Величина и ее размерность	Соотношение
Атомная масса элемента Х (относительная)
Порядковый номер элемента	Z = N (е –) = N (р +)
Массовая доля элемента Э в веществе Х, в долях единицы, в %)
Количество вещества Х, моль
Количество вещества газа, моль	V m = 22,4 л/моль (н.у.) н.у. – р = 101 325 Па, Т = 273 К
Молярная масса вещества Х, г/моль, кг/моль
Масса вещества X, г, кг	m (X) = n (X)M (X)
Молярный объем газа, л/моль, м 3 /моль	V m = 22,4 л/моль при н.у.
Объем газа, м 3	V = V m ×n
Выход продукта
Плотность вещества Х, г/л, г/мл, кг/м 3
Плотность газообразного вещества Х по водороду
Плотность газообразного вещества Х по воздуху	М (воздуха) = 29 г/моль
Объединенный газовый закон
Уравнение Менделеева-Клапейрона	PV = nRT , R = 8,314 Дж/моль×К
Объемная доля газообразного вещества в смеси газов, в долях единицы или в %
Молярная масса смеси газов
Молярная доля вещества (Х) в смеси
Количество теплоты, Дж, кДж	Q = n (X)Q (X)
Тепловой эффект реакции	Q =– H
Теплота образования вещества Х, Дж/моль, кДж/моль
Скорость химической реакции (моль/лсек)
Закон действия масс (для простой реакции)	a A + в B = с С + d D u = k  с a (A)с в (B)
Правило Вант-Гоффа
Растворимость вещества (Х) (г/100 г растворителя)
Массовая доля вещества Х в смеси А + Х, в долях единицы, в %
Масса раствора, г, кг	m (р-р) = m (X) + m (H 2 O) m (р-р) = V (р-р) (р-р)
Массовая доля растворенного вещества в растворе, в долях единицы, в %
Плотность раствора
Объем раствора, см 3 , л, м 3
Молярная концентрация, моль/л
Степень диссоциации электролита (Х), в долях единицы или %
Ионное произведение воды	K (H 2 O) =
Водородный показатель	рН = –lg

Основная:

Кузнецова Н.Е. и др . Химия. 8 кл-10 кл.. – М.: Вентана-Граф, 2005-2007.

Кузнецова Н.Е., Литвинова Т.Н., Левкин А.Н. Химия.11 класс в 2-х частях, 2005-2007 гг.

Егоров А.С. Химия. Новое учебное пособие для подготовки в вузы. Ростов н/Д: Феникс, 2004.– 640 с.

Егоров а.С. Химия: современный курс для подготовки к егэ. Ростов н/д: Феникс, 2011. (2012)– 699 с.

Егоров А.С. Самоучитель по решению химических задач. – Ростов-на-Дону: Феникс, 2000.– 352 с.

Химия/пособие-репетитор для поступающих в вузы. Ростов-н/Д, Феникс, 2005– 536 с.

Хомченко Г.П.,Хомченко И.Г . Задачи по химии для поступающих в вузы. М.: Высшая школа. 2007.–302с.

Дополнительная:

Врублевский А.И . Учебно-тренировочные материалы для подготовки к централизованному тестированию по химии/ А.И. Врублевский –Мн.: ООО «Юнипресс», 2004.– 368 с.

Врублевский А.И . 1000 задач по химии с цепочками превращений и контрольными тестами для школьников и абитуриентов.– Мн.: ООО «Юнипресс», 2003.– 400 с.

Егоров А.С . Все типы расчетных задач по химии для подготовки к ЕГЭ.–Ростов н/Д: Феникс, 2003.–320с.

Егоров А.С., Аминова Г.Х . Типовые задания и упражнения для подготовки к экзамену по химии. – Ростов н/Д: Феникс, 2005.– 448 с.

Единый государственный экзамен 2007. Химия. Учебно-тренировочные материалы для подготовки учащихся/ФИПИ – М.: Интеллект-Центр, 2007.– 272 с.

ЕГЭ-2011. Химия. Учебно-тренировочный комплект под ред. А.А. Кавериной.– М.: Национальное образование, 2011.

Единственные реальные варианты заданий для подготовки к единому государственному экзамену. ЕГЭ.2007. Химия/В.Ю. Мишина, Е.Н. Стрельникова. М.: Федеральный центр тестирования, 2007.–151с.

Каверина А.А . Оптимальный банк заданий для подготовки учащихся. Единый государственный экзамен 2012.Химия. Учебное пособие./ А.А. Каверина, Д.Ю. Добротин, Ю.Н. Медведев, М.Г. Снастина.– М.: Интеллект-Центр, 2012.– 256 с.

Литвинова Т.Н., Выскубова Н.К., Ажипа Л.Т., Соловьева М.В . Тестовые задания в дополнение к контрольным работам для слушателей 10-месячных заочных подготовительных курсов (методические указания). Краснодар, 2004. – С. 18 – 70.

Литвинова Т.Н . Химия. ЕГЭ-2011. Тренировочные тесты. Ростов н/Д: Феникс, 2011.– 349 с.

Литвинова Т.Н . Химия. Тесты к ЕГЭ. Ростов н/Д.: Феникс, 2012. - 284 с.

Литвинова Т.Н . Химия. Законы, свойства элементов и их соединений. Ростов н/Д.: Феникс, 2012. - 156 с.

Литвинова Т.Н., Мельникова Е.Д., Соловьева М.В ., Ажипа Л.Т., Выскубова Н.К. Химия в задачах для поступающих в вузы.– М.: ООО «Изд-во Оникс»: ООО «Изд-во «Мир и образование», 2009.– 832 с.

Учебно-методический комплекс по химии для учащихся медико-биологических классов под ред. Т.Н.Литвиновой.– Краснодар.: КГМУ, – 2008.

Химия. ЕГЭ–2008. Вступительные испытания, учебно-методическое пособие / под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Д: Легион, 2008.– 271 с

Список сайтов по химии:

1. Alhimik. http :// www . alhimik . ru

2. Химия для всех. Электронный справочник за полный курс химии.

http :// www . informika . ru / text / database / chemy / START . html

3. Школьная химия – справочник. http :// www . schoolchemistry . by . ru

4. Репетитор по химии. http://www. chemistry.nm.ru

Интернет-ресурсы

Alhimik. http :// www . alhimik . ru

Химия для всех. Электронный справочник за полный курс химии.

http :// www . informika . ru / text / database / chemy / START . html

Школьная химия – справочник. http :// www . schoolchemistry . by . ru

http://www.classchem.narod.ru

Репетитор по химии. http://www. chemistry.nm.ru

http://www.alleng.ru/edu/chem.htm - образовательные ресурсы Интернета по химии

http://schoolchemistry.by.ru/ - школьная химия. На этом сайте есть возможность пройти On-line тестирование по разным темам, а также демонстрационные варианты Единого Государственного Экзамена

Химия и жизнь–ХХ1 век: научно-популярный журнал. http :// www . hij . ru

нескольких основных понятий и формул.

У всех веществ разная масса, плотность и объем. Кусочек металла одного элемента может весить во много раз больше, чем точно такого же размера кусочек другого металла.

Моль (количество моль)

обозначение: моль , международное: mol — единица измерения количества вещества. Соответствует количеству вещества, в котором содержится NA частиц (молекул, атомов, ионов)Поэтому была введена универсальная величина — количество моль. Часто встречающаяся фраза в задачах — «было получено... моль вещества»

NA = 6,02 · 1023

NA — число Авогадро. Тоже «число по договоренности». Сколько атомов содержится в стержне кончика карандаша? Порядка тысячи. Оперировать такими величинами не удобно. Поэтому химики и физики всего мира договорились — обозначим 6,02 · 1023частиц (атомов, молекул, ионов) как 1 моль вещества .

1 моль = 6,02 · 1023 частиц

Это была первая из основных формул для решения задач.

Молярная масса вещества

Молярная масса вещества — это масса одного моль вещества .

Обозначается как Mr. Находится по таблице Менделеева — это просто сумма атомных масс вещества.

Например, нам дана серная кислота — H2SO4. Давайте посчитаем молярную массу вещества: атомная масса H =1, S-32, O-16.
Mr(H2SO4)=1 2+32+16 4=98 г\моль.

Вторая необходимая формула для решения задач —

формула массы вещества :

Т.е., чтобы найти массу вещества, необходимо знать количество моль (n), а молярную массу мы находим из Периодической системы.

Закон сохранения массы — масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе образовавшихся веществ.

Если мы знаем массу (массы) веществ, вступивших в реакцию, мы можем найти массу (массы) продуктов этой реакции. И наоборот.

Третья формула для решения задач по химии —

объем вещества :

К сожалению, это изображение не соответствует нашим правилам. Чтобы продолжить публикацию, пожалуйста, удалите изображение или загрузите другое.

Откуда взялось число 22.4? Из закона Авогадро :

в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул.

Согласно закону Авогадро, 1 моль идеального газа при нормальных условиях (н.у.) имеет один и тот же объём Vm = 22,413 996(39) л

Т.е., если в задаче нам даны нормальные условия, то, зная количество моль (n), мы можем найти объем вещества.

Итак, основные формулы для решения задач по химии

Число Авогадро NA

6,02 · 1023 частиц

Количество вещества n (моль)

n=V\22.4 (л\моль)

Масса вещества m (г)

Объем вещества V (л)

V=n 22.4 (л\моль)

К сожалению, это изображение не соответствует нашим правилам. Чтобы продолжить публикацию, пожалуйста, удалите изображение или загрузите другое.

Это формулы. Часто для решения задач нужно сначала написать уравнение реакции и (обязательно!) расставить коэффициенты — их соотношение определяет соотношение молей в процессе.

Сборник основных формул школьного курса химии

Г. П. Логинова
Елена Савинкина

Е. В. Савинкина Г. П. Логинова
Сборник основныхформул по химии
Карманный справочник школьника

Общая химия

Важнейшие химические понятия и законы

Химический элемент – это определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Относительная атомная масса (А r) показывает, во сколько раз масса атома данного химического элемента больше – массы атома углерода-12 (12 С).
Химическое вещество – совокупность любых химических частиц.

Химические частицы

Формульная единица – условная частица, состав которой соответствует приведенной химической формуле, например:
Аr – вещество аргон (состоит из атомов Ar),
Н 2 O – вещество вода (состоит из молекул Н 2 O),
KNO 3 – вещество нитрат калия (состоит из катионов К + и анионов NO 3 ¯).

Соотношения между физическими величинами

Атомная масса (относительная) элемента B, A r (B):

Где *т (атома В) – масса атома элемента В;
*т и – атомная единица массы;
*т и = 1/12 т (атома 12 С) = 1,6610 24 г.
Количество вещества B, n(B), моль:

Где N (B) – число частиц В;
N A – постоянная Авогадро (N A = 6,0210 23 моль -1).
Молярная масса вещества В, М(В), г/моль:

Где т(В) – масса В.
Молярный объем газа В, V M , л/моль:

Где V M = 22,4 л/моль (следствие из закона Авогадро), при нормальных условиях (н.у. – атмосферное давлениер = 101 325 Па (1 атм); термодинамическая температура Т = 273,15 К или температура Цельсия t = 0 °C).
B по водороду, D (газа B по H 2):
*Плотность газообразного вещества В по воздуху, D (газ В по воздуху):
Массовая доля элемента Э в веществе В, w(Э):

Где х – число атомов Э в формуле вещества В

Строение атома и Периодический закон Д.И. Менделеева

Массовое число (А) – общее число протонов и нейтронов в атомном ядре:

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

Заряд ядра атома (Z) равен числу протонов в ядре и числу электронов в атоме:

Z = N(p+) = N(e¯).

Изотопы – атомы одного элемента, различающиеся числом нейтронов в ядре, например: калий-39: 39 К (19р + , 20п 0 , 19е¯ ); калий-40: 40 К (19р+, 21п 0 , 19е¯).

*Энергетические уровни и подуровни

*Атомная орбиталь (АО) характеризует область пространства, в которой вероятность пребывания электрона, имеющего определенную энергию, является наибольшей.

*Формы s– и р-орбиталей

Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева

Свойства элементов и их соединений периодически повторяются с возрастанием порядкового номера, который равен заряду ядра атома элемента.
Номер периода соответствует числу энергетических уровней, заполненных электронами, и обозначает последний по заполнению энергетический уровень (ЭУ).
Номер группы А показывает и пр.
Номер группы Б показывает число валентных электронов ns и (п – 1)d.
Секция s-элементов – заполняется электронами энергетический подуровень (ЭПУ) ns-ЭПУ – IA– и IIА-группы, Н и Не.
Секция р-элементов – заполняется электронами np-ЭПУ – IIIA-VIIIA-группы.
Секция d-элементов – заполняется электронами (п- 1) d-ЭПУ – IБ-VIIIБ2-группы.
Секция f-элементов – заполняется электронами (п -2) f-ЭПУ – лантаноиды и актиноиды.

Изменение состава и свойств водородных соединений элементов 3-го периода Периодической системы

Нелетучие, разлагаются водой: NaH, MgH 2 , AlH 3 .
Летучие: SiH 4 , PH 3 , H 2 S, HCl.

Изменение состава и свойств высших оксидов и гидроксидов элементов 3-го периода Периодической системы

Оснóвные: Na 2 O – NaOH, MgO – Mg(OH) 2 .
Амфотерные: Al 2 O 3 – Al(OH) 3 .
Кислотные: SiO 2 – H 4 SiO 4 , P 2 O 5 – H 3 PO 4 , SO 3 – H 2 SO 4 , Cl 2 O 7 – HClO 4 .

Химическая связь

Электроотрицательность (χ) – величина, характеризующая способность атома в молекуле приобретать отрицательный заряд.

Механизмы образования ковалентной связи

Обменный механизм – перекрывание двух орбиталей соседних атомов, на каждой из которых имелось по одному электрону.
Донорно-акцепторный механизм – перекрывание свободной орбитали одного атома с орбиталью другого атома, на которой имеется пара электронов.

Перекрывание орбиталей при образовании связи

*Тип гибридизации – геометрическая форма частицы – угол между связями

Гибридизация орбиталей центрального атома – выравнивание их энергии и формы.
sp – линейная – 180°
sp 2 – треугольная – 120°
sp 3 – тетраэдрическая – 109,5°
sp 3 d – тригонально-бипирамидальная – 90°; 120°
sp 3 d 2 – октаэдрическая – 90°

Смеси и растворы

Раствор – однородная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах.
Раствор: растворитель (например, вода) + растворенное вещество.
Истинные растворы содержат частицы размером менее 1 нанометра.
Коллоидные растворы содержат частицы размером 1-100 нанометра.
Механические смеси (взвеси) содержат частицы размером более 100 нанометра.
Суспензия => твердое + жидкое
Эмульсия => жидкое + жидкое
Пена, туман => газ + жидкое
Неоднородные смеси разделяют отстаиванием и фильтрованием.
Однородные смеси разделяют выпариванием, дистилляцией, хроматографией.
Насыщенный раствор находится или может находиться в равновесии с растворяемым веществом (если растворяемое вещество – твердое, то его избыток – в осадке).
Растворимость – содержание растворенного вещества в насыщенном растворе при данной температуре.
Ненасыщенный раствор меньше,
Пересыщенный раствор содержит растворенного вещества больше, чем его растворимость при данной температуре.

Соотношения между физико-химическими величинами в растворе

Массовая доля растворенного вещества В, w(B); доля единицы или %:

Где т(В) – масса В,
т(р) – масса раствора.
Масса раствора, m(p), г:

m(p) = m(B) + m(H 2 O) = V(p) ρ(p),

где F(p) – объем раствора;
ρ(p) – плотность раствора.
Объем раствора, V(p), л:
Молярная концентрация, с(В), моль/л:

Где n(В) – количество вещества В;
М(В) – молярная масса вещества В.

Изменение состава раствора

Разбавление раствора водой:
> т"(В) = т(В);
> масса раствора увеличивается на массу добавленной воды: m"(p) = m(p) + m(H 2 O).
Выпаривание воды из раствора:
> масса растворенного вещества не изменяется: т"(В) = т(В).
> масса раствора уменьшается на массу выпаренной воды: m"(p) = m(p) – m(H 2 O).
Сливание двух растворов: массы растворов, а также массы растворенного вещества складываются:
т"(В) = т(В) + т"(В);
т"(р) = т(р) + т"(р).
Выпадение кристаллов: масса растворенного вещества и масса раствора уменьшается на массу выпавших кристаллов:
m"(В) = m(В) – m(осадка); m"(р) = m(р) – m(осадка).
Масса воды не изменяется.

Тепловой эффект химической реакции

*Энтальпия образования вещества ΔH °(B), кДж/моль, – энтальпия реакции образования 1 моль вещества из простых веществ в их стандартных состояниях, то есть при постоянном давлении (1 атм для каждого газа в системе или при общем давлении 1 атм в отсутствие газообразных участников реакции) и постоянной температуре (обычно 298 К, или 25 °C).

*Тепловой эффект химический реакции (закон Гесса)

Q = ΣQ (продуктов) – ΣQ (реагентов).

ΔН° = ΣΔН° (продуктов) – ΣΔН° (реагентов).

Для реакции аА + bВ +… = dD + еЕ +…

ΔН° = {dΔH°(D) + еΔH°(Е) +…} – {аΔH°(А) + ЬΔH°(В) +…},

где а, b, d, e – стехиометрические количества веществ, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции.

Скорость химической реакции

Если за время τ в объеме V количество реагента или продукта изменилось на Δn, скорость реакции:

Для мономолекулярной реакции А → …:

v = k с(А).

Для бимолекулярной реакции А + В → …:

v = k с(А) с(В).

Для тримолекулярной реакции А + В + С → …:

v = k с(А) с(В) с(С).

Изменение скорости химической реакции

Скорость реакции увеличивают:
1) химически активные реагенты;
2) повышение концентрации реагентов;
3) увеличение
4) повышение температуры;
5) катализаторы. Скорость реакции уменьшают:
1) химически неактивные реагенты;
2) понижение концентрации реагентов;
3) уменьшение поверхности твердых и жидких реагентов;
4) понижение температуры;
5) ингибиторы.
*Температурный коэффициент скорости (γ) равен числу, которое показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на десять градусов:

Химическое равновесие

*Закон действующих масс для химического равновесия: в состоянии равновесия отношение произведения молярных концентраций продуктов в степенях, равных
их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре есть величина постоянная (концентрационная константа равновесия).
В состоянии химического равновесия для обратимой реакции:

аА + bВ + … ↔ dD + fF + …

К c = [D] d [F] f …/ [А] а [В] b …

*Смещение химического равновесия в сторону образования продуктов

1) Увеличение концентрации реагентов;
2) уменьшение концентрации продуктов;
3) увеличение температуры (для эндотермической реакции);
4) уменьшение температуры (для экзотермической реакции);
5) увеличение давления (для реакции, идущей с уменьшением объема);
6) уменьшение давления (для реакции, идущей с увеличением объема).

Обменные реакции в растворе

Электролитическая диссоциация – процесс образования ионов (катионов и анионов) при растворении в воде некоторых веществ.
кислот образуются катионы водорода и анионы кислоты, например:

HNO 3 = Н + + NO 3 ¯

При электролитической диссоциации оснований образуются катионы металла и гидроксид-ионы, например:

NaOH = Na + + ОН¯

При электролитической диссоциации солей (средних, двойных, смешанных) образуются катионы металла и анионы кислоты, например:

NaNO 3 = Na + + NO 3 ¯

KAl(SO 4) 2 = К + + Al 3+ + 2SO 4 2-

При электролитической диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы кислоты, например:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 ‾

Некоторые сильные кислоты

HBr, HCl, НСlO 4 , H 2 Cr 2 O 7 , HI, HMnO 4 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 , HNO 3 , Н 2 СrO 4

Некоторые сильные основания

RbOH, CsOH, КОН, NaOH, LiOH, Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ca(OH) 2
Степень диссоциации α – отношение количества продиссоциировавших частиц к количеству исходных частиц.
При постоянном объеме:

Классификация веществ по степени диссоциации

Правило Бертолле

Обменные реакции в растворе протекают необратимо, если в результате образуется осадок, газ, слабый электролит.

Примеры молекулярных и ионных уравнений реакций

1. Молекулярное уравнение: CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl
«Полное» ионное уравнение: Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Na + + 2OH¯ = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Сl¯
«Краткое» ионное уравнение: Сu 2+ + 2OН¯ = Cu(OH) 2 ↓
2. Молекулярное уравнение: FeS (T) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
«Полное» ионное уравнение: FeS + 2Н + + 2Сl¯ = Fe 2+ + 2Сl¯ + H 2 S
«Краткое» ионное уравнение: FeS (T) + 2H + = Fe 2+ + H 2 S
3. Молекулярное уравнение: 3HNO 3 + K 3 PO 4 = Н 3 РO 4 + 3KNO 3
«Полное» ионное уравнение: 3Н + + 3NO 3 ¯ + ЗК + + PO 4 3- = Н 3 РO 4 + 3K + + 3NO 3 ¯
«Краткое» ионное уравнение: 3Н + + PO 4 3- = Н 3 РO 4

*Водородный показатель

(рН) рН = – lg = 14 + lg

*Интервал рН для разбавленных водных растворов

рН 7 (нейтральная среда)

Примеры обменных реакций

Реакция нейтрализации – обменная реакция, протекающая при взаимодействии кислоты и основания.
1. Щелочь + сильная кислота: Ва(OН) 2 + 2НСl = ВаСl 2 + 2Н 2 O
Ва 2+ + 2OН¯ + 2Н + + 2Сl¯ = Ва 2+ + 2Сl¯ + 2Н 2 O
Н + + ОН¯ = Н 2 O
2. Малорастворимое основание + сильная кислота: Сu(ОН) 2(т) + 2НСl = СuСl 2 + 2Н 2 O
Сu(ОН) 2 + 2Н + + 2Сl¯ = Сu 2+ + 2Сl¯ + 2Н 2 O
Сu(ОН) 2 + 2Н + = Сu 2+ + 2Н 2 O
*Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой без изменения степеней окисления атомов.
1. Необратимый гидролиз бинарных соединений:
Mg 3 N 2 + 6Н 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2NH 3
2. Обратимый гидролиз солей:
а) Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты:
NaCl = Na + + Сl¯
Na + + Н 2 O ≠;
Сl¯ + Н 2 O ≠
гидролиз отсутствует; среда нейтральная, рН = 7.
б) Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:
Na 2 S = 2Na + + S 2-
Na + + H 2 O ≠
S 2- + Н 2 O ↔ HS¯ + ОН¯
гидролиз по аниону; среда щелочная, рН >7.
в) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом сильной кислоты:

Конец ознакомительного фрагмента.

Текст предоставлен ООО «ЛитРес».
Прочитайте эту книгу целиком, купив полную легальную версию на ЛитРес.
Безопасно оплатить книгу можно банковской картой Visa, MasterCard, Maestro, со счета мобильного телефона, с платежного терминала, в салоне МТС или Связной, через PayPal, WebMoney, Яндекс.Деньги, QIWI Кошелек, бонусными картами или другим удобным Вам способом.

Современные символы химических элементов были введены в науку в 1813 году Я. Берцелиусом. По его предложению элементы обозначаются начальными буквами их латинских названий. Например, кислород (Oxygenium) обозначается буквой О, сера (Sulfur) - буквой S, водород (Hydrogenium) - буквой Н. В тех случаях, когда названия элементов начинаются с одной и той же буквы, к первой букве добавляется еще одна из последующих. Так, углерод (Carboneum) имеет символ С, кальций (Calcium) - Ca, медь (Cuprum) - Cu.

Химические символы - не только сокращенные названия элементов: они выражают и определенные их количества (или массы), т.е. каждый символ обозначает или один атом элемента, или один моль его атомов, или массу элемента, равную (или пропорциональную) молярной массе этого элемента. Например, С означает или один атом углерода, или один моль атомов углерода, или 12 единиц массы (обычно 12 г) углерода.

Формулы химических веществ

Формулы веществ также указывают не только состав вещества, но и его количество и массу. Каждая формула изображает или одну молекулу вещества, или один моль вещества, или массу вещества, равную (или пропорциональную) его молярной массе. Например, H 2 O обозначает или одну молекулу воды, или один моль воды, или 18 единиц массы (обычно (18 г) воды.

Простые вещества также обозначаются формулами, показывающими, из скольких атомов состоит молекула простого вещества: например, формула водорода H 2 . Если атомный состав молекулы простого вещества точно не известен или вещество состоит из молекул, содержащих различное число атомов, а также, если оно имеет не молекулярное, а атомное или металлическое строение, простое вещество обозначают символом элемента. Например, простое вещество фосфор обозначают формулой P, поскольку в зависимости от условий фосфор может состоять из молекул с различным числом атомов или иметь полимерное строение.

Формулы по химии для решения задач

Формулу вещества устанавливают на основании результатов анализа. Например, согласно данным анализа глюкоза содержит 40% (масс.) углерода, 6,72% (масс.) водорода и 53,28% (масс.) кислорода. Следовательно, массы углерода, водорода и кислорода относятся друг к другу как 40:6,72:53,28. Обозначим искомую формулу глюкозы C x H y O z , где x, y и z - числа атомов углерода, водорода и кислорода в молекуле. Массы атомов этих элементов соответственно равны 12,01; 1,01 и 16,00 а.е.м. Поэтому в составе молекулы глюкозы находится 12,01х а.е.м. углерода, 1,01у а.е.м. водорода и 16,00zа.е.м. кислорода. Отношение этих масс равно 12,01х: 1,01у: 16,00z. Но это отношение мы уже нашли, исходя из данных анализа глюкозы. Следовательно:

12,01х: 1,01у: 16,00z = 40:6,72:53,28.

Согласно свойствам пропорции:

х: у: z = 40/12,01:6,72/1,01:53,28/16,00

или х: у: z = 3,33: 6,65: 3,33 = 1: 2: 1.

Следовательно, в молекуле глюкозы на один атом углерода приходится два атома водорода и один атом кислорода. Этому условию удовлетворяют формулы CH 2 O, C 2 H 4 O 2 , C 3 H 6 O 3 и т.д. Первая из этих формул — CH 2 O- называется простейшей или эмпирической формулой; ей отвечает молекулярная масса 30,02. Для того, чтобы узнать истинную или молекулярную формулу, необходимо знать молекулярную массу данного вещества. Глюкоза при нагревании разрушается, не переходя в газ. Но ее молекулярную массу можно определить и другими методами: она равна 180. Из сопоставления этой молекулярной массы с молекулярной массой, отвечающей простейшей формуле, ясно, что глюкозе отвечает формула C 6 H 12 O 6 .

Таким образом, химическая формула - это изображение состава вещества с помощью символов химических элементов, числовых индексов и некоторых других знаков. Различают следующие типы формул:

— простейшая , которую получают опытным путем определяя соотношение химических элементов в молекуле и используя значения их относительных атомных масс (см. пример выше);

— молекулярная , которую можно получить, зная простейшую формулу вещества и его молекулярную массу (см. пример выше);

— рациональная , отображающая группы атомов, характерные для классов химических элементов (R-OH - спирты, R - COOH - карбоновые кислоты, R - NH 2 - первичные амины и т.д.);

— структурная (графическая) , показывающая взаимное расположение атомов в молекуле (бывает двумерная (в плоскости) или трехмерная (в пространстве));

— электронная , отображающая распределение электронов по орбиталям (записывается только для химических элементов, а не для молекул).

Рассмотрим более подробно на примере молекулы этилового спирта:

1. простейшая формула этанола - C 2 H 6 O;
2. молекулярная формула этанола - C 2 H 6 O;
3. рациональная формула этанола - С 2 Н 5 ОН;

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	При полном сгорании кислородсодержащего органического вещества массой 13,8 г получили 26,4 г углекислого газа и 16,2 г воды. Найдите молекулярную формулу вещества, если относительная плотность его паров по водороду равна 23.
Решение	Составим схему реакции сгорания органического соединения обозначив количество атомов углерода, водорода и кислорода за «x», «у» и «z» соответственно: C x H y O z + O z →CO 2 + H 2 O. Определим массы элементов, входящих в состав этого вещества. Значения относительных атомных масс, взятые из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел: Ar(C) = 12 а.е.м., Ar(H) = 1 а.е.м., Ar(O) = 16 а.е.м. m(C) = n(C)×M(C) = n(CO 2)×M(C) = ×M(C); m(H) = n(H)×M(H) = 2×n(H 2 O)×M(H) = ×M(H); Рассчитаем молярные массы углекислого газа и воды. Как известно, молярная масса молекулы равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы (M = Mr): M(CO 2) = Ar(C) + 2×Ar(O) = 12+ 2×16 = 12 + 32 = 44 г/моль; M(H 2 O) = 2×Ar(H) + Ar(O) = 2×1+ 16 = 2 + 16 = 18 г/моль. m(C) = ×12 = 7,2 г; m(H) = 2×16,2 / 18 ×1= 1,8 г. m(O) = m(C x H y O z) - m(C) - m(H) = 13,8 - 7,2 - 1,8 = 4,8 г. Определим химическую формулу соединения: x:y:z = m(C)/Ar(C) : m(H)/Ar(H) : m(O)/Ar(O); x:y:z = 7,2/12:1,8/1:4,8/16; x:y:z = 0,6: 1,8: 0,3 = 2: 6: 1. Значит простейшая формула соединения C 2 H 6 O и молярную массу 46 г/моль . Значение молярной массы органического вещества можно определить при помощи его плотности по водороду: M substance = M(H 2) × D(H 2) ; M substance = 2 × 23 = 46 г/моль. M substance / M(C 2 H 6 O) = 46 / 46 = 1. Значит формула органического соединения будет иметь вид C 2 H 6 O.
Ответ	C 2 H 6 O

ПРИМЕР 2

Задание	Массовая доля фосфора в одном из его оксидов равна 56,4%. Плотность паров оксида по воздуху равна 7,59. Установите молекулярную формулу оксида.
Решение	Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле: ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Вычислим массовую долю кислорода в соединении: ω (O) = 100% — ω(P) = 100% — 56,4% = 43,6%. Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (фосфор), «у» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел): x:y = ω(P)/Ar(P) : ω(O)/Ar(O); x:y = 56,4/31: 43,6/16; x:y = 1,82: 2,725 = 1: 1,5 = 2: 3. Значит простейшая формула соединения фосфора с кислородом будет иметь вид P 2 O 3 и молярную массу 94 г/моль . Значение молярной массы органического вещества можно определить при помощи его плотности по воздуху: M substance = M air × D air; M substance = 29 × 7,59 = 220 г/моль. Чтобы найти истинную формулу органического соединения найдем отношение полученных молярных масс: M substance / M(P 2 O 3) = 220 / 94 = 2. Значит индексы атомов фосфора и кислорода должны быть в 2 раза выше, т.е. формула вещества будет иметь вид P 4 O 6 .
Ответ	P 4 O 6