- •Электронное строение атома. Квантовая теория строения атома Нильса Бора.
- •Две формулировки периодического закона: сформулированная Менделеевым и современная формулировка.
- •Двойственная природа электрона. Три основных идеи квантовой механики.
- •Структура периодической системы. Короткопериодный и длиннопериодный варианты ее.
- •Принцип неопределенности Гейзенберга. Первое и второе следствие из принципа неопределенности.
- •Физический смысл порядкового номера в таблице Менделеева. Как определить строение атома по таблице (на примере калия 19к)?
- •Диагональная периодичность в таблице Менделеева.
- •Атомные орбитали. Их обозначение.
- •Группы элементов в двух вариантах таблицы элементов Менделеева. По каким принципам они составлены.
- •Энергетические уровни и подуровни в атомах.
- •Горизонтальная периодичность в таблице Менделеева.
- •Заселение электронами энергетических уровней и подуровней. Три принципа заселения.
- •Магнитные и энергетические характеристики атомов.
- •Заселение электронами энергетических уровней и подуровней. Правило Клечковского.
- •Вертикальная периодичность в таблице Менделеева.
- •Систематизация химических элементов. Что такое простые вещества и ионы.
- •Современные представления о химической связи. Виды химической связи.
- •Электроотрицательность.
- •Ковалентная связь. Характерные особенности ковалентной связи.
- •Обменный механизм ковалентной связи.
- •Гибридизация Атомных орбиталей.
- •Полярность ковалентной связи. Ионная связь.
- •Водородная связь.
- •Твердое агрегатное состояние. Типы кристаллов.
- •Понятие «система» в химической термодинамике. Три типа систем.
- •Энергия Гиббса.
- •Обратимые и необратимые химические реакции. Виды химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •Энтропия - термодинамическая вероятность состояния веществ и систем (2-ой закон термодинамики)
- •Химические источники электрического тока.
- •Закон действующих масс.
- •Зависимость скорости реакции от различных факторов.
- •Растворы электролитов. Константа равновесия.
- •Физико-химические свойства растворов неэлектролитов.
-
Энергия Гиббса.
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; это термодинамический потенциал следующего вида:
Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т.д.)
Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии.
Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста её энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж).
Классическим определением энергии Гиббса является выражение
где U— внутренняя энергия, P— давление, V— объём, T — абсолютная температура, S — энтропия.
-
Обратимые и необратимые химические реакции. Виды химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций.
Обратимая реакция – химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях.
Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении. Условия необратимости реакции – образование осадка, газа или слабого электролита. Например:BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClK2S + 2HCl = 2KCl + H2SHCl + NaOH = NaCl + H2O.
Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. (Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.)
Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции.
Принцип Ле-Шателье – внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.
Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.
Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.
Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в стoрону прямой реакции.
Катализаторы не влияют на положение равновесия, а только ускоряет его достижение.
http://himege.ru/obratimye-i-neobratimye-ximicheskie-reakcii/