Вопрос 7 Термодинамический критерий равновесия Гиббса

1. U – внутренняя энергия

dU=TdS – pdV

U=U(S,V)

В состоянии равновесия в изолированной системе, внутренняя энергия минимальна

2. S – энтропия (функция состояния системы которая показывает направление протекания процессов в природе.)

TdS=dU+pdV

dS=1/T*dU+P/T*dV

S=S(U,V)

В состоянии равновесия в изолированной системе энтропия максимальна

(U,V=const)

3. H – энтальпия

H=U+pV

dH=TdS+Vdp

H=H(S,P)

В состоянии равновесия энтальпия минимальна

4. G – энергия Гиббса

dG=-SdT+Vdp

G=G(T,p)

В состоянии равновесия (T,p=const) энергия Гиббса минимальна

5. F – энергия Гельмгольца

F=U-TS

dF = - SdT – pdV

F = F(T,V)

В состоянии равновесия энергия Гельмгольца минимальна.

Вопрос 8

Основные классы неорганических соединений. Примеры и свойства.

Простые вещества

1. Металлы

Na, Mg, Al.

2. Неметаллы

Si, P, S, Cl2.

Сложные вещества

1. Оксиды

1. Несолеобразующие (CO, SO, NO)

II. Солеобразующие

А) основные (Na₂O, MgO)

Б) амфотерные (Al₂O₃)

В) кислотные (SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇)

2) Гидроксиды

А) основания (NaOH, Mg(OH)₂)

Б) амфотерные (Al(OH)₃)

В) кислотные (H₂SiO₃, H₂SO₄,HClO₄, HPO₃)

3) Соли

А) основания (AlOH)

Б) средние (AlPO₄)

В) кислые (Al₂(HPO₄)₃, Al(H₂PO₄)₃)

Определения

Гидроксиды - это электролит при диссоциации которого в водных растворах образуется катион металла и отрицательно заряженный гидроксид анион.

Кислоты - сложные вещества, молекулы которых в результате

электролитической диссоциации образуют катион водорода H⁺

и анион кислотного остатка

Основание - сложные вещества, молекулы которых в результа-

те электролитической диссоциации образуют ион металла, либо

ион аммония

Соли - сложные вещества, молекулы которых в результате

электролитической диссоциации в большинстве случаев образуют

катион металла Meⁿ⁺ и анион кислотного остатка Ac^m–

Вопрос 9 Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Изменение этих свойств по группам и периодам Периодической системы.

Энергия ионизации – наименьшая энергия, необходимая для удаления электрона от свободного атома (не возбужденного)

Изменение энергии ионизации в периодической системе.

I группа. Отдать электрон легче, так как у элементов I группы 1 электрон на внешнем уровне (малая энергия ионизации)

VII группе сложнее отдать электрон, т.к. у них завершённый внешний уровень (большая энергия ионизации).

Соответственно, по мере продвижения слева направо энергия ионизации возрастает.

По мере движения сверху вниз у атомов слабеют связи с электронами на внешнем уровне, следовательно, по мере движения снизу-вверх энергия ионизации растёт.

Изменение сродства к электрону в Периодической системе.

Сродство — способность одного объекта (тела) связываться с другим объектом и образовывать таким образом новый комплексный объект.

Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s² и s²p⁶

Соответственно, по мере продвижения слева направо, энергия сродства возрастает.

Изменение электроотрицательности в Периодической системе.

Электроотрицательность – способность атомов оттягивать к себе электроны других атомов.

Самая высокая степень у галогенов и сильных окислителей (VII группа), самая низкая – у активных металлов.

В каждом периоде Периодической системы, электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо).