Смена градусів атомів в періодах та групах. Енергія іонізації і спорідненість до електрона, їх зміна в періодах та групах. Електронегативність (ЕН), відносна шкала ЄП

Електpонегативність χ (грец. хі) - здатність атома утримувати зовнішні (валентні) електрони. Вона визначається ступенем тяжіння цих електронів до позитивно зарядженого ядра. Електронегативність: зліва направо збільшується, зверху вниз зменшується. Енергія іонізації - кількість енергії, необхідне для відриву електрона від збудженого атома. Енергія іонізації: зліва направо збільшується, зверху вниз зменшується. Енергією спорідненості атома до електрона, або просто його спорідненістю до електрона (ε), називають енергію, що виділяється в процесі приєднання електрона до вільного атома Е в його основному стані з перетворенням його в негативний іон Е-(спорідненість атома до електрона чисельно дорівнює, але протилежно по знаку енергії іонізації відповідного ізольованого однозарядного аніона). Спорідненість до електрону: зліва направо збільшується, зверху вниз зменшується.

11.Валентні електрони і валентність хімічних елементів. Типи хімічного зв'язку. Механізм утворення ковалентного зв'язку, його характеристики (довжина і енергія). Метод валентних зв'язків (ВЗ). Насічуванність і напрямленність ковалентного зв'язку. Валентні кути. Гібридизація орбіта лей її типи, дельта і пі зв'язку. Донорно-акцепторні механізм утворення ковалентного зв'язку. У хімії валентними електронами називають електрони, що знаходяться на зовнішній, або валентної, оболонці атома. Валентність - здатність атомів хімічних елементів утворювати певне число хімічних зв'язків з атомами інших елементів.

Різні види зв'язку: -Іонний (електровалентність). Переважають електростатичні взаємодії, виникає між елементами, які значно різняться за величинами електронегативності.

-Атомний (ковалентний, неполярні і полярна). Елементи з однаковими або близькими значеннями електронегативності. Має місце зміщення електронів і виникнення загальних електронних пар.

-Донорно-акцепторний (координаційна). Різновид ковалентного зв'язку (розрізняють валентно-насичену). Різниця - в ковалентного учасники зв'язку рівноправні, в донорно-акцепторної - один учасник - пару, ін - орбіту.

-Водневий зв'язок - додатковий зв'язок, здійснювана атомами водню, ковалентно соедин ¨ нним в молекулі з атомами електронегативного елемента.

-Металева зв'язок. "Колектив" катіонів взаємодіє з "колективом" електронів.

-Ковалентний зв'язок (атомна зв'язок, гомеополярная зв'язок) - хімічний зв'язок, утворена перекриттям (усуспільненням) пари валентних електронних хмар. Полярність зв'язку обумовлена ​​нерівномірним розподілом електронної щільності внаслідок відмінностей у електронегативного атома. За цією ознакою ковалентні зв'язки підрозділяються на неполярні і полярні. Освіта зв'язку при рекомбінації супроводжується виділенням енергії.

Сигма (σ) -, пі (π)-зв'язку - наближений опис видів ковалентних зв'язків у молекулах різних сполук, σ-зв'язок характеризується тим, що щільність електронної хмари максимальна уздовж осі, що з'єднує ядра атомів. При утворенні-зв'язку здійснюється так зване бічне перекривання електронних хмар, і щільність електронної хмари максимальна «над» і «під» площиною σ-зв'язку.

Освіта зв'язку за донорно-акцепторним механізмом: При зближенні іонів двухелектронное хмара (електронна пара) гідрид-іона притягається до протона і в кінцевому рахунку стає загальним для обох ядер водню, тобто перетворюється в пов'язала електронну пару. Частинка, яка поставляє електронну пару, називається донором, а частка, що приймає цю електронну пару, називається акцептором. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним.

12. Метод молекулярних орбіта лей (МО). Пояснення властивостей двохатомних молекул, містить елементи I і II періоду на основі методу МО. Метод молекулярних орбіталей виходить з того, що кожну молекулярну орбіталь представляють у вигляді алгебраїчної суми (лінійної комбінації) атомних орбіталей.-Видалення електрона зі зв'язує орбіталі зменшує енергію зв'язку в молекулярному іоні (N2 + і N2), а видалення електрона з розпушують орбіталі призводить до збільшення енергії зв'язку в молекулярному іоні в порівнянні з молекулою (O2 + і O2). -Потенціал іонізації молекули (більше потенціалу іонізації атома (, якщо в молекулі верхній заповнений рівень - зв'язуючий. І навпаки, менше, ніж, якщо верхній заповнений рівень - розпушує. Схема МО легко пояснює наявність неспарених електронів.

Механізм освіти іонної зв'язку, його властивості. Ефективні заряди атомів у молекулах, ступінь окислення, правила його обчислення. Зв'язок між ступенями окислення ті становищем елемтів в періодичній таблиці.

Іонний зв'язок - такий зв'язок, при якому переважають електростатичні взаємодії між атомами. І.с. виникає між елементами, які значно відрізняються за величинами електронегативності. Іони займають у просторі строго певне місце. Навколо іонів утворюється оболонка розчинника. При кристалізації з розчину утворюється кристалічна решітка. Валентність атомів у сполуках визначається по числу втрачених або придбаних електронів. Поняття молекули не застосовно у разі іонного зв'язку. Весь кристал являє собою одну гігантську молекулу. ЕФЕКТИВНИЙ ЗАРЯД АТОМА, характеризує різницю між числом електронів, що належать даному атому в хім. соед., і числом електронів своб. атома. Ступінь окислення (окисне число, формальний заряд) - допоміжна умовна величина для запису процесів окислення, відновлення і окислювально-відновних реакцій, чисельна величина електричного заряду, приписуваного атому в молекулі в припущенні, що електронні пари, що здійснюють зв'язок, повністю зміщені в бік більш електронегативний атомів. У нейтральній молекулі сума ступенів окислювання всіх елементів дорівнює нулю, а в іоні - заряду іона. Ступінь окислення в ряді випадків не збігається з валентністю. Ступінь окислення часто не збігається з фактичним числом електронів, які беруть участь в утворенні зв'язків. Справжні заряди атомів у сполуках, визначені експериментальним шляхом, також не збігаються зі ступенями окислення цих елементів.

Полярність хімічного зв'язку і електронегативність елементів. Полярні і неполярні молекули. Дипольний момент. Типи міжмолекулярної взаємодії. Водневній зв'язок, його вплив на фізичні властивості речовин.

Полярність хімічних зв'язків - характеристика хімічного зв'язку, що показує зміну розподілу електронної щільності в просторі навколо ядер в порівнянні з розподілом електронної щільності в утворюючих даний зв'язок нейтральних атомах. Електронегативність (χ) - фундаментальне хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі зміщати до себе загальні електронні пари.Молекули, які утворені атомами різних елементів, можуть бути полярними і неполярними. Це залежить від геометричної форми.Якщо форма симетрична, то молекула неполярна (BeH2, BF3, CH4, CO2, SO3), якщо асиметрична (через наявність неподілених пар або неспарених електронів), то молекула полярна (NH3, H2O, SO2, NO2). Дипольний момент електричний, векторна величина, що характеризує асиметрію розподілу позитивних і негативних зарядів в електрично нейтральною системі. Два однакових по величині заряду + q і-q утворюють електричний диполь з дипольний момент m = ql, де l - відстань між зарядами. Для системи з n зарядів qi радіуси-вектори яких ri, мю = сум qi * ri. Міжмолекулярні зв'язки ( взаємодії) носять як електростатичний, так і донорно-акцепторні характер (орбітальне зв'язування). Серед міжмолекулярних взаємодій можна виділити диполь-дипольна. Очевидно, що два диполя будуть орієнтуватися відносно один одного протилежними полюсами. Інший тип міжмолекулярної взаємодії - індукційне. Будь диполь, безумовно, надає електростатичне вплив на поруч знаходяться неполярні молекули, викликаючи їх поляризацію. Можливо міжмолекулярної взаємодії і між абсолютно неполярними молекулами. Наслідком подібних зрушень електронної густини є взаємне тяжіння атомів. Дане взаємодія називається дисперсійним і дозволяє пояснити можливість існування конденсованих фаз (рідкої і твердої) для абсолютно неполярних атомів і молекул, наприклад для гелію. Водневий зв'язок - форма асоціації між електронегативний атомом і атомом водню H, пов'язаним ковалентно з іншим електронегативний атомом. Зв'язок цього типу, хоча і слабкіше іонної і ковалентного зв'язків, тим не менше грає дуже важливу роль у внутрішньо-і міжмолекулярних взаємодіях. Водневі зв'язки багато в чому обумовлюють фізичні властивості води і багатьох органічних рідин (спирти, карбонові кислоти, аміди карбонових кислот, складні ефіри).

15.Внутрішня енергія і ентальпія. Термохімічні рівняння. Закон Гесса ті його використання в термохімічних розрахунках. Теплота освіти. Розрахунок теплових ефектів з теплотою освіти. З точки зору молекулярно-кінетичної теорії внутрішня енергія складається з кінетичної енергії всіх часток (молекул, атомів), потенційної енергії взаємодії молекул і енергії коливального руху атомів (т. зв. Нульової енергії). Внутрішня енергія є функція стану, що залежить від температури і тиску, а для ідеального газу - тільки від температури (в цьому випадку потенційної енергією взаємодії нехтують). Ентальпія (тепломісткості насиченого газу) - кількість теп лоти, необхідне для підвищення температури 1 кг речовини від абсолютного нуля до пари заданої температури. У загальному випадку ентальпія є функцією температури і тиску. Термохімічні рівняння реакцій - це рівняння, в яких близько символів хімічних сполук зазначаються агрегатні стани цих сполук або кристалографічна модифікація і в правій частині рівняння вказуються чисельні значення теплових ефектів Закон Гесса: Іншими словами, кількість теплоти, що виділяється або поглинається при якому процесі, завжди одне і те ж, незалежно від того, чи протікає дане хімічне перетворення в одну або в декілька стадій (за умови, що температура, тиск і агрегатні стани речовин однакові). Тепловий ефект прямої реакції дорівнює за величиною і протилежний за знаком тепловому ефекту зворотної реакції. Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплот утворення (ΔHf) продуктів реакції і вихідних речовин, помножених на стехіометричні коефіцієнти (ν). Тепловий ефект хімічної реакції дорівнює різниці сум теплот згоряння (ΔHc) вихідних речовин і продуктів реакції, помножених на стехіометричні коефіцієнти (ν). Якщо початкове і кінцеве стану хімічної реакції (реакцій) збігаються, то її (їх) тепловий ефект дорівнює нулю. Тепловий ефект реакції утворення речовини з якихось вихідних речовин. Визначення Т. о. може бути виконано різними способами: прямими (калориметричних) вимірами; по температурної залежності константи рівноваги реакції утворення за допомогою ізобари або ізохори рівняння; обчисленням з теплового ефекту реакції, в якій бере участь дана речовина, за умови, що відомі Т. о. інших реагентів і продуктів реакції (за допомогою Гесса закону); по гиббсова енергії та ентропії всіх реагентів; із зміни ЕРС гальванічного елемента при різних температурах за допомогою рівняння Гіббса - Гельмгольца; розрахунком на основі численних закономірностей для Т. о. різних речовин.

16.Поняття про ентропію. Ентропія як міра невпорядкованості системи. Стандартні ентропії. Вплив ентропійного факторів на спрямованість процесів. Ізобаричний потенціал (вільна енергія Гіббса) як критерій самочинного протікання процесів. Л. Больцман визначив ентропію як термодинамічну ймовірність стану (безлад) системи W. Ентропія пов'язана з термодинамічною ймовірністю співвідношенням: S = R • ln W

Ентропія (S) - термодинамічна функція стану, яка служить мірою безладдя (невпорядкованості) системи. Можливість протікання ендотермічних процесів обумовлена ​​зміною ентропії, бо в ізольованих системах ентропія мимовільно протікає процесу збільшується ΔS> 0 (другий закон термодинаміки).Стандартні ентропії простих речовин не дорівнюють нулю. Ентропія речовини або системи тіл при певній температурі є абсолютною величиною.Отже, прагнення системи до безладдя проявляється тим більше, чим вище температура. Твір зміни ентропії системи на температуру T ΔS кількісно оцінює цю тендеций і називається ентропійних фактором. Вільна енергія Гіббса - це величина, що показує зміну енергії в ході хімічної реакції і дає таким чином відповідь на питання про принципову можливість протікання хімічної реакції; це термодинамічний потенціал такого вигляду: G = U + PV-TS

17.Гомо-та гетерогенні системи. Швидкість реакції в гомогенної системі. Вплив температури на швидкість реакції, правило Вант-Гоффа. Активні молекули. Енергія активації. Поняття про каталіз. Ланцюгові реакції. Особливості кінетики гетерогенних процесів. Гомогенна система - система, хімічний склад і фізичні властивості якої у всіх частинах однакові або змінюються безперервно, без стрибків (між частинами системи немає поверхонь розділу). У гомогенної системі з двох і більше хімічних компонентів кожен компонент розподілений в масі іншого у вигляді молекул, атомів, іонів. Складові частини гомогенної системи можна відокремити один від одного механічним шляхом. Приклади гомогенних систем: лід, рідкі або тверді розчини, суміш газів і ін Гетерогенна система - неоднорідна система, состоящія з однорідних частин (фаз), розділених поверхнею розділу. Однорідні частини (фази) можуть відрізнятися один від одного за складом і властивостями. Число речовин (компонентів), термодинамічних фаз і ступенів свободи пов'язані правилом фаз. Прикладами гетерогенних систем можуть служити: рідина - насичена пара; насичений розчин з осадом; багато сплавів. Твердий каталізатор в струмі газу або рідини теж гетерогенна система (гетерогенний каталіз).Активні молекули утворюються з нормальних шляхом перерозподілу енергії між молекулами. При одній і тій же температурі кінетична енергія окремих молекул, що містяться в певному обсязі газу або розчину, не однакова, а розподіляється по закону, що випливає з теорії ймовірності. Число молекул, що володіють певним запасом кінетичної енергії, буде тим менше, чим більше величина їх кінетичної енергії відрізняється від середньої. Швидкість гомогенної реакції визначається кількістю речовини, що вступає в реакцію або утворюється при реакції за одиницю часу в одиниці об'єму системи.Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа: При підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій збільшується в 2-4 рази. Енергія активації - мінімальна кількість енергії, яке потрібно повідомити системі (в хімії виражається в джоулях на моль), щоб відбулася реакція. Каталіз - виборче прискорення одного з можливих термодинамічно дозволених напрямків хімічної реакції під дією каталізатора (ів), який багаторазово вступає в проміжне хімічна взаємодія з учасниками реакції і відновлює свій хімічний склад після кожного циклу проміжних хімічних взаємодій. Ланцюгова реакція - хімічна і ядерна реакція, в якій поява активної частки (вільного радикала або атома в хімічному, нейтрона в ядерному процесі) викликає велике число (ланцюг) послідовних перетворень неактивних молекул або ядер. Особливості гетерогенних реакцій обумовлені участю в них конденсованих фаз. Це утрудняє перемішування і транспорт реагентів і продуктів; можлива активація молекул реагентів на поверхні розділу фаз. Кінетика будь гетерогенні реакції визначається як швидкістю самого хімічного перетворення, так і процесами переносу (дифузією), необхідними для поповнення витрати реагуючих речовин і видалення з реакційної зони продуктів реакції.

18.Оборотні реакції. Кінетична умова хімічної рівноваги. Константа рівноваги. Зсув рівноваг. Принцип ле Шательє. Вплив концентрацій, тиску і температури на стан рівноваги. Термодинамічні чинники, що визначають рівновагу. Термодинамічна умова рівноваги. Оборотні реакції - хімічні реакції, що протікають одночасно в двох протилежних напрямках (прямому і зворотному) Кінетичне умова хімічної рівноваги - Швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної. Константа рівноваги - величина, що визначає для даної хімічної реакції співвідношення між термодинамічними активностями (або, залежно від умов протікання реакції, парціальними тисками, концентраціями або фугітівность) вихідних речовин і продуктів в стані хімічної рівноваги (відповідно до закону діючих мас). Рівновага в розчинах електролітів, як і всяке хімічне рівновагу, зберігається незмінним, поки визначають його умови не змінюються; зміна умови тягне за собою порушення рівноваги. Так, рівновага порушується при зміні концентрації одного з беруть участь в цьому рівновазі іонів: при її збільшенні відбувається процес, в ході якого ці іони зв'язуються. Принцип Ле Шательє - Брауна (1884 р.) - якщо на систему, що знаходиться в стійкому рівновазі, впливати ззовні, змінюючи будь-яка з умов рівноваги (температура, тиск, концентрація, зовнішнє електромагнітне поле), то в системі посилюються процеси, спрямовані на компенсацію зовнішнього впливу. 1. Вплив температури. При підвищенні температури хімічна рівновага зміщується в напрямку ендотермічний реакції, при зниженні температури - в напрямку екзотермічної реакції. 2. Вплив тиску. При підвищенні тиску рівновага зсувається в напрямку утворення речовин (вихідних або продуктів) з меншим обсягом; при зниженні тиску рівновага зсувається в напрямку утворення речовин з великим об'ємом 3. Вплив концентрації. При підвищенні концентрації одного з вихідних речовин рівновагу зсувається в напрямку утворення продуктів реакції; при підвищенні концентрації одного з продуктів реакції рівновагу зсувається в напрямку утворення вихідних речовин. Умова термодинамічної рівноваги полягає в тому, що при всіх можливих змінах параметрів стану ентропія 5 системи залишається незмінною або зменшується. Іншими словами, ентропія ізо-лір. системи при термодинамічній рівновазі має умовний максимум.

19.Понятіе про фазу і компонент. Рівноваги «вода - пар», «лід - вода», «лід - пара». Діаграма стану води. Потрійна точка. Умови кипіння і замерзання рідин. Зміна ентропії, ентальпії та енергії Гіббса при фазових перетвореннях. Термодинамічна фаза - термодинамічно рівноважний стан речовини, що якісно відрізняється за своїми фізичними властивостями від інших рівноважних станів того ж речовини.Прийнято вважати компонентами ті речовини, найменше число яких необхідно і достатньо для утворення всіх можливих фаз даної системи, що перебуває в рівноважному стані. Фазова діаграма води - графічне відображення рівноважного стану фаз води (рідини, водяної пари і різних модифікацій льоду). Будується в системі координат температура-тиск. Потрійна точка - точка на фазовій діаграмі, де сходяться три лінії фазових переходів.Зв'язок між тиском, температурою, об'ємом і кількістю молів газу ("масою" газу). Універсальна (молярна) газова стала R. Рівняння Клайперона-Менделєєва = рівняння стану ідеального газу. PV = m / M RT Вільна енергія( або ізохорноізотермний потенціал), що є характеристичною функцією системи, визначається таким співвідношенням: F = U-TS де: U - внутрішня енергія; S - ентропія; Т - абсолютна температура. Узагальнене рівняння першого і другого законів термодинаміки для оборотних процесів має наступний вигляд: TdS = dU + dA Якщо А - це робота розширення (pdV), то для Ізохоричний процес при V = const dA = 0 і TdS = dU.

20.Дісперсние системи. Істинні розчини. Концентрація розчинів і способи її вираження. Дисперсна система - це система, утворена з двох або більше фаз (тіл), які абсолютно або практично не змішуються і не реагують один з одним хімічно. Істинний (молекулярний) розчин - це різновид розчинів в якому розміри частинок розчиненої речовини гранично малі і порівняти з розміром частинок розчинника. Концентрацію речовин в розчинах можна виразити різними способами. На цій сторінці ви з ними познайомитесь. Найбільш часто використовують масову частку розчиненої речовини, молярну і нормальну концентрацію. Масовачастка розчиненої речовини w (B) - це безрозмірна величина, рівна відношенню маси розчиненої речовини до загальної маси розчину m: w (B) = m (B) / m Молярна концентрація C (B) показує, скільки моль розчиненої речовини міститься в 1 літрі розчину. C (B) = n (B) / V = ​​m (B) / (M (B) • V), де М (B) - молярна маса розчиненої речовини г / моль.

Поиск по сайту: