ПРОГРАММНЫЕ ВОПРОСЫ ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ» 1 страница

1. 1 Химический элемент – это вид атомов с одинаковым положительно зарядом ядра. (107элемента). Атом – наименьшая химически неделимая частица вещества. Молекула – сложная электронейтральная частица, состоящая из атомов одного или более химических элементов и являющаяся наименьшей частицей вещества, обладающей его химическими свойствами. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания
Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, показывает во сколько раз масса атома больше 1/12массы атома 12C.
Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C. Ar= m(атома) / (1/12 m(12C)) Mг = m(молекулы) / (1/12 m(12C)) m - масса молекулы данного вещества; m(12C) - масса атома углерода 12C. Количество вещества - это число молей, данной порции вещества, которые определяются отношением числа структурных единиц (N) находящихся в системе к постоянной Авогадро N_А. ʋ =N / NA. Число Авогадро — физическая константа, равная числу структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц) в 1 моле вещества. Обозначается обычно как N_A, N_A = 6, 022 141 79(30)× 1023 моль− 1. Закон Авогадро (1811 г. ) В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т. д. ) содержится одинаковое число частиц (молекул). Закон справедлив только для газообразных веществ. Следствия: 1 - Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковые объемы (молярный объем). При нормальных условиях (0°C = 273°К, 1 атм = 101, 3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22, 4 л. 1 - Молярную массу газа можно определить по его плотности. М=22, 4*ρ. 3 - Плотности газов, взятых при одинаковых условиях относятся между собой, как их молекулярные массы. 4 – Средняя молярная масса смеси газа равна сумме произведений из объемных долей на их молярные массы
Мср (смеси газов)= М1*φ 1+М2*φ 2 … Мn*φ n, где φ – объемная доля φ 1=V1/Vобщ. Моль — количество вещества системы, содержащей столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц) сколько содержится атомов в 12 г изотопа12C. Закон сохранения массы веществ формулируется так:
Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции. Молярная масса (М) — масса одного моля веществаМ=m/ʋ (г/моль)

Эквивалент – это условная или реальная частица вещества, которая соответствует одному атому, или иону водороду в кислотно-основных или ионно-обменных реакциях, или одному электрону в окислительное - восстановительных реакциях. 1 моль вещества Э (эквивалента) - содержит 6, 02*1023Э (эквивалентов). Эквивалентная масса (Мэ)- это молярная масса эквивалента элемента или вещества, т. е. масса одного моля эквивалента элемента или вещества. (г/моль) Э(элемента)=1/w; Mэ (элемента)=М(элемента)/w; где w - валентность элементов соединения; Э (вещества)=1/k*z; Mэ (вещества)=М(вещества)/ k*z где k - число катионов или анионов в молекуле; z – заряд катиона или аниона; Э (окислителя или восстановителя)=1/n; Mэ (окислителя или восстановителя)=М (окислителя или восстановителя)/n; где n - число отданных или принятых электронов; Vэ = Vm / k*z, л/моль; где Vэ - газообразный объем газообразного вещества; Vm –молярный объем вещества. Для количественных расчетов используется закон эквивалентов: массы реагирующих и образующихся веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы. Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид: m1/m2 = Mэкв(1)/Mэкв(2) где: m 1 и m 2 - массы реагирующих или образующихся веществ; Mэкв(1) и Mэкв(2) - эквивалентные массы этих веществ.

1. 2 Основные классы неорганических соединений. Оксиды – соединения элемента с кислородом. Оксиды не образующие кислот, оснований и солей при обычных условиях, называются не солеобразующими. Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные (обладающие двойственными свойствами). Неметаллы образуют только кислотные оксиды, металлы – все остальные и некоторые кислотные. Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп, способных замещаться на кислотный остаток. Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла (или ионами аммония). Соли – продукты замещения (полного или частичного) атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония), либо гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.

1. 3 Атом - наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Каждому химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов. Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атомы элементов характеризуются атомной массой. За единицу атомной массы принята 1/12 часть атома углерода - 12 (изотоп 12С). Эту единицу называют углеродной единицей. Ядро занимает очень небольшую часть всего объема атома. Однако при этом почти вся масса атома сосредоточена в его ядре, и поэтому плотность ядра чрезвычайно велика. Ядро состоит из протонов и нейтронов, которые вместе взятые имеют название - нуклоны. Протон - устойчивая элементарная частица с массой, близкой к углеродной единице. Заряд протона равен заряду электрона, но имеет обратный знак. Если заряд электрона принять за -1, то заряд протона равен +1. Нейтрон - нейтральная элементарная частица, масса нейтрона приблизительно равна массе протона. Число нуклонов в ядре определяет массу атома и называется массовым числом. Зависимость между числом протонов Z, числом нейтронов N и массовым числом атома А выражается уравнением: А = Z+N. Атомы, в состав ядер которых входит Одинаковое число протонов, но различное число нейтронов называются изотопами. Атомы с одинаковым числом нейтронов, но различным числом протонов и различным массовым числом называют изотонами. Изобары имеют одинаковое массовое число, но различное число протонов и нейтронов. Относительная атомная масса элемента является средней величиной массовых чисел его природных изотопов с учетом их распространенности. Количество электронов в атоме равно количеству протонов в его ядре, поэтому заряд электронной оболочки компенсирует положительный заряд ядра. Основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой (волновой) механики — раздела физики, изучающего движение микрообъектов (электронов, протонов и других частиц, обладающих ничтожной массой). Согласно квантовомеханическим представлениям, движущимся микрообъектам присуща двойственная природа: они являются частицами, но имеют волновой характер движения, т. е. микрообъекты обладают одновременно корпускулярными и волновыми свойствами Из волновых свойств микрообъектов вытекает очень важный вывод, известный под названием принципа неопределенности Гейзенберга:
Движение электрона в атоме не может быть описано определённой траекторией. Положение и скорость движения электрона в атоме можно найти лишь с определенной долей точности Это проявляется в том, что чем точнее определяются координаты частицы, тем неопределеннее ее импульс (или связанная с ним скорость), и наоборот. Поэтому для описания движения микрочастиц используется вероятностный подход, т. е. определяется не их точное положение, а вероятность нахождения в той или иной области околоядерного пространства. Состояние электрона в атоме описывается с помощью квантовомеханической модели — электронного облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности нахождения там электрона. Положение электрона характеризуется вероятностью пребывания частицы в конкретной области пространства Область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме называют атомной орбиталью – АО Вероятность обнаружения электрона определяется квадратом волновой функцией - y2. Волновая функция Ψ есть амплитуда трехмерной электронной волны, т. е. является амплитудой вероятности присутствия данного электрона в данной области пространства. Расчет волновой функции Ψ, т. е. полное описание состояния электронного облака, в квантовой физике осуществляется с помощью уравнения Шредингера. Решение этого уравнения, т. е. математическое описание орбитали, возможно лишь при вполне определенных, дискретных значениях характеристик, получивших название квантовых чисел. Главное квантовое число п определяет основной запас энергии электрона, иными словами, степень его удаления от ядра, или размер электронного облака (орбитали). Оно может принимать целочисленные значения от 1 до оо. Состояние электрона, характеризующееся определенным значением п, называется энергетическим уровнем электрона в атоме. Электроны, имеющие одинаковые значения п, образуют электронные слои (электронные оболочки), обозначаемые цифрами 1, 2, 3, 4, 5... или соответствующими буквами К, L, М, N, О... . Наименьшее значение энергии Е соответствует п= 1. Остальным квантовым состояниям отвечают более высокие значения энергий, и электроны, находящиеся на этих энергетических уровнях, менее прочно связаны с ядром. Орбитальное (побочноеили азимутальное) квантовое число I определяет орбитальный момент количества движения электрона и характеризует форму электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от 0 до (п—1). Каждому п соответствует определенное число значений орбитального квантового числа, т. е. энергетический уровень представляет собой совокупность энергетических подуровней, несколько различающихся по энергиям. Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень, равно номеру уровня (т. е. численному значению п). Эти подуровни имеют следующие буквенные обозначения: Орбитальное квантовое число 0 12 3 4Подуровеньs р d f g. Таким образом, энергетический подуровень — это состояние электрона в атоме, характеризующееся определенным набором квантовых чисел п и l. Такое состояние электрона, соответствующее определенным значениям п и I (т. е. тип орбитали), записывается в виде сочетания цифрового обозначения п и буквенного I, например Ар («=4; / = 1); 5d (я=5; 1=2). Магнитное квантовое число mi определяет значение проекции орбитального момента количества движения электрона М на произвольно выделенную ось, т. е. характеризует пространственную ориентацию электронного облака. Оно принимает все целочисленные значения от —L до + L, например, при 1=0 mi — 0; 1=1 mi——1; 0; +1; 1=2 mt=—2; —1; 0; +1; +2. В общем виде любому значению I соответствует (21 +1) значений магнитного квантового числа, т. е. (21+ 1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве. Следовательно, можно говорить, что число значений mi указывает на число орбиталей с данным значением I. s-Состоянию соответствует одна орбиталь, р-состоянию — три, d-состоянию — пять, f-состоянию — семь и т. д. Все орбитали, соответствующие какому-либо состоянию, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными. Общее число орбиталей, из которых состоит любой энергетический уровень, равно п2, а число орбиталей, составляющих подуровень, — (2L+1). Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел п, L и mi, т. е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, называется атомной электронной орбиталью. Спиновое квантовое число т., характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси. Оно может иметь только два значения — +1/2 или —1/2. Распределение электронов в атомах элементов определяется основными положениями: принципом Паули, принципом наименьшей энергии, правиломГунда и правилом Клечковского. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Другими словами, на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковыми спинами, то есть допускается заполнение   и не допускается  . Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа: N = 2n2. Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня их энергии. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. Так как энергия электрона в основном определяется значениями главного и орбитального квантовых чисел, то сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел m и l является наименьшей. Правило Гунда. Правило Гунда применяется при заполнении электрoнами энергетических подуровней. В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, суммарный спин спаренных электронов равен нулю. Так, если в трех р — ячейках надо разместить три электрона, то каждый из них будет располагаться в отдельной ячейке следующим образом: Правило Клечковского. Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+1, а при равной сумме n+1 в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд: 1s< 2s< 3s < 3р< 4s< 3d< 4р< 5s< 4d< 5р< 6s< 5d  4f < 6 р< 7s и так далее. Исключение составляют d и f элементы с полностью и наполовину заполненнымиподоболочками, у которых наблюдается провал электронов - например, медь, серебро, хром, палладий, молибден, ниобий, платина.

1. 4 Основой современной химии является открытый в 1869 году Д. И. Менделеевым периодический закон, графическим изображением которого является таблица периодической системы (ПС). Согласно теории строения атома главной характеристикой атома является положительный заряд ядра, который определяет число электронов в атоме и его электронное строение. Химические свойства атомов и их соединений определяются главным образом строением внешних энергетических уровней. Заряд ядра атома определяет все свойства элемента и его положение в ПС. Поэтому современная формулировка ПЗ такова: Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер. Возрастание заряда ядра атомов элементов от +1 до +118 приводит к постепенной «застройке» электронной структуры атомов, при этом строение электронных оболочек периодически изменяется и повторяется, а так как свойства элементов зависят от строения электронной оболочки (в первую очередь — внешнего энергетического уровня), то и они периодически изменяются и повторяются. В этом заключается физический смысл ПЗ. В ПС все химические элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядра, которому соответствует т. н. атомный (порядковый) номер (ПН) химического элемента. В этом состоит физический смысл ПН. Структура ПС связана с электронной структурой элементов. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре семейства элементов: у элементов s- и р-семейств последними заполняются соответственно s и р-подуровни внешнего энергетического уровня: y d-элементов — d-подуровень предпоследнего энергетического уровня, у f-элементов — f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня. Семь горизонтальных рядов ПС называют периодами, вертикальные ряды — группами. Период — последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов), электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns1 до ns2 np6 (для 1 периода от 1s1 до 1 s2 ). При этом номер периода совпадает с номером внешнего энергетического уровня. Т. е. у элементов одного периода электронами заполняется одинаковое число энергетических уровней, равное номеру этого периода. В этом заключается физический смысл номера периода. Элементы, имеющие сходное электронное строение, объединены в колонках, называемых группами. У элементов А-групп (главных) последними заполняются s и р-подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов В-групп (побочных) последними заполняются d- и f- подуровни второго и третьего снаружи энергетических уровней соответственно. Элементы А- и В-групп с одинаковым номером (например, VIA и VIB) различаются по свойствам, однако имеют определенное сходство (например, состав и свойства высших оксидов и гидроксидов: CrO3 и SO3 — кислотные оксиды, H2 CrO4 и H2 SO4 — сильные кислоты). Это связано с тем, что число валентных электронов (электронов, способных к образованию химических связей) у элементов А и В групп с одинаковым номером — одинаково, но для элементов А групп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов В групп — электроны внешнего и предпоследних энергетических уровней. В этом основное различие между элементами групп А и В. Таким образом номер группы показывает число валентных электронов. В этом заключается физический смысл № группы. Группа — это вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов ядер атомов, которые содержат одинаковое число валентных электронов. ПЕРИОДИЧНОСТЬ СВОЙСТВ АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ Атомные и ионные радиусы: С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно. В химической практике наиболее широко используются так называемые эффективные радиусы — ковалентные, металлические, ионные — рассчитанные по экспериментальным данным из межъядерных расстояний в молекулах или кристаллах. Так, радиусы катионов всегда меньше радиусов соответствующих нейтральных атомов, арадиусы анионов — больше, т. к. катионы образуются при отдаче электронов, а анионы — при присоединении электронов (Rкат< Rат; Rан> Rат). В настоящее время также используют понятие «орбитальный радиус» — теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней орбитали. Орбитальный радиус — характеристика свободного, химически несвязанного атома. У элементов одной группы ПС при движении сверху вниз с возрастанием заряда ядра увеличивается число энергетических уровней, значит увеличивается расстояние от внешних электронов до ядра происходит увеличение радиуса атомов и ионов. У элементов одного периода с возрастанием положительного заряда ядра при движении слева направо (→ ) увеличивается сила притяжения электронов к ядру, что приводит к уменьшению атомных и ионных радиусов. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону (сродство к электрону): Способность атомов химических элементов отдавать или присоединять электроны определяет проявление атомом металлических или неметаллических свойств. Эта способность зависит от электронного строения атома, его радиуса и силы притяжения электрона к ядру. Энергия ионизации (Еи, I) — минимальная энергия, необходимая для отрыва наибольшее слабо связанного электрона от невозбужденного атома для процесса Эо + Eи → Э+ + ē. Выражается в кДж/моль. Определяется зарядом ядра, радиусом атома и конфигурацией внешних электронных оболочек. По периоду слева направо с ростом заряда ядра и уменьшением атомного радиуса E и увеличивается. В А-группах сверху вниз с увеличением атомного радиуса E и уменьшается. Энергия ионизации (Eи) характеризует проявлением металличности у атомов элементов. Чем меньше Eи, тем более выражена способность атома отдавать электроны, его восстановительные и металлические свойства. По периоду слева направо металлические и восстановительные свойства атомов уменьшаются, по группе сверху вниз растут. Количественной характеристикой способности атомов присоединять электроны является энергия сродства к электрону Еср, F). Энергия сродства к электрону — это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому Эо + ē → Э- + Еср. Чем больше Еср, тем легче атом присоединяет электроны и тем сильнее проявляются его окислительные и неметаллические свойства элементов. Выражается обычно в кДж/моль. В периодах слева направо с возрастанием заряда ядра и уменьшением радиуса атома Еср увеличивается, в группе сверху вниз с увеличением радиуса атома Еср уменьшается. Так Еср большинства металлов невелика или даже отрицательна, поэтому они не образают устойчивых анионов. Неметаллические и окислительные свойства элементов по периоду слева направо усиливаются, а по группе сверху вниз уменьшаются. Электроотрицательность: Атомы присоединяют или отдают электроны в процессе химического взаимодействия. Комплексной характеристикой атома, учитывающей его способность и к присоединению, и к отдаче электронов, является электроотрицательность — ЭО (χ ). ЭО элемента — условная величина, характеризующая способность его атомов в химических соединениях притягивать к себе электроны от атомов-партнеров (тех, с которыми непосредственно связан данный атом). Величина ЭО зависит от Еи и Еср и упрощено может быть определена χ = 1/2 (Еи + Еср ) Для практической оценки этой способности атомов используют условную шкалу, относительных электроотрицательностей. Согласно ей самый ЭО элемент F, а наименее ЭО — Fr. Очевидно, что в периоде слева направо с уменьшением радиуса атома и увеличением Е и и Еср увеличивается ОЭО происходит ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств, а в группе сверху вниз с увеличением радиус атома и уменьшением Е и иЕср ОЭО уменьшается, происходит ослабление окислительных и усиление восстановительных свойств атомов химических элементов. По величине ОЭО можно отнести элемент к металлам или неметаллам. ПЕРИОДИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЛОЖНЫХ ВЕЩЕСТВ Характеристики атомов элементов — Еи, Еср, χ — непосредственно связаны с типами химических реакций, в которые способны вступать атомы этих элементов, а также с типами и свойствами веществ, ими образуемых. С изменением электронной конфигурации атомов элементов по периоду от ns1 до ns2 np6 изменяется высшая степень окисления атомов элементов (от +1 до +7 (+8)), что приводит к изменению состава и свойств высших оксидов и гидроксидов. Это изменение также носит периодический характер. По периоду слева направо с уменьшением металлических свойств атомов элементов и образуемых ими простых веществ происходит уменьшение основных свойствоксидов, и гидроксидов и соответственно их кислотные свойства увеличиваются. По группе сверху вниз с уменьшением неметаллических и усилением металлических свойств атомов элементов происходит уменьшение кислотных и увеличение основных свойств оксидов и гидроксидов. Этот переход обычно осуществляется через так называемые амфотерные гидроксиды, способные диссоциироватьи как кислота, и как основание. Низшая степень окисления металлов равна 0, а неметаллов — (№ группы — 8), т. е. определяется числом электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня. Значит, при изменении электронной конфигурации атома неметалла от ns2 np2 до ns2 np5 низшая степень окисления изменяется от — 4 до -1. Такое изменение также периодично. Это приводит к периодическому изменению состава и свойств летучих водородных соединений неметаллов (RH4, RH3, H2 R, RH). Кислотно-основный характер их водных растворов изменяется следующим образом: по периоду слева направо кислотные свойства усиливаются вследствие увеличения ОЭО неметалла, что приводит к увеличению полярности связи R — Н; по группе сверху вниз кислотные свойства также усиливаются в следствие увеличения радиусов атомов, что приводит к увеличению длины связи R — H и ее ослаблению. Металлы не образуют летучих водородных соединений, их гидриды солеобразны (NaH, CaH2 ) или металлоподобны.

1. 5 Взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы, называется химической связью.
Природа химической связи, согласно современным представлениям объясняется взаимодействием электрических полей. Поэтому, взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы, называется химической связью. Основные типы химической связи.
1. Ионная связь. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами. Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в
таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na2SO4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные). 2. Ковалентная неполярная связь. При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью
образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существуетвмолекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2. Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т. е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно- ядерным взаимодействием, которые осуществляет при сближении атомов.
Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков. 3. Ковалентная полярная связь. При взаимодействии атомов, значение электро отрицательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической
связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях. К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония. 4. Металлическая связь. Связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов. Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свободные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов.
Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов. 5. Водородная связь. Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется
водородной связью. Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?
Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других
молекул (HF, H2O, NH3). Метод валентных связей. В основе метода ВС лежат следующие положения: 1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. 2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака

1. 6 Раздел физической химии и химической термодинамики, изучающий тепловые процессы теплоемкости веществ, называется термохимией. Энтропия-функция состояния термодинамической системы, изменение которой в равновесном процессе равно отношению количества теплоты, сообщенного системе или отведенного от неё, к термодинамической температуре системы, неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии, они приближают систему к состоянию равновесия, в котором энтропия максимальна. это сущность второго закона термодинамики, оба закона термодинамики отразил немецкий физик Рудольф Клаузиус - энергия мира остается постоянной, энтропия стремиться к максимальному значению. Энтальпия-однозначная функция состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии и давлении, связана с внутренней энергией, называют эту величину теплосодержанием системы. При постоянном давлении изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, в состоянии термодинамического равновесия энтальпия системы минимальна. ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ - химическая реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. ЭкзР являются, например, горение, нейтрализация, большинство реакций образования химических соединений из простых веществ. ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ - химическая реакция, сопровождающаяся поглощением теплоты. К ЭндР относятся диссоциация (в частности, разложение молекул на свободные атомы), восстановление металлов из руд, фотосинтез в растениях, образование некоторых соединений из простых веществ. В 19 веке русским химиком Гессом, изучавшим тепловые эффекты реакций, был экспериментально установлен закон сохранения энергии применительно к химическим реакциям – закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса и определяется только разностью конечного и начального состояний. С точки зрения химии и математики данный закон означает, что мы вольны для расчета процесса выбрать любую «траекторию расчета», ведь результат от нее не зависит. По этой причине очень важный закон Гесса имеет невероятно важное следствие закона Гесса. Тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов). С точки зрения здравого смысла данное следствие соответствует процессу, в котором сначала все реагенты превратились в простые вещества, которые затем собрались по-новому, так что получились продукты реакции. Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции.

12 3 4 Следующая ⇒