceptet themelore të kimisë
§ 1.6. Raportet stekiometrike në kimi
§ 1.7. Ligjet e gazit
KAPITULLI 2. Struktura e atomit
§ 2.1. Zhvillimi i ideve për strukturën komplekse të atomit
§ 2.2. Numrat kuantikë të elektroneve
§ 2.3. Shpërndarja e elektroneve në atome
§ 2.4. Transformimet radioaktive
§ 2.5. Periodiciteti i vetive të atomeve të elementeve
KAPITULLI 3. Lidhja kimike dhe struktura molekulare
§ 3.1. Natyra e lidhjes kimike
§ 3.2. Lidhja kovalente
§ 3.3. Lidhja jonike
§ 3.4. Lidhje metalike
§ 3.5. Lidhjet kimike ndërmolekulare
§ 3.6. Valenca dhe gjendja e oksidimit
§ 3.7. Struktura hapësinore e molekulave
KAPITULLI 4. Gjendjet e materies
§ 4.1. Vetitë karakteristike të gazeve, lëngjeve dhe të ngurta
§ 4.2. Diagramet e fazave të substancave
§ 4.3. Gazrat
§ 4.4. Lëngjet
§ 4.5. Substancat kristalore
§ 4.6. Forma të ndryshme të ekzistencës së substancave
KAPITULLI 5. Efektet energjetike të reaksioneve kimike
§ 5.1. Lëshimi dhe thithja e energjisë në reaksionet kimike
§ 5.2. Reaksionet ekzotermike dhe endotermike. Ligji termokimik i Hesit
KAPITULLI 6. Kinetika e reaksioneve kimike
§ 6.1. Konceptet bazë dhe postulatet e kinetikës kimike
§ 6.2. Efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksionit
§ 6.3. Kataliza
KAPITULLI 7. Ekuilibri kimik
§ 7.1. Përcaktimi i gjendjes së ekuilibrit
§ 7.2. Konstanta e ekuilibrit kimik
§ 7.3. Ekuilibri kimik i përzierjes. Parimi i Le Chatalier
§ 7.4. Rreth kushte optimale marrja e substancave në shkallë industriale
KAPITULLI 8. Zgjidhjet
§ 8.1. Shpërbërja si një proces fizik dhe kimik
§ 8.2. Faktorët që ndikojnë në tretshmërinë e substancave
§ 8.3. Metodat e shprehjes së përqendrimit të tretësirave
KAPITULLI 9. Disociimi elektrolitik dhe reaksionet jonike në zgjidhje
§ 9.1. Elektrolitet dhe disociimi elektrolitik
§ 9.2. Shkalla e disociimit. Elektrolite të forta dhe të dobëta. Konstanta e disociimit
§ 9.3. Ekuacionet e reaksionit jonik
§ 9.4. Hidroliza e kripërave
KAPITULLI 10. Llojet themelore të reaksioneve kimike
§ 10.1. Karakteristikat e simbolikës dhe klasifikimit të reaksioneve
§ 10.2. Klasifikimi sipas numrit dhe përbërjes së reagentëve dhe produkteve të reaksionit
§ 10.3. Klasifikimi i reaksioneve sipas karakteristikave fazore
§ 10.4. Klasifikimi i reaksioneve sipas llojit të grimcave të transferuara
§ 10.5. Reaksionet kimike të kthyeshme dhe të pakthyeshme
KAPITULLI 11. Proceset redoks
§ 11.1. Reaksionet redoks
§ 11.2. Përzgjedhja e koeficientëve stekiometrikë në OVR
§ 11.3. Potencialet standarde OVR
§ 11.4. Elektroliza e tretësirave dhe shkrirja e elektroliteve
PJESA II. KIMIA INORGANIKE
KAPITULLI 12. Karakteristikat e përgjithshme të përbërjeve inorganike, klasifikimi dhe nomenklatura e tyre
§ 12.1. Oksidet
§ 12.2. Bazat (hidroksidet e metaleve)
§ 12.3. Acidet
§ 12.4. Kripërat
KAPITULLI 13. Hidrogjeni
§ 13.1. Struktura dhe pozicioni atomike në tabelën periodike të D. I. Mendeleev
§ 13.2. Vetitë kimike të hidrogjenit
§ 13.3. Prodhimi i hidrogjenit dhe përdorimi i tij
§ 13.4. Oksidet e hidrogjenit
KAPITULLI 14. Halogjenet
§ 14.1. Vetitë fizike halogjenet
§ 14.2. Vetitë kimike dhe prodhimi i halogjeneve
§ 14.3. Halidet e hidrogjenit, acidet hidrohalike dhe kripërat e tyre
§ 14.4. Komponimet halogjene që përmbajnë oksigjen
KAPITULLI 15. Kalkogjenet
§ 15.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 15.2. Substanca të thjeshta
§ 15.3. Komponimet e squfurit
KAPITULLI 16. Nëngrupi i azotit
§ 16.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 16.2. Vetitë e substancave të thjeshta
§ 16.3. Amoniaku. Fosfina. Halidet e fosforit
§ 16.4. Oksidet e azotit. Acidet nitrik dhe azotik
§ 16.5. Oksidet dhe acidet e fosforit
KAPITULLI 17. Nëngrupi i karbonit
§ 17.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 17.2. Karboni
§ 17.3. Oksidet e karbonit
§ 17.4. Acidi karbonik dhe kripërat e tij
§ 17.5. Silikoni
§ 17.6. Përbërjet e silikonit me gjendje oksidimi +4
§ 17.7. Përbërjet e silikonit me gjendje oksidimi -4
KAPITULLI 18. Vetitë e 5-metaleve dhe përbërjet e tyre
§ 18.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 18.2. Vetitë kimike të metaleve
§ 18.3. 5-përbërjet e metaleve
KAPITULLI 19. Alumini dhe bor
§ 19.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 19.2. Vetitë dhe përgatitja e substancave të thjeshta
§ 19.3. Komponimet e borit dhe aluminit
KAPITULLI 20. Metalet kryesore të tranzicionit
§ 20.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 20.2. Kromi dhe komponimet e tij
§ 20.3. Mangani dhe komponimet e tij
§ 20.4. Treshe hekuri
§ 20.5. Prodhimi i hekurit dhe çelikut
§ 20.6. Bakri dhe përbërjet e tij
§ 20.7. Zinku dhe komponimet e tij
§ 20.8. Argjendi dhe komponimet e tij
KAPITULLI 21. Gazet fisnike
§ 21.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 21/2. Përbërjet kimike të gazeve fisnike
§ 21.3. Aplikimi i gazeve fisnike
PJESA III. KIMIA ORGANIKE
KAPITULLI 22. Konceptet bazë të rregullsisë në kiminë organike
§ 22.1. Lënda Kimi Organike
§ 22.2. Klasifikimi i përbërjeve organike
§ 22.3. Nomenklatura e përbërjeve organike
§ 22.4. Izomerizmi i përbërjeve organike
§ 22.5. Efektet elektronike dhe reaktiviteti i përbërjeve organike
§ 22.6. Karakteristikat e përgjithshme
KAPITULLI 23. Hidrokarburet e ngopura
§ 23.1. Alkanet
§ 23.2. Cikloalkanet
KAPITULLI 24. Alkenet dhe alkadienet
§ 24.1. Alkenet
§ 24.2. Hidrokarburet diene
KAPITULLI 25. Alkinet
§ 25.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 25.2. Përgatitja dhe vetitë kimike
KAPITULLI 26. Arena
§ 26.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 26.2. Përgatitja dhe vetitë kimike
§ 26.3. Orientuesit (deputetët) e llojit të parë dhe të dytë
KAPITULLI 27. Alkoolet dhe fenolet
§ 27.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 27.2. Alkoolet monohidrike
§ 27.3. Alkoolet polihidrike
§ 27.4. Fenolet
KAPITULLI 28. Aldehidet dhe ketonet
§ 28.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 28.2. Metodat e marrjes
§ 28.3. Vetitë kimike
KAPITULLI 29. Acidet karboksilike
§ 29.1. Klasifikimi, nomenklatura dhe izomeria
§ 29.2. Acidet karboksilike të ngopura monobazike
§ 29.3. Acidet karboksilike monobazike të pangopura
§ 29.4. Acidet karboksilike aromatike
§ 29.5. Acidet karboksilike dybazike
KAPITULLI 30. Derivatet funksionale acidet karboksilike
§ 30.1. Klasifikimi i derivateve funksionale
§ 30.2. Anhidridet e acidit karboksilik
§ 30.3. Halidet e acidit karboksilik
§ 30.4. Amidet e acideve karboksilike
§ 30.5. Esteret
§ 30.6. Yndyrnat
KAPITULLI 31. Karbohidratet (sheqernat)
§ 31.1. Monosakaridet
§ 31.2. Përfaqësues individualë të monosakarideve
§ 31.3. Oligosakaridet
§ 31.4. Polisakaridet
KAPITULLI 32. Aminet
§ 32.1. Amine alifatike të ngopura
§ 32.2. Anilina.
KAPITULLI 33. Aminoacidet. Peptidet. ketrat
§ 33.1. Aminoacidet
§ 33.2. Peptidet
§ 33.3. ketrat
KAPITULLI 34. Që përmban azot komponimet heterociklike
§ 34.1. Heterociklet me gjashtë anëtarë
§ 34.2. Komponimet me një unazë pesë-anëtarësh
KAPITULLI 35. Acidet nukleike
§ 35.1. Nukleotidet dhe nukleozidet
§ 35.2. Struktura e acideve nukleike
§ 35.3. Roli biologjik i acideve nukleike
KAPITULLI 36. Përbërjet sintetike me molekulare të lartë (polimere)
§ 36.1. Karakteristikat e përgjithshme
§ 36.2. Plastika
§ 36.3. Fibrat
§ 36.4. Gomat

Kimia- shkenca e substancave, ligjet e shndërrimeve të tyre (vetitë fizike dhe kimike) dhe zbatimi.

Aktualisht njihen më shumë se 100 mijë komponime inorganike dhe më shumë se 4 milionë organike.

Dukuritë kimike: disa substanca shndërrohen në të tjera që ndryshojnë nga ato origjinale në përbërje dhe veti, ndërsa përbërja e bërthamave atomike nuk ndryshon.

Dukuritë fizike: ndryshon gjendja fizike e substancave (avullimi, shkrirja, përçueshmëria elektrike, rrezatimi i nxehtësisë dhe dritës, lakueshmëria etj.) ose formohen substanca të reja me ndryshimin e përbërjes së bërthamave atomike.

Shkenca atomike-molekulare.

1. Të gjitha substancat përbëhen nga molekula.

Molekula - grimca më e vogël e një lënde që ka vetitë e saj kimike.

2. Molekulat përbëhen nga atome.

Atomi - grimca më e vogël e një elementi kimik që ruan të gjitha vetitë e saj kimike. Elementë të ndryshëm kanë atome të ndryshme.

3. Molekulat dhe atomet janë në lëvizje të vazhdueshme; mes tyre ekzistojnë forca tërheqëse dhe zmbrapsëse.

Element kimik - ky është një lloj atomesh i karakterizuar nga ngarkesa të caktuara bërthamore dhe struktura e predhave elektronike. Aktualisht njihen 118 elementë: 89 prej tyre gjenden në natyrë (në Tokë), pjesa tjetër janë marrë artificialisht. Atomet ekzistojnë në gjendje të lirë, në komponime me atome të të njëjtit element ose elementë të tjerë, duke formuar molekula. Aftësia e atomeve për të bashkëvepruar me atome të tjera dhe për të formuar komponimet kimike përcaktuar nga struktura e saj. Atomet përbëhen nga një bërthamë e ngarkuar pozitivisht dhe elektrone të ngarkuar negativisht që lëvizin rreth saj, duke formuar një sistem elektrikisht neutral që u bindet ligjeve karakteristike të mikrosistemeve.

Bërthama atomike - pjesa qendrore e atomit, e përbërë nga Zprotonet dhe N neutronet, në të cilat është përqendruar pjesa më e madhe e atomeve.

Ngarkesa kryesore - pozitive, e barabartë në vlerë me numrin e protoneve në bërthamë ose elektroneve në një atom neutral dhe përkon me numrin atomik të elementit në tabelën periodike.

Shuma e protoneve dhe neutroneve të një bërthame atomike quhet numër masiv A = Z+ N.

Izotopet - elementet kimike me tarifa të barabarta bërthama, por me numra të ndryshëm në masë për shkak të numrit të ndryshëm të neutroneve në bërthamë.

Formula kimike - Kjo shënim i kushtëzuar përbërja e një substance duke përdorur simbole kimike (propozuar në 1814 nga J. Berzelius) dhe indekse (indeksi është numri në fund djathtas të simbolit. Tregon numrin e atomeve në molekulë). Formula kimike tregon se cilat atome të cilave elemente dhe në çfarë raporti janë të lidhura me njëri-tjetrin në një molekulë.

Alotropia - fenomeni i formimit nga një element kimik i disa substancave të thjeshta që ndryshojnë në strukturë dhe veti. Substancat e thjeshta - molekulat, përbëhen nga atome të të njëjtit element.

Csubstancave false - molekulat përbëhen nga atome të elementeve të ndryshme kimike.

Konstanta e masës atomike e barabartë me 1/12 e masës së izotopit 12 C - izotopi kryesor i karbonit natyror.

m u = 1/12 m (12 C ) =1 a.u.m = 1,66057 10 -24 g

Masa atomike relative (A r) - sasi pa dimension e barabartë me raportin peshë mesatare atomi i një elementi (duke marrë parasysh përqindjen e izotopeve në natyrë) në 1/12 e masës së një atomi 12 C.

Masa mesatare atomike absolute (m) e barabartë me masën atomike relative shumë herë amu.

Ar(Mg) = 24.312

m (Mg) = 24,312 1,66057 10 -24 = 4,037 10 -23 g

Pesha molekulare relative (M r) - një sasi pa dimension që tregon se sa herë masa e një molekule të një lënde të caktuar është më e madhe se 1/12 e masës së një atomi karboni 12 C.

M g = m g / (1/12 m a (12 C))

m r - masa e një molekule të një lënde të caktuar;

m a (12 C) - masa e një atomi karboni 12 C.

M g = S A g (e). Masa molekulare relative e një lënde është e barabartë me shumën e relative masat atomike të gjithë elementët duke marrë parasysh indekset.

Shembuj.

M g (B 2 O 3) = 2 A r (B) + 3 A r (O) = 2 11 + 3 16 = 70

M g (KAl(SO 4) 2) = 1 A r (K) + 1 A r (Al) + 1 2 A r (S) + 2 4 A r (O) =
= 1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = 258

Masa molekulare absolute e barabartë me masën molekulare relative herë amu. Numri i atomeve dhe molekulave në mostrat e zakonshme të substancave është shumë i madh, prandaj, kur karakterizojnë sasinë e një substance, ata përdorin njësi speciale matje - nishan.

Sasia e substancës, mol . Mjetet numër të caktuar elementet strukturore (molekulat, atomet, jonet). I caktuarn , e matur në nishane. Një nishan është sasia e një lënde që përmban po aq grimca sa atome në 12 g karbon.

Numri i Avogadros (N A ). Numri i grimcave në 1 mol të çdo substance është i njëjtë dhe është i barabartë me 6,02 10 23. (Konstanta e Avogadros ka dimensionin - mol -1).

Shembull.

Sa molekula ka 6,4 g squfur?

Pesha molekulare e squfurit është 32 g/mol. Përcaktojmë sasinë e g/mol të substancës në 6,4 g squfur:

n (s) = m(s)/M(s ) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol

Le të përcaktojmë numrin e njësive strukturore (molekulave) duke përdorur konstanten Avogadro N A

N(s) = n (s)N A = 0,2 6,02 10 23 = 1,2 10 23

Masa molare tregon masën e 1 mol të një substance (shënohetM).

M = m / n

Masa molare e një lënde është e barabartë me raportin e masës së substancës me sasinë përkatëse të substancës.

Masa molare e një lënde numerikisht është e barabartë me masën e saj molekulare relative, megjithatë, sasia e parë ka dimensionin g/mol dhe e dyta është pa dimension.

M = N A m (1 molekulë) = N A M g 1 a.m.u. = (N A 1 amu) M g = M g

Kjo do të thotë se nëse masa e një molekule të caktuar është, për shembull, 80 amu. ( SO 3 ), atëherë masa e një molekulash është e barabartë me 80 g konstanta e Avogadro është një koeficient proporcionaliteti që siguron kalimin nga marrëdhëniet molekulare në ato molare. Të gjitha pohimet në lidhje me molekulat mbeten të vlefshme për nishanet (me zëvendësim, nëse është e nevojshme, të amu me g), për shembull, ekuacioni i reagimit: 2 Na + Cl 2 2 NaCl , do të thotë se dy atome natriumi reagojnë me një molekulë klori ose, që është e njëjta gjë, dy mole natriumi reagojnë me një mol klor.