1. Основные понятия химии: «атом», «химический элемент», «молекула», «вещество», «формульная единица», «эквивалент», «относительная атомная масса». Химическое количество вещества. Моль. Молярная масса. Молярная масса эквивалента вещества. Постоянная Авогадро.

2. Основные стехиометрические законы химии: закон сохранения массы веществ в химических реакциях, закон постоянства состава вещества, закон эквивалентов, газовые законы.

3. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.

4. Развитие учения о строении атома.

5. Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Правило Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда.

6. Периодическая система элементов как форма отражения периодического закона.

7. Периодичность свойств химических элементов.

8. Химическая связь: сущность, основные типы, особенности.

9. Ковалентная химическая связь. Механизмы образования, свойства ковалентной связи.

10. Основные типы гибридизации: sp-, sp²-, sp³-, sp³d²-. Электронные и графические формулы молекул.

11. Ионная связь и ионные кристаллические решетки.

12. Межмолекулярное взаимодействие: ориентационное, индукционное, дисперсионное.

13. Водородная связь. Молекулярные комплексы и их роль в метаболических процессах.

14. Основные понятия и постулаты термодинамики: система, термодинамические функции и параметры.

15. Первый закон термодинамики. Термодинамические процессы: равновесные, неравновесные, обратимые, необратимые, циклические.

16. Внутренняя энергия системы, теплота, работа, их определение, единицы измерения. Правила выбора знаков теплоты и работы.

17. Энтальпия. Теплота и тепловой эффект химической реакции.

18. Закон Гесса как следствие первого закона термодинамики. Формулировки закона Гесса и следствий из него.

19. Стандартное состояние и стандартные условия, базисные температуры. Стандартные энтальпии образования химических соединений, образования элементов. Стандартные теплоты сгорания и их определение. Стандартные энтальпии химических реакций.

20. Энтропия - мера необратимого рассеяния энергии. Формулировка второго закона в химической термодинамике.

21. Третий закон термодинамики, постулат Планка. Абсолютные энтропии.

22. Понятие о термодинамических потенциалах. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Уравнение Гиббса - Гельмгольца и его роль в химии.

23. Истинная и средняя скорость химической реакции, факторы, влияющие на скорость химической реакции.

24. Кинетическая классификация реакций по их порядку. Молекулярность элементарной химической реакции.

25. Закон действия масс. Константа скорости химической реакции. Реакции нулевого, первого, второго порядка.

26. Зависимость скорости реакции от температуры. Эмпирическое правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

27. Основные понятия и теории катализа. Ферментативный катализ.

28. Реакции обратимые и необратимые. Химические равновесия в гетерогенных системах и растворах. Принцип смещения равновесия Ле-Шателье.

29. Определение понятия: раствор, растворитель и растворённое вещество. Истинные растворы.

30. Растворение как физико-химический процесс. Закон Генри.

31. Растворимость веществ. Коэффициент растворимости. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.

32. Состав растворов. Способы выражения состава раствора: массовая и молярная доли растворенного вещества, молярная, эквивалентная и массовая концентрации вещества; моляльность раствора.

33. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации: природа растворенного вещества и растворителя, концентрация раствора, температура. Механизм диссоциации соединений с различным типом химической связи.

34. Состояние ионов в растворах. Качественные и количественные различия характера диссоциации сильных и слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда.

35. Представление о теории сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов в растворе. Эффективная концентрация ионов в растворе. Понятие об активности и коэффициенте активности.

36. Равновесие между осадком и раствором. Произведение растворимости (константа растворимости). Водородный показатель (рН). Понятие об индикаторах.

37. Гидролиз солей. Константа гидролиза. Степень гидролиза.

38. Буферные растворы: классификация, механизм действия, буферная ёмкость. Ацидоз. Алкалоз.

39. Основные понятия: степень окисления, окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления. Основные типы ОВР: межмолекулярные, диспропорционирования, компропорционирования и внутримолекулярного окисления-восстановления. Важнейшие окислители и восстановители.

40. Составление уравнений ОВР. Принцип электронного баланса. Метод полуреакций. Факторы, влияющие на протекание ОВР.

41. Гальванический элемент. Электродные потенциалы. Электрохимический ряд напряжений металлов.

42. Особенности окислительно-восстановительных процессов в живом организме. Биохимические редокс-системы. Электропроводимость клеток и тканей животных.

43. Основные положения координационной теории. Строение комплексного соединения: внутренняя и внешняя сферы, комплексный ион, комплексообразователь, лиганды. Координационное число и степень окисления комплексообразователя.

44. Классификация и номенклатура комплексных соединений.

45. Устойчивость комплексных соединений. Первичная и вторичная диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексов.

46. Биологическая роль комплексных соединений. Металлоферменты, гемоглобин, хлорофилл, витамин В_12. Комплексные соединения как кормовые добавки и лекарственные средства.

47. Общая характеристика и классификация дисперсных систем. Коллоидное (дисперсное) состояние вещества, дисперсная фаза и дисперсионная среда.

48. Строение мицеллы лиофобных коллоидов. Оптические свойства.

49. Электрокинетические явления: электрофорез и электроосмос, изоэлектрическое состояние, изоэлектрическая точка.

50. Устойчивость и коагуляция коллоидных систем. Причины, виды и кинетика коагуляции.

51. Электролитическая коагуляция. Порог коагуляции. Флокуляция. Пептизация. Взаимная коагуляция и её значение.

52. Строение и свойства высокомолекулярных соединений (ВМС). При-

родные и синтетические ВМС. Изоэлектрическая точка, набухание, устойчивость, высаливание и коацервация. Вязкость и осмотическое давление растворов полимеров.

53. Свободная поверхностная энергия и поверхностное натяжение. Сорбция и её виды. Адсорбция на границе раздела фаз: жидкость-газ, твёрдое тело-раствор.

54. Распространенность химических элементов в природе и в организме человека. Понятия: макроэлемент, микроэлемент, органоген, металлы жизни, биогенные элементы. Строение атомов каждого органогена, его основные валентные состояния и характерные особенности образуемых им химических связей.

55. Специфическая роль каждого органогена и его соединений в живых системах.

56. Общая характеристика s –элементов. Их биологическая роль.

57. Общая характеристика р – элементов. Их биологическая роль.

58. Особенности натрия, калия и их ионов в биологических системах. Свойства натрия и калия, применения их соединений.

59. Общая характеристика d –элементов. Их окислительно-восстановительные свойства и биологическая роль.

60. Оксиды и гидроксиды, образуемые d –элементами. Реакции комплексообразования. Склонность к гидролизу и полимеризации.

61. Химия и анализ загрязнений окружающей среды.

62. Предмет аналитической химии, её место в системе наук, связь с практикой. Значение аналитической химии. Химические, физико-химические, физические и биологические методы анализа. Макро-, микро- и ультрамикроанализ.

63. Представительность пробы, проба и объект анализа, проба и метод анализа. Отбор проб. Способы получения средней пробы твердых, жидких и газообразных веществ. Основные способы перевода пробы в форму, удобную для анализа.

64. Задачи и методы обнаружения и идентификации химических соединений. Аналитические реакции, их чувствительность, специфичность. Дробный и систематический анализ. Микрокристаллоскопический анализ, пирохимический анализ. Обнаружение на основе образования окрашенных соединений. Капельный анализ.

65. Предмет и задачи качественного анализа. Классификация катионов и анионов на аналитические группы. Групповые реагенты. Использование аналитических реакций на практике.

66. I аналитическая группа катионов: общая характеристика и характерные реакции ионов. Систематический ход анализа смеси катионов I группы. Методы разложения и удаления солей аммония.

67. II аналитическая группа катионов: общая характеристика, групповой реагент и характерные реакции ионов. Систематический ход анализа смеси катионов II группы.

68 III аналитическая группа катионов: общая характеристика, групповой реагент и характерные реакции ионов. Систематический ход анализа смеси катионов III группы.

69. Общая характеристика и характерные реакции анионов. Анализ смеси неорганических соединений.

70. Предмет и задачи количественного анализа. Классификация и сравнительная характеристика методов количественного анализа.

71. Гравиметрический анализ. Понятие о гравиметрии. Основные этапы. Кристаллические и аморфные осадки, проверка полноты осаждения.Расчёты. Использование метода в исследованиях.

72. Титриметрический анализ. Обьёмный титриметрический анализ. Основные понятия: рабочие и исследуемые растворы, точка эквивалентности, индикаторы. Способы приготовления титрованных растворов. Виды титриметрических определений: прямое и обратное, титрование по замещению. Фиксаналы. Вычисления в титриметрическом анализе.

73. Кислотно-основное титрование. Построение кривых титрования. Индикаторы кислотно-основного титрования. Погрешности титрования при определении сильных и слабых кислот и оснований, смесей кислот и оснований. Использование метода.

74. Оксидиметрия. Характеристика метода. Константа равновесия окислительно-восстановительных реакций. Индикаторы. Перманганатометрия, йодометрия, нитритометрия: сущность, условия титрования и рабочие титрованные растворы.

75. Комплексометрическое титрование. Сущность и возможности метода. Способы определения конечной точки титрования. Погрешности титрования. Металлохромные индикаторы и требования, предъявляемые к ним. Примеры практического применения комплексометрического титрования.

76. Общая характеристика физико-химических методов анализа. Классификация физико-химических методов анализа. Применение. Перспективы развития физико-химических методов анализа.

77. Оптические методы анализа. Фотометрия: теоретические основы метода, закона Бугера-Ламберта-Бера. Оптическая плотность, выбор условий проведений измерений, метод калибровочного графика и метод эталонного раствора.

78. Фотоэлектроколориметрия, спектрофотометрия, турбидиметрия, нефелометрия, атомно-адсорбционная фотометрия. Области и примеры применения фотометрического анализа.

79. Определение металлов и органических веществ в экологии, медицине, сельском хозяйстве, промышленности. Рефрактометрия. Потенциометрия.

80. Хроматография. Принципы метода. Классификация хроматографических методов анализа. Хроматограмма и методы ее обработки. Качественная и количественная газовая хроматография. Определяемые вещества. Области и примеры применения метода.

1)Хими́ческий элеме́нт — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый химический элемент представляет собой совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. А́том (др.-греч. — неделимый) — наименьшая часть хим. Эл., явл. носителем его свойств. Моле́кула— частица, образованная двумя или большим количеством атомов, характеризующаяся определённым количеством входящих в неё атомных ядер и электронов, а также определённой структурой. Формульная единица — реально существующая или условная группа атомов или ионов, состав которой соответствует эмпирической формуле данного вещества

Эквивалент — это реальная или условная частица, кот. может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-основных (ионообменных) химических реакциях или электрону в ОВР

Относительной атомной массой (Аг) наз. масса одного атома, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.).

Химическое количество — физическая величина, пропорциональная числу структурных единиц (атомов, молекул, ФЕ), содержащихся в данной порции вещества.

Моль— единица измерения количества вещества в СИ. Соответствует количеству вещества, содержащему столько специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц), сколько содержится атомов в 12 граммах нуклида углерода 12C. Моля́рная ма́сса — масса одного моля вещества. Молярная масса эквивалента – это масса одного моль эквивалента. Постоянная Авогадро — физическая величина, численно равная количеству специфицированных структурных единиц в 1 моле вещества.

2) Зак. Сохр Массы Масса в-в, вступивших в хим. реакцию, = массе в-в, образующихся в результате реакции. Закон постоянства состава (Ж. Л. Пруст. любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов, причём отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Закон эквивалентов - вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

4. Строение атома. Атом состоит из электронов, протонов, все атомы кроме водорода-1 содержат также нейтроны. Электрон является самой лёгкой из составляющих атом частиц с отрицательным зарядом. Протоны обладают положительным зарядом. Нейтроны не обладают электрическим. При этом масса ядра меньше суммы масс составляющих её протонов и нейтронов из-за эффекта дефекта массы. Нейтроны и протоны имеют сравнимый размер, около 2,5×10−15 м, хотя размеры этих частиц определены плохо. Протоны и нейтроны состоят из элементарных частиц, называемых кварками.

5. Квантовые числа. При́нцип Па́ули (принцип запрета) —в данной квантовой системе, в данном квантовом состоянии, может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Правило Хунда суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавлется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

3)(4)А́томная ма́сса, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа углерода ¹²C, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Для любого другого изотопа атомная масса не является целым числом, хотя и близка к массовому числу данного изотопа (т. е. суммарному количеству нуклонов — протонов и нейтронов — в его ядре). Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом называется избытком массы (обычно его выражают в МэВ). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона. Зависимость атомной массы от массового числа такова: избыток массы положителен у водорода-1, с ростом массового числа он уменьшается и становится отрицательным, пока не достигается минимум у железа-56, потом начинает расти и возрастает до положительных значений у тяжёлых нуклидов. Это соответствует тому, что деление ядер, более тяжёлых, чем железо, высвобождает энергию, тогда как деление лёгких ядер требует энергии. Напротив, слияние ядер легче железа высвобождает энергию, слияние же элементов тяжелее железа требует дополнительной энергии. Молекулярной массой химического соединения называется сумма атомных масс элементов, составляющих её, умноженных на стехиометрические коэффициенты элементов по химической формуле соединения. Строго говоря, масса молекулы меньше массы составляющих её атомов на величину, равную энергии связи молекулы. Однако этот дефект массы на 9-10 порядков меньше массы молекулы, и им можно пренебречь. Молекуля́рная ма́сса (менее правильный термин: молекулярный вес) — масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Численно равна молярной массе. Однако следует чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и различаются по размерности. Молекулярные массы сложных молекул можно определить, просто складывая молекулярные массы входящих в них элементов. Например, молекулярная масса воды (H₂O) есть M_H2O = 2 M_H + M_O ≈ 2·1+16 = 18 а. е. м. Моль (обозначение — моль, mol) — единица измерения количества вещества в СИ. Соответствует количеству вещества, содержащему столько специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц), сколько содержится атомов в 12 граммах нуклида углерода ¹²C.Количество частиц в одном моле любого вещества постоянно и носит название числа Авогадро (N_A). N_A = 6,02214179(30)×10²³ моль⁻¹. Моля́рная ма́сса вещества — масса одного моля вещества. Для отдельных химических элементов мы будем считать молярной массой массу одного моля отдельных атомов этого элемента. В этом случае, молярная масса элемента, выраженная в г/моль, совпадает с массой атома элемента, выраженной в а.е.м. (атомная единица массы). Однако, надо четко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно, и отличаются по размерности.Молярные массы сложных молекул можно определить, просто складывая молярные массы входящих в них элементов. Например, молярная масса воды (H₂O) есть M_H2O = 2 M_H +M_O = 2·1+16 = 18 (г/моль).

4)Стехиометрические расчеты. Стехиометрическими расчетами называют нахождение значений количества, масс и объемов веществ (реагентов и продуктов), участвующих в химических реакциях. Формульное количество вещества B (n_B) и масса этого вещества (m_B) связаны между собой соотношением n_B = m_B / M_Bгде M_B – молярная масса данного вещества. Единица формульного количества вещества – моль. Буквой В обозначена формульная единица вещества, которой может быть химическая формула атома (Na, Ca), молекулы (Cl₂, H₂O₂), катиона (K⁺, Al³⁺), аниона (CN^-, NO₃^-, Cr₂O₇^2-), электронейтральной группы катионов и анионов (AlCl₃, K₂Cr₂O₇), радикала (-OH, -NO₂) или любой другой точно определенной и реально существующей совокупности указанных частиц. Если вещество B – газ, то его формульное количество и объем (V_B) соотносятся между собой так: n_B = V_B(г) / V_M где V_M – молярный объем идеального газа. При нормальных условиях (н.у.) – атмосферном давлении p = 1,01325 ^. 10⁵ Па = 1 атм и термодинамической температуре T = 273,15 K – значение V_M принимается равным 22,4 л/моль. Масса находящегося в любом агрегатном состоянии вещества B определяется объемом этого вещества по выражению m_B = r_В V_B где r_В - плотность данного вещества.

5)(6) Количественный состав раствора чаще всего выражается с помощью понятия «концентрации», под которым понимается содержание растворенного вещества (в определенных единицах) в единице массы или объема. Договорились растворенное вещество обозначать через X, а растворитель - через S. Чаще всего для выражения состава раствора используют мас­совую долю, молярную концентрацию (молярность) и мольную долю. Массовая доля - это отношение массы растворенного ве­щества к общей массе раствора. Для бинарного раствора:        (1)

где ω(Х) - массовая доля растворенного вещества X; m(Х) масса растворенного вещества X, г; m(S) - масса растворителя S, г; m= [m(Х) + m(S)] - масса раствора, г. Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах (например: ω = 0,01 или ω = 1%).Молярная концентрация (молярность) показывает число молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора: С(Х) = v(Х) / V (2) где С(Х) - молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; v(Х) - количество растворенного вещества X, моль; V - объем раствора, л. Как следует из (2), молярная концентрация выражается в моль/л. Эта размерность иногда обозначается М, например: 2МNаОН. Мольная доля растворенного вещества - безразмерная вели­чина, равная отношению количества растворенного вещества к общему количеству веществ в растворе:              (3)

где N(Х) - мольная доля растворенного вещества X; v(Х) - количество растворенного вещества X, моль; v(S) - количество вещества растворителя S, моль. Нетрудно представить, что сумма мольных долей растворенного вещества и растворителя равна 1:                       

                                                            N(X) + N(S) = 1.                (4)

При решении многих задач полезно переходить от молярной концентрации к массовой доле, мольной доле и т.д. Например, молярная и процентная концентрации взаимосвязаны так:  C(X) = 10 ∙ ω(X) ∙ ρ / M(X),        (5)                                               ω(X) = C(X) ∙ M(X) / (10 ∙ ρ)              (6) где ω(Х) - массовая доля растворенного вещества, выраженная в %; М(Х) - молярная масса растворенного вещества, г/моль; р = m/(1000 V) - плотность раствора, г/мл. Очень часто концентрацию насыщенного раствора, наряду с вышеперечисленными характеристиками, выражают через так на­зываемый коэффициент растворимости или просто раствори­мость вещества. Отношение массы вещества, образующего насыщенный рас­твор при данной температуре, к массе растворителя называют коэффициентом растворимости: k_s = m_в-ва / m_{р-ля .} (7)  Растворимость вещества s показывает максимальную массу вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя: s = (m_в-ва / m_р-ля) ∙ 100.              (8)

6)Эквивалент вещества — его масса (выраженная в углеродных единицах), которая присоединяет или замещает атомную массу водорода (1,008 г) или половину атомной массы кислорода (15,9994/2 г.) Эквивалент кислоты равен ее молярной массе, деленной на основность (число ионов водорода) кислоты. Например, эквивалент H₂SO₄ равен ее молярной массе, деленной на два. Эквивалент соли равен ее молярной массе, деленной на произведение зарядов образующих ее катионов и анионов. Например, эквивалент Na₃РО₄ равен его молярной массе, деленной на три. В реакциях окисления-восстановления эквивалент окислителя равен частному от деления его молярной массы на число электронов, получаемое атомом восстановленного элемента. Например, в кислой среде КМnО₄ восстанавливается до Мn(II), атом марганца в KMnO₄ приобретает пять электронов и его эквивалент равен молярной массе, деленной на пять. В зависимости от числа принятых окислителем электронов эквивалент может быть различным. Так, в среде, близкой к нейтральной, атом марганца в КМnО₄ приобретает три электрона, переходя в MnO₂, и в этом случае эквивалент KMnO₄ будет равен его молярной массе, деленной на три. Используя понятие эквивалента, можно производить расчёты количеств взаимодействующих веществ без написания и уравнивания химических уравнений. Закон эквивалентов - вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой этого закона: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

7) Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного элемента. Например, молекулярные (O₂, O₃, H₂, Cl₂) и атомарные (O, H, Cl) простые газы; различные формы углерода, иод (I₂), металлы (не в виде сплавов) и многие другие (F₂, N₂).Некоторые элементы обладают свойством образовывать несколько простых веществ (аллотропия), отличающихся строением молекул (или кристаллической структурой) и физико-химическими свойствами. Химического соединение (сложное вещество) — химически индивидуальное вещество, состоящее из атомов различных элементов. Важный признак химического соединения — однородность и постоянство состава. Каждое химическое соединение, которое описано в литературе, имеет уникальный цифровой идентификатор, число CAS. Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ. Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ. Простые: металлы , неметаллы. Сложные: соли, основания, оксиды, кислоты. Металл (название происходит от лат. metallum — шахта) — один из классов элементов, которые в отличие от неметаллов (и металлоидов), обладают характерными металлическими свойствами. Металлами являются большинство химических элементов (примерно 70 %). Самым распространённым металлом в земной коре является алюминий. [править] Характерные свойства металлов Металлический блеск (кроме йода. Несмотря на свой металлический блеск, кристаллический йод относится к неметаллам). Хорошая электропроводность Возможность лёгкой механической обработки (например, пластичность) Высокая плотность Высокая температура плавления(искл. ртуть и др.) Большая теплопроводность В реакциях являются восстановителями Элементы с типично неметаллическими свойствами занимают правый верхний угол Периодической системы. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал. Благодаря высоким значениям энергии ионизации неметаллов их атомы могут образовывать ковалентные химические связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. В отличие от преимущественно ионной природы строения соединений типичных металлов, простые неметаллические вещества, а также соединения неметаллов имеют ковалентную природу строения. Систематическое название неорганического соединения читается справа налево по изображенной формуле, записанной по определенным правилам, согласно которым на первое место всегда ставится электроположительная, а на второе – электроотрицательная составляющая. В бинарных соединениях неметаллов на первое место ставится тот элемент, символ которого стоит раньше в следующем ряду:

Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F;

например, XeF₄, NH₃, H₂O, Cl₂O, OF₂, IF₇, SO₂, NO, B₂O₃.

В соединениях металлов друг с другом (интерметаллидах) символы элементов указываются в алфавитном порядке: FeNi₃, MgZn, Al₄Cu₉.

Количество одинаковых атомов или атомных групп в формуле указывается арабскими цифрами в виде правого нижнего индекса в круглых, квадратных или фигурных ^*) скобках; нормальный порядок для скобок – {[( )]}:

Cr2(SO4)3, Ca3(PO4)2, La2(C2O4)3, [Cr(H2O)6]Cl3.

В кристаллогидратах число молекул воды указывается арабскими цифрами:

La2(C2O4)3∙10H2O, Na2SO4∙10 H2O, CuSO4∙5H2O.

^*) Фигурные скобки обычно используются в формулах координационных соединений, поскольку комплексный ион или нейтральное координационное соединение непременно заключается в квадратные скобки; рекомендуемый порядок скобок [( )], [{( )}], [{[( )]}], например,

[Co(NH3)6]Cl3, [Zn{NH2–CH2CH(NH2)CH2NH2}2]SO4.

8) Оксид (о́кисел, о́кись) — соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Не считая фтора, кислород — самый электроотрицательный химический элемент, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF₂.Оксиды — весьма распространенный тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Окислами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Категория: Окислы).Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов. Классификация : В зависимости от химических свойств различают: солеобразующие оксиды основные оксиды (например, оксид натрия Na₂O, оксид меди(II) CuO); кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO₃, оксид азота(IV) NO₂); амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al₂О₃); Несолеобразующие оксиды (например, оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N₂O, оксид азота(II) NO). Осно́вные оксиды – солеобразующие оксиды, проявляющие осно́вные свойства. К ним относятся: оксиды металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы) Li — Fr , оксиды металлов главной подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы) Mg — Ra , оксиды металлов переходных элементов в низших степенях окисления . Металлы в основных оксидах обычно проявляют валентность I и II. Примеры Оксид натрия Na2O; Оксид кальция CaO; Оксид магния MgO; Оксид железа(III) Fe₂O₃; Оксид хрома(II) CrO; Оксид марганца(II) MnO; Амфотерные оксиды – солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (т.е. проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II,III,IV. Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например: ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O Они также реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например: ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней. Примеры: Оксид цинка ZnO Оксид хрома(III) Cr₂O₃ Оксид алюминия Al₂O₃ Оксид олова(II) SnO Оксид олова(IV) SnO₂ Оксид свинца(II) PbO Оксид свинца(IV) PbO₂ Оксид титана(IV) TiO₂ Кислотные оксиды (ангидриды) – оксиды, проявляющие кислотные свойства. Образуются типичными неметаллами и некоторыми переходными элементами. Элементы в кислотных оксидах обычно проявляют валентность от IV до VII. Характерные реакции Некоторые кислотные оксиды при взаимодействии с водой (гидратации) образуют соответствующие им кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты). Например, при растворении оксида серы(VI) в воде образуется серная кислота: SO₃ +   H₂O = H₂SO₄ Примеры Оксид углерода(IV) CO₂; Оксид серы(IV) SO₂; Оксид серы(VI) SO₃; Оксид кремния(IV) SiO₂; Оксид фосфора(V) P₂O₅; Оксид хрома(VI) CrO₃; Оксид марганца(VII) Mn₂O₇; В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na₂O — оксид натрия, Al₂O₃ — оксид алюминия. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu₂О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe₂О₃ — оксид железа(III), Cl₂O₇ — оксид хлора(VII). Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, моноокисью или закисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО₂, триоксид серы SO₃. Также распостранены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO₃ и т. д. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ Bce основные оксиды реагируют с кислотами, кислотные – с щелочами, амфотерные – с кислотами и щелочами. Продукты таких реакций – соль и вода . По этому же принципу взаимодействуют друг с другом оксиды (основные – с кислотными, амфотерные – с теми и другими), в результате реакции всегда образуется соль (поз. б). Основные оксиды, образованные наиболее активными металлами (стоящими в ряду напряжений металлов до магния), взаимодействуют с водой, образуя соответствующие гидрооксиды – щелочи (поз. в). Многие кислотные оксиды (кроме SiO₂ и некоторых других) гидратируются с образованием соответствующих гидроксидов – кислот (поз. в). Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

9)Гидроксиды (гидроокиси) – соединения оксидов химических элементов с водой. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Классификация В зависимости от того, является ли соответствующий оксид основным, кислотным или амфотерным, соответственно различают: основные гидроксиды (основания) – гидроксиды, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(ОН)₂, гидроксид калия KOH, гидроксид натрия NaOH и др.); кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты) – гидроксиды, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO₃, серная кислота H₂SO₄, сернистая кислота H₂SO₃ и др.) амфотерные гидроксиды, проявляющие в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(ОН)₃, гидроксид цинка Zn(ОН)₂). Термин «гидроксиды» часто применяют только по отношению к основным и амфотерным гидроксидам. Основа́ния — класс химических соединений. Основания — (осно́вные гидрокси́ды) — вещества, молекулы которых состоят из ионов металлов или иона аммония и одной (или нескольких) гидроксогруппы (гидроксида) -OH. В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН^-. Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами. Согласно другому определению, основания — один из основных классов химических соединений, вещества, молекулы которых являются акцепторами протонов. В органической химии по традиции основаниями называют также вещества, способные давать аддукты («соли») с сильными кислотами, например, многие алкалоиды описывают как в форме «алкалоид-основание», так и в виде «солей алкалоидов». Способы получения оснований

Получение щелочи при реакции сильноосновного оксида с водой Так как только сильноосновные оксиды способны реагировать с водой, этот способ можно использовать исключительно для получения сильных оснований или щелочей. CaO(т) + H₂O(ж) → Ca(OH)₂(p) Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, и поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя. Косвенное получение основания (гидроксида) при реакции соли со щелочью Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слобоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы. CuSO₄(p) + 2NaOH(p) → Cu(OH)₂(т)↓ + Na₂SO₄(p) Амфотерные гидроксиды — электролиты, образующие при диссоциации катионы Н и анионы ОН. Амфотерные гидроксиды в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты. К амфотерным гидроксидам относятся основания с метллами: Al(3+), Be(2+), Fe(3+), Cr(3+), Zn(2+), Sn(2+), Pb(2+) и другие… Практически все они нерастворимы в воде, являются слабыми электролитами. Наиболее типичные гидроксиды p-элементов с характеристикой их кислотно-основных свойств приведены в табл. 8.2. Кислотно-основные свойства соединений, содержащих группировку Э–O–H, определяются относительной прочностью связей Э–О и О–Н. Если связь Э–О прочнее связи О–Н, то гидроксид диссоциирует по кислотному типу Э–О–Н = Э–О^– + H⁺. Если прочнее связь О–Н, то соединение диссоциирует как основание Э–О–Н = Э⁺ + OH^–. Связь Э–О тем прочнее, чем больше заряд и меньше радиус иона элемента. Увеличение заряда и уменьшение радиуса Э усиливает связь Э–О, делает ее более ковалентной, а следовательно, более ионной и менее прочной связь О–Н.

10) Со́ли — класс химических соединений, кристаллические вещества, по внешнему виду похожие на обычную поваренную соль.^[1] Соли имеют ионную структуру. При растворении (диссоциации) в водных растворах соли дают положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков (иногда также ионы водорода или гидроксогруппы). В зависимости от соотношения количеств кислоты и основания в реакциях нейтрализации могут образоваться различные по составу соли. Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислот замещены на атомы металла. Пример: Na₂CO₃, K₃PO₄. Кислые соли — атомы водорода в молекулах кислоты замещены атомами металла частично. Получаются они при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример: NaHCO₃, K₂HPO₄. Основные соли — гидроксогруппы основания (OH^-) частично заменены кислотными остатками. Получаются при избытке основания. Пример: Mg(OH)Cl. Номенклатура Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже: Na₂SO₄ — сульфат натрия. Для металлов с переменной степенью окисления её указывают в скобках: FeSO₄ — сульфат железа (II), Fe₂(SO₄)₃ — сульфат железа (III). Названия кислых солей начинаются с приставки «гидро-» (если замещён один атом водорода) или «дигидро-» (если замещены два атома водорода). Например, NaHCO₃ — гидрокарбонат натрия, NaH₂PO₄ — дигидрофосфат натрия. Названия основных солей начинаются с приставки «гидроксо-» или «дигидроксо-». Например, Mg(OH)Cl — гидроксохлорид магния, Al(OH)₂Cl — дигидроксохлорид алюминия. В гидратных солях на наличие кристаллической воды указывает приставка «гидрат-». Степень гидратации отражают численной приставкой. Например, CaCl₂·2H₂O — дигидрат хлорида кальция. На низшую степень окисления кислотообразующего элемента (если их больше двух) указывает приставка «гипо-». Приставка «пер-» указывает на высшую степень окисления (для солей кислот с окончаниями «-овая», «-евая», «-ная»). Например: NaClO — гипохлорит натрия, NaClO₂ — хлорит натрия, NaClO₃ — хлорат натрия, NaClO₄ — перхлорат натрия. Названия комплексных солей составляются аналогично названиям обычных солей, только с указанием лигандов и степени окисления центрального иона. Пример: [Cr(H₂O)₆]Cl₃ — хлорид гексааквахрома (III), K₂[Zn(OH)₄] — тетрагидроксоцинкат (II) калия. Методы получения Существуют различные методы получения солей: Взаимодействие кислот с металлами, основными и амфотерными оксидами и гидроксидами. H₂SO₄ + Mg → MgSO₄ + H₂↑; H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O; HCl + Mg(OH)_2(изб.) → Mg(OH)Cl + H₂O; NaOH + 2KOH + H₃PO₄ → K₂NaPO₄ + 3H₂O. Взаимодействие кислотных оксидов со щелочами, основными и амфотерными оксидами. SiO₂ + CaO → CaSiO₃; Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O. Взаимодействие солей с кислотами, щелочами, металлами, другими солями и нелетучими кислотными оксидами (если образуется выходящий из сферы реакции продукт). CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑; CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu↓; CuCl₂ + Na₂S → 2NaCl + CuS↓; 2Na₂CO₃ + 2MgCl₂ + H₂O → [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂↑ + 4NaCl. Взаимодействие металлов с неметаллами.Fe + S → FeS. Взаимодействие оснований с неметаллами.Ca(OH)₂ + Cl₂ → Ca(OCl)Cl + H₂O. Химические свойства Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав. Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода): BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl; NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂↑; Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂SiO₃↓. Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в ряду напряжений: Cu + HgCl₂ → CuCl₂ + Hg. Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов: CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaCl; AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃; K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O. Некоторые соли разлагаются при нагревании: CuCO₃ → CuO + CO₂↑; NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O; NH₄NO₂ → N₂↑ + 2H₂O.

11)(12)Строение атома Атом состоит из электронов, протонов, все атомы кроме водорода-1 содержат также нейтроны. Электрон является самой лёгкой из составляющих атом частиц с массой 9,11×10⁻²⁸ г, отрицательным зарядом и размером, слишком малым для измерения современными методами.^[1]. Протоны обладают положительным зарядом и в 1836 раз тяжелее электрона (1,6726×10⁻²⁴ г). Нейтроны не обладают электрическим зарядом и в 1839 раз тяжелее электрона (1,6929×10⁻²⁴ г).^[2] При этом масса ядра меньше суммы масс составляющих её протонов и нейтронов из-за эффекта дефекта массы. Нейтроны и протоны имеют сравнимый размер, около 2,5×10⁻¹⁵ м, хотя размеры этих частиц определены плохо.^[3] В стандартной модели элементарных частиц как протоны, так и нейтроны состоят из элементарных частиц, называемых кварками. Наряду с лептонами, кварки являются одной из основных составляющих материи. И первые и вторые являются фермионами. Существует шесть типов кварков, каждый из которых имеет дробный электрический заряд, равный +²⁄₃ или −¹⁄₃ элементарного. Протоны состоят из двух u-кварков и одного d-кварка, а нейтрон — из одного u-кварка и двух d-кварков. Это различие объясняет разницу в массах и зарядах протона и нейтрона. Кварки связаны между собой сильными ядерными взаимодействиями, которые передаются глюонами.^[4][5] Электронное облако: Термин "электронное облако" не совсем корректен с точки зрения квантовой механики, поэтому вместо него физики чаще всего говорят об "облаке вероятности".Электроны в атоме притягиваются к протонам, находящимся в ядре, под действием электромагнитных сил. Эти силы удерживают электроны внутри потенциального барьера, окружающего ядро. Для того, чтобы электрон смог преодолеть притяжение ядра, ему необходимо передать энергию от внешнего источника. Чем ближе электрон находится к ядру, тем больше энергии для этого необходимо. Электронам, как и другим частицам, свойственен корпускулярно-волновой дуализм. Электронное облако представляют собой часть потенциального барьера, в которой электронам соответствуют трёхмерные стоячие волны, не изменяющие своей формы с течением времени относительно ядра. Говорят, что электрон движется по орбитали. На самом же деле это состояние описывают волновой функцией, квадрат которой характеризует плотность вероятности нахождения частицы в данной точке пространства в данный момент времени. Существует дискретный набор таких орбиталей, и электроны могут находиться длительное время только в этих состояниях, так как они являются наиболее устойчивыми. Каждой орбитали соответствует свой уровень энергии. Электрон может перейти на уровень с большей энергией, поглотив фотон. При этом он окажется в новом квантовом состоянии с большей энергией. Аналогично, он может перейти на уровень с меньшей энергией излучив фотон. Энергия фотона при этом будет равна разности энергий электрона на этих уровнях (см. постулаты Бора).

12) Модели атомов Кусочки материи. Демокрит полагал, что свойства того или иного вещества определяются формой, массой, и пр. характеристиками образующих его атомов. Так, скажем, у огня атомы остры, поэтому огонь способен обжигать, у твёрдых тел они шероховаты, поэтому накрепко сцепляются друг с другом, у воды — гладки, поэтому она способна течь. Даже душа человека, согласно Демокриту, состоит из атомов. Модель атома Томсона (модель «Пудинг с изюмом», англ. Plum pudding model). Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно заряженное тело с заключёнными внутри него электронами. Эта модель не объясняла дискретный характер излучения атома и его устойчивость.^{[источник?]} Была окончательно опровегнута Резерфордом после проведённого им знаменитого опыта по рассеиванию альфа-частиц. Ранняя планетарная модель атома Нагаоки. В 1904 году японский физик Хантаро Нагаока предложил модель атома, построенную по аналогии с планетой Сатурн. В этой модели вокруг маленького положительного ядра по орбиталям вращались электроны, объединённые в кольца. Модель оказалось ошибочной, но некоторые важные её положения вошли в модель Резерфорда. Планетарная модель атома Бора-Резерфорда. В 1911 году Эрнест Резерфорд, проделав ряд экспериментов, пришёл к выводу, что атом представляет собой подобие планетной системы, в которой электроны движутся по орбитам вокруг расположенного в центре атома тяжёлого положительно заряженного ядра («модель атома Резерфорда»). Однако такое описание атома вошло в противоречие с классической электродинамикой. Дело в том, что, согласно классической электродинамике, электрон при движении с центростремительным ускорением должен излучать электромагнитные волны, а следовательно, терять энергию. Расчеты показывали, что время, за которое электрон в таком атоме упадёт на ядро, совершенно ничтожно. Для объяснения стабильности атомов Нильсу Бору пришлось ввести постулаты, которые сводились к тому, что электрон в атоме, находясь в некоторых специальных энергетических состояниях, не излучает («модель атома Бора-Резерфорда»). Постулаты Бора показали, что для описания атома классическая механика неприменима. Дальнейшее изучение излучения атома привело к созданию квантовой механики, которая позволила объяснить подавляющее большинство наблюдаемых фактов.

13)(14)Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами. Название «орбиталь» (а не орбита^{[источник?]}) отражает геометрическое представление о движении электрона в атоме; такое особое название отражает тот факт, что движение электрона в атоме описывается законами квантовой механики и отличается от классического движения по траектории. Совокупность атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n составляют одну электронную оболочку. Квантовые числа и номенклатура орбиталей

Значение орбитального квантового числа	0	1	2	3	4
Буквенное обозначение	s	p	d	f	g

Радиальное распределение плотности вероятности для атомных орбиталей при различных n и l. Главное квантовое число n может принимать любые целые положительные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, … ∞) и определяет общую энергию электрона на данной орбитали (энергетический уровень) : Энергия для n = ∞ соответствует энергии одноэлектронной ионизации для данного энергетического уровня. Орбитальное квантовое число (называемое также азимутальным или дополнительным квантовым числом) определяет момент импульса электрона и может принимать целые значения от 0 до n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Момент импульса при этом задается соотношением Атомные орбитали принято называть по их буквенному обозначению их орбитального числа:

Магнитное квантовое число m_l определяет проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля и может принимать целые значения в диапазоне от -l до l, включая 0 (m_l = -l … 0 … l): В литературе орбитали обозначают комбинацией квантовых чисел, при этом главное квантовое число обозначают цифрой, орбитальное квантовое число - соответствующей буквой (см. таблицу ниже) и магнитное квантовое число - выражением в нижеем индексе, показывающем проекцию орбитали на декартовы оси x, y, z, например 2p_x, 3d_xy, 4f_z(x²_-y²₎. Для орбиталей внешней электронной оболочки, то есть в случае описания валентных электронов, главное квантовое число в записи орбитали, как правило, отпускают. При́нцип Па́ули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественных фермиона не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии. Принцип был сформулирован для электронов Вольфгангом Паули в 1925 г. в процессе работы над квантомеханической интерпретацией аномального эффекта Зеемана и в дальнейшем распространён на все частицы с полуцелым спином. Полное обобщённое доказательство принципа было сделано им в 1940 г. в рамках релятивистской квантовой механики: волновая функция системы фермионов является антисимметричной относительно их перестановок, поведение систем таких частиц описывается статистикой Ферми — Дирака. Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в данной квантовой системе, в данном квантовом состоянии, может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавлется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

14) Заполнение орбиталей электронами и электронная конфигурация атома На каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина). Этот запрет определён принципом Паули. Порядок заполнения электронами орбиталей одного уровня (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется Правилом Хунда.Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкам атома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называют электронной конфигурацией атома.

15)(16)Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация — это полный перечень одноэлектронных волновых функций, из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).Вообще говоря, атом, как составную систему, можно полностью описать только полной волновой функцией. Однако такое описание практически невозможно для атомов сложнее атома водорода — самого простого из всех атомов химических элементов. Удобное приближенное описание — метод самосогласованного поля. В этом методе вводится понятие о волновой функции каждого электрона. Волновая функция всей системы записывается как надлежащим образом симметризованое произведение одноэлектронных волновых функций. При вычислении волновой функции каждого электрона поле всех остальных электронов учитывается как внешний потенциал, зависящий в свою очередь от волновых функций этих остальных электронов.В результате применения метода самосогласованного поля получается сложная система нелинейных интегродифференциальных уравнений, которая всё ещё сложна для решения. Однако уравнения самосогласованного поля имеют вращательную симметрию исходной задачи (т.е. они сферически симметричны). Это позволяет полностью классифицировать одноэлектронные волновые функции из которых составляется полная волновая функция атома. Для начала, как в любом центрально симметричном потенциале, волновую функцию в самосогласованном поле можно охарактеризовать квантовым числом полного углового момента l и квантовым числом проекции углового момента на какую-нибудь ось m. Волновые функции с разными значениями m соответствуют одному и тому же уровню энергии, т. е. вырождены. Также одному уровню энергии соответствуют состояния с разной проекцией спина электрона на какую-либо ось. Всего для данного уровня энергии 2(2l + 1) волновых функций. Далее, при данном значении углового момента можно перенумеровать уровни энергии. По аналогии с атомом водорода принято нумеровать уровни энергии для данного l начиная с n = l + 1. Полный перечень квантовых чисел одноэлектронных волновых функций из которых можно составить волновую функцию атома и называется электронной конфигурацией. Поскольку все вырожденно по квантовому числу m и по спину, достаточно только указывать полное количество электронов, находящихся в состоянии с данными n, l.Расшифровка электронной конфигурации По историческим причинам в формуле электронной конфигурации квантовое число l записывается латинской буквой. Состояние с l = 0 обозначается буквой s, l = 1 — p, l = 2 — d, l = 3 — f, l = 4 — g и далее по алфавиту. Слева от числа l пишут число n, а сверху от числа l — число электронов в состоянии с данным n, l. Например 2s² соответствует двум электронам в состоянии с n = 2, l = 0. Из-за практического удобства (см. правило Клечковского) в полной формуле электронной конфигурации термы пишут в порядке возрастания квантового числа n, а затем квантового числа l, например 1s²2s²2p⁶3s²3p². Поскольку такая запись несколько избыточна, иногда формулу сокращают до 1s²2s²p⁶3s²p², т. е. опускают число n там, где его можно угадать из правила упорядочения термов.

16) Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от массового числа атомов (или их атомной массы). Всего предложено несколько сот^[1] вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу. Периодический закон Д. И. Менделеева — фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс (весов). Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку Периодического закона: «…свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».^[1] Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым периодическая истема элементов.

17)Проявления периодического закона в отношении степени окисления Одним из основных понятий в химии было и остается понятие степени окисления (степень окисления, состояние окисления, окислительное состояние). Несмотря на то что степень окисления представляется во многом формальной и более искусственной относительно других традиционных химических понятий, она до сих пор остается широко распространенной и сохраняет свою значимость для обобщения и более глубокого понимания основных принципов образования химических соединений.Следует подчеркнуть, что степень окисления элемента, будучи формальной характеристикой, не дает представления ни об эффективных зарядах атомов этого элемента в соединении, ни о валентности атомов, хотя степень окисления часто называют формальной валентностью. Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных степеней окисления. Например, для хлора известны все степени окисления от −1 до +7, хотя четные очень неустойчивы, а для марганца — от +2 до +7. Высшие значения степени окисления изменяются в зависимости от порядкового номера элемента периодически, но эта периодичность имеет сложный характер. В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО₄). В других случаях высшая степень окисления благородного газа оказывается меньше (Kr⁺⁴F₄), чем для предшествующего галогена (Br⁺⁷О₄^-). Поэтому на кривой периодической зависимости высшей, степени окисления от порядкового номера элемента максимумы приходятся или на благородный газ, или на предшествующий ему галоген (минимумы — всегда на щелочной металл). Исключение составляет ряд Li—Ne, в котором ни для галогена (F), ни для благородного газа (Ne) вообще неизвестны высокие степени окисления, а наибольшим значением высшей степени окисления обладает средний член ряда — азот; поэтому в ряду Li—Ne изменение высшей степени окисления оказывается проходящим через максимум. В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами. Например, возрастание высшей степени окисления в ряду Rb—Xe от +1 до +8 «осложняется» тем, что для молибдена, технеция и рутения известны такие высокие степени окисления, как +6 (MoО₃), +7 (Tc₂О₇), +8 (RuO₄). Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала Одной из очень важных характеристик простого вещества является его окислительный потенциал, отражающий принципиальную способность простого вещества к взаимодействию с водными растворами, а также проявляемые им окислительно-восстановительные свойства. Изменение окислительных потенциалов простых веществ в зависимости от порядкового номера элемента также носит периодический характер. Но при этом следует иметь в виду, что на окислительный потенциал простого вещества оказывают влияние различные факторы, которые иногда нужно рассматривать индивидуально. Поэтому периодичность в изменении окислительных потенциалов следует интерпретировать очень осторожно.

Na/Na+(aq)	Mg/Mg2+(aq)	Al/Al3+(aq)
2,71В	2,37В	1,66В
K/K+(aq)	Ca/Ca2+(aq)	Sc/Sc3+(aq)
2,93В	2,87В	2,08В

Можно обнаружить некоторые определенные последовательности в изменении окислительных потенциалов простых веществ. В частности, в ряду металлов при переходе от щелочного к следующим за ним элементам происходит уменьшение окислительных потенциалов (Na⁺_(aq) и т. д. — гидратированный катион):

Это легко объясняется увеличением энергии ионизации атомов с увеличением числа удаляемых валентных электронов. Поэтому на кривой зависимости окислительных потенциалов простых веществ от порядкового номера элемента имеются максимумы, отвечающие щелочным металлам. Но это не единственная причина изменения окислительных потенциалов простых веществ.

18.(19)Химическая связь, взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов. Принято говорить, что в молекуле или в кристалле между соседними атомами существуют Х. с. Валентность атома (о чём подробнее сказано ниже) показывает число связей, образуемых данным атомом с соседними атомами [см. также Валентность]. Э. Франкленд в 1852 предложил концепцию, согласно которой каждый элемент образует соединения, связываясь с определённым числом эквивалентов др. элементов, при этом один эквивалент соответствует количеству, требуемому одной валентностью. Ф. А. Кекуле и А. В. Г. Кольбе в 1857 в соответствии с представлениями валентности выдвинули положение, что углерод обычно имеет валентность 4, образует 4 связи с др. атомами. А. С. Купер в 1858 указал, что атомы углерода, связываясь между собой, могут образовывать цепочки. В его записи химические формулы имели очень большое сходство с современными, связи изображались чёрточками, соответствующими валентным связям между атомами. Термин «химическое строение» впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861. Он подчёркивал, сколь существенно выражать строение единой формулой, показывающей, как в молекуле соединения каждый атом связан с др. атомами. Согласно Бутлерову, все свойства соединения предопределяются его молекулярным строением; он высказал уверенность, что точную структурную формулу можно установить по результатам изучения путей синтеза данного соединения. Следующий шаг, заключавшийся в приписывании молекулам пространственной трёхмерной структуры, был сделан в 1874 Я. Х. Вант-Гоффом и Ж. А. Ле Белем.

В 19 в. валентная связь изображалась чёрточкой между символами двух химических элементов. Природа этой связи была совершенно неизвестна. После открытия электрона делались многочисленные попытки развить электронную теорию Х. с. Наиболее успешными были работы Г. Н. Льюиса, который в 1916 предложил рассматривать образование Х. с., называемой теперь ковалентной связью, как результат того, что пара электронов становится общей для двух атомов. Разработка квантовой механики (1925) и использование многих экспериментальных методов (молекулярной спектроскопии, рентгенографии кристаллов, газовой электронографии, методов изучения магнитных свойств) для определения длин связей (межатомных расстояний), углов между связями, числа неспаренных электронов и других структурных параметров молекул и кристаллов привели к более глубокому пониманию природы Х. с.

Электронная структура атомов. Электронам в атоме приписываются различные орбитали, которые характеризуются главным квантовым числом n, орбитальным квантовым числом l и магнитным квантовым числом ml (см. Квантовые числа, Квантовая химия). Имеется одна наиболее устойчивая орбиталь с n = 1, образующая К-оболочку. L-Оболочка с n = 2 включает одну орбиталь с l = 0 и ml = 0 и три с l = 1 и ml = —1, 0 и +1. Их называют 1s-орбиталь, 2s-орбиталь и три 2р-орбитали. М-Оболочка состоит из 3s-орбитали, трёх 3р-орбиталей и пяти 3d-орбиталей. Электрон имеет спин со спиновым квантовым числом s = 1/2, который может ориентироваться относительно определённого направления двумя различными путями — с компонентами, даваемыми магнитным спиновым квантовым числом ms, равным + 1/2 или —1/2. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех квантовых чисел. Следовательно, 1s-орбиталь, образующая К-оболочку, может быть занята только одним электроном с положительным или отрицательным спином или же двумя электронами (электронной парой), одним — с положительным спином, другим — с отрицательным.

Заполнение определённых оболочек и подоболочек приводит к особой устойчивости атомов, наблюдающейся у атомов инертных газов. В этих устойчивых структурах электронная конфигурация заполненной оболочки гелия 1s2, неона 2s2 2p6, аргона 3s2 3p6, криптона 3d10 4s2 4p6, ксенона 4d10 5s2 5p6, радона 4f14 5d10 6s2 6p6, эка-радона 5f14 6d10 7s2 7p6.

19. По современным представлениям химическая связь между атомами имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга.

Частицы, которые принимают участие в образовании химических связей, могут быть атомами, молекулами или ионами.

Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:

H−H (связь между двумя атомами водорода)

H3N−H+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода)

(K+)−(I−) (связь между катионом калия и иодид-ионом)

20. Типы химических связей.Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору). Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F. Энергия двухэлектронной двухцентровой связи лежит в пределах 200–2000 кДж∙моль–1. При образовании гетероатомной ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому, что делает такую связь полярной. (HCl, H2O). Ионность полярной связи в процентах вычисляется по эмпирическому соотношению 16(χA – χB) + 3,5(χA – χB)2, где χA и χB – электроотрицательности атомов А и В молекулы АВ. Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. О третьем свойстве ковалентной связи – направленности – речь ниже (см. метод валентных связей). Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10–29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na0,8+Cl0,8–. Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.Водородная связь. Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль–1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными. Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла (рис. 3.3).Молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей.Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H2O, H2F2, NH3. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H2Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С.

Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь – индуцированный диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь – постоянный диполь). Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль–1.

Химическая связь в твердых телах. Свойства твердых веществ определяются природой частиц, занимающих узлы кристаллической решетки и типом взаимодействия между ними.

Твердые аргон и метан образуют атомные и молекулярные кристаллы соответственно. Поскольку силы между атомами и молекулами в этих решетках относятся к типу слабых ван-дер-ваальсовых, такие вещества плавятся при довольно низких температурах. Большая часть веществ, которые при комнатной температуре находятся в жидком и газообразном состоянии, при низких температурах образуют молекулярные кристаллы.

Температуры плавления ионных кристаллов выше, чем атомных и молекулярных, поскольку электростатические силы, действующие между ионами, намного превышают слабые ван-дер-ваальсовы силы. Ионные соединения более твердые и хрупкие. Такие кристаллы образуются элементами с сильно различающимися электроотрицательностями (например, галогениды щелочных металлов). Ионные кристаллы, содержащие многоатомные ионы, имеют более низкие температуры плавления; так для NaCl tпл. = 801 °C, а для NaNO3 tпл = 311 °C.

21. Ковалентная связь и механизмы её образования с позиций метода валентных связей.

Рассмотрим образование молекулы водорода. Образование химической связи между атомами водорода является результатом взаимопроникновения электронных облаков, происходящего при сближении взаимодействующих атомов. Каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т.е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами - ядрами атомов водорода. Такая двухэлектронная двуцентровая связь называется ковалентной связью.

Представление о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей. Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причём эта электронная пара принадлежит двум атомам.

Комбинации таких двуэлектронных двуцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Число электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении.

Электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, может образоваться за счёт неспаренных электронов, имеющихся в невозбуждённых взаимодействующих атомах, и за счёт неспаренных элктронов, появляющихся в результате возбуждения атома. Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счёт спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном слое атома. Тогда ковалентная связь устанавливается по донорно-акцепторному способу.

Свойства ковалентной связи: энергия, насыщаемость, направленность. Пи-связь и сигма-связь.

В природе наиболее распространена ковалентная связь. Ей образованы молекулы всех органических веществ. Если ковалентная связь образована перекрыванием электронных облаков вблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, то она называется сигма-связью. В её образовании могут принимать участие как s-,так и p-электронные облака, ориентированные вдоль оси связи. При взаимодействии p-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, образуется не одна, а две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси. Такая ковалентная связь называется пи-связью.

Рассмотрим характеристики ковалентной связи.

1. Прочность. От прочности зависит реакционная способность вещества (сигма-связь-прочная, а пи-связь-непрочная). Прочность связи можно охарактеризовать количественно. Мероя является энергия связи.

2. Энергия связи - это количество энергии, затрачиваемой на разрыв связи (чем больше энергия, тем прочнее связь). Энергию выражают в килоджоулях или в джоулях. Если разность суммарной энергии связи исходных элементов и продуктов реакции положительна, то реакция экзотермическая, если отрицательна, то эндотермическая.

3. Насыщенность - это валентные возможности атомов, т.е. определённое число ковалентных связей. Ионная связь и металлическая связь не обладают насыщенностью, т.к. ионы притягиваются ко всем окружающим их противоположно заряженным ионам.

4. Направленность. Когда атом соединяется с другим атомом. происходит перестройка его валентных орбиталей в новые гибридные орбитали удлинённой формы, которые более полнее перекрываются, образуя связь. За счёт этого достигается выигрыш в энергии. Образующаяся связь является более прочнее.

21,1.. Молекулярных орбиталей метод,

важнейший метод квантовой химии. В основе метода лежит представление о том, что каждый электрон молекулы описывается своей волновой функцией — молекулярной орбиталью (МО). Вследствие невозможности точно решить Шрёдингера уравнение для систем с двумя и более электронами, способ получения выражения для МО неоднозначен. На практике чаще всего каждую МО yi представляют как ЛКАО — линейную комбинацию атомных орбиталей (AO) cр (приближение МО ЛКАО) вида yi = Spcipcp, где i — номер МО, р — номер АО, cip — алгебраические коэффициенты, являющиеся мерой вкладов индивидуальных АО в МО.

Это приближение основано на предположении, что в окрестности любого атомного ядра МО yi должна напоминать составляющие её АО cр этого атома. Поскольку при соединении атомов в молекулу изменения состояния электронов по сравнению с исходным можно считать не слишком радикальными, то в рассматриваемом приближении по-прежнему пользуются атомными волновыми функциями (хотя и не обязательно с параметрами свободных атомов). Вместе с тем описание электрона с помощью ЛКАО отображает те качественные изменения, которые произошли в состоянии электрона при образовании молекулы: о любом из электронов молекулы нельзя более утверждать, что он находится у определённого атома. Подобно тому, как в атоме водорода электрон можно с различной вероятностью обнаружить в разных точках околоядерного пространства, так и в молекуле электрон "размазан" по всей молекуле в целом.

В общем случае метод МО рассматривает образование химических связей как результат движения всех электронов в суммарном поле, созданном всеми электронами и всеми ядрами исходных атомов. Однако поскольку основной вклад в образование связей дают электроны наружных (валентных) оболочек, обычно ограничиваются рассмотрением только этих электронов. Полная волновая функция Y молекулы конструируется из одноэлектронных МО yi с учётом требования антисимметрии волновой функции Y (вытекающего из принципа Паули). Функции Y, yi и cp находят при решении уравнения Шрёдингера вариационным методом, обычно по схеме самосогласованного поля (ССП) Хартри — Фока.

Количественные расчёты многоэлектронных молекул сопряжены с серьёзными математическими и техническими трудностями. Полные неэмпирические расчёты по методу МО с достижением хартри-фоковского предела точности (который к тому же иногда недостаточен для количественного сравнения с экспериментом) осуществлены для молекул с числом электронов порядка 50. Поэтому большинство проводимых расчётов носит полуэмпирический характер и в них используются дополнительные приближения. Существуют многочисленные варианты метода ССП МО ЛКАО (различающиеся полнотой учёта межэлектронного взаимодействия и процедуры самосогласования), эффективность применения которых зависит от изучаемых объектов и их свойств. Существенно, что метод МО в его любой форме, даже в самых упрощённых вариантах, органически связан с пространственной симметрией молекул. Это позволяет получать вполне однозначную качественную информацию о многих свойствах молекул (степени вырождения энергетических уровней, величине магнитного момента, интенсивности спектральных линий и т. д.) вне зависимости от характера выбранного приближения.

Начиная с 1965 всё большее развитие получает новый вариант М. о. м., не использующий приближения МО ЛКАО. В этом варианте объединены статистическая модель атома и некоторые модели теории твёрдого тела. В результате удаётся построить специальные МО, которые удобно определять путём численного (не аналитического) решения уравнения Шрёдингера также по схеме ССП. Расчёты по этому новому методу, почти не уступая по точности неэмпирическим расчётам ССП МО ЛКАО, обычно требуют для своего проведения в 100—1000 раз меньше машинного времени (минуты вместо десятков часов). Указанный метод особенно перспективен для количественных расчётов больших молекул.

В химии метод МО (особенно в форме МО ЛКАО) важен тем, что позволяет получать данные о строении и свойствах молекул, исходя из соответствующих характеристик атомов. Поэтому почти все современные концепции химической связи и химической реакционной способности базируются на представлениях метода МО.

22.Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным. Образованная таким путем ковалентная связь называется донорно-акцепторной, или координационной, связью.

Однако это не особый вид связи, а лишь иной механизм (способ) образования ковалентной связи. По свойствам четвертая N-H-связь в ионе аммония ничем не отличается от остальных связей, Пара электронов с антипараллельными спинами, образующая связь, может быть получена не только по обменному механизму, предусматривающему участие электронов обоих атомов, но и по иному механизму, называемому донорно-акцепторным: один атом (донор) предоставляет для образования связи неподеленную пару электронов, а другой (акцептор) – вакантную квантовую ячейку: . Результат по обоим механизмам получается одинаковый. Часто образование связи можно объяснить и тем, и другим механизмом. Например, молекулу НF можно получить не только в газовой фазе из атомов по обменному механизму, как показано выше (см. рис. 3), но и в водном растворе из ионов Н+ и F– по донорно-акцепторному механизму: . Структурную формулу NН4+ можно представить как Вторая форма записи предпочтительней, поскольку отражает экспериментально установленную равноценность всех четырех связей.

Образование химической связи по донорно-акцепторному механизму расширяет валентные возможности атомов: валентность определяется не только числом неспаренных электронов, но и числом неподеленных электронных пар и вакантных квантовых ячеек, участвующих в образовании связей. Так, в приведенном примере валентность азота равна четырем.

23. КОВАЛEНТНАЯ СВЯЗЬ (от лат. со- - приставка, означающая совместность, и valens - имеющий силу), тип химической связи, характеризуемый увеличением электронной плотности в области между химически связанными атомами в молекуле по сравнению с распределением электронной плотности в своб. атомах. Уменьшение энергии системы при образовании ковалeнтная связь не может быть описано электростатич. моделью и требует учета квантовых св-в молекулы, напр. симметрии многоэлектронной волновой ф-ции относительно перестановок индексов электронов. В рамках классич. теории хим. строения ковалeнтная связь объясняется как образование электронных пар, общих для связываемых атомов и достраивающих их электронные оболочки в молекуле до замкнутых (с числом электронов 8, 18 и т.д.). Квантовохим. описание ковалeнтная связь проводят обычно в рамках метода валентных связей (валентных схем) или методов мол. орбиталей. В последнем случае ковалeнтная связь связывают с мол. орбиталью, локализованной в области, охватывающей неск. (два, три и т.д.) ядер (двухцентровые, трехцентровые и т.д. связи). Такая мол. орбиталь м. б. заполнена одним или двумя электронами. Все электроны молекулы одинаковы, однако обычно считают, что при образовании электронной пары от каждого атома на мол. орбиталь поставляется по одному электрону, и отдельно выделяют случай донорно-акцепторной связи (см. Координационная связь), когда оба электрона поставляются одним из атомов. В зависимости от числа образующихся для данной ковалeнтная связь электронных пар говорят об ординарной (простой) и кратных связях (двойной, тройной). Идеальная ковалeнтная связь существует лишь в гомоядерных системах, напр. Н2, Н+2, Н+3, С2, N2 и т.д. Если атомы в молекуле различны, электронная плотность смещается к одному из ядер атомов, между к-рыми образуется ковалeнтная связь, т. е. происходит поляризация связи. Случаю предельной поляризации отвечает идеальная ионная связь. Характер поляризации ковалeнтная связь существенно связан с конкретным электронным и колебат. состояниями молекулы. Так, молекула СО при малых межъядерных расстояниях (близких к равновесному) м. б. описана как Сd- Оd+, а при расстояниях несколько больших равновесного - как Сd+ Оd- (d - эффективный заряд атома в молекуле). При приближении к диссоциац. пределу d стремится к нулю и молекула диссоциирует на нейтральные атомы. Гомоядерная молекула Н2 в возбужденных электронных состояниях может диссоциировать на Н+ и Н- и т. п. Характер поляризации ковалeнтная связь может меняться при переходе молекулы в к.-л. из ее возбужденных состояний. Сложность этой картины связана с тем, что представление о ковалeнтная связь (как и об ионной связи) возникло в классич. химии и выделялось не по особенностям электронного распределения, а по специфике хим. поведения молекул при нормальных условиях, когда в осн. заселены низшие электронно-колебат. состояния. Представление о ковалeнтная связь корректно определено вблизи равновесной конфигурации для тех молекул, у к-рых смещения ядер от положения равновесия малы. Одно из существ. св-в ковалeнтная связь-ее насыщаемость: при ограниченном числе валентных электронов в областях между ядрами образуется ограниченное число электронных пар вблизи каждого атома. Именно это число тесно связано с традиц. понятием валентности атома в молекуле. Др. важное св-во ковалeнтная связь - ее направленность в пространстве, проявляющаяся в примерно одинаковом геом. строении родственных по составу мол. фрагментов. Напр., фрагмент СН2 в разл. насыщ. углеводородах имеет примерно одно и то же строение. Направленность ковалeнтная связь часто связывают с гибридизацией атомных орбиталей, из к-рых составляется мол. орбиталь, отвечающая ковалeнтная связь.

24. Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Примером может служить соединение CsF, в котором "степень ионности" составляет 97%.

Ионная связь-крайний случай поляризации полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом элетроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1.7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов:

А• + •В = А⁺ + [:В]^-

ионы

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов.

Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т.д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, "растаскивают" молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя.

При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Последний факт объясняется на основе законов, которые рассматриваются в физической химии.

25. Металлическая связь - химическая связь, обусловленная наличием большого количества не связанных с ядрами подвижных электронов.

Единая система электронов в металлических веществах называется электронным газом. Металл можно представить в виде остова из положительных ионов, погруженного в электронный газ, который компенсирует силы взаимного отталкивания положительных ионов. В свою очередь, электронный газ может свободно двигаться через решетку, состоящую из ионов металла. В кристаллах металлов атомы ионизированы не полностью, и часть валентных электронов остается связанной. В результате возможно появление частично ковалентных связей между соседними атомами. Вклады ионной и ковалентной составляющей обнаружены во многих металлах. Металлическая связь имеет признаки, характерные как для ковалентной, так и для ионной связи.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, хим. связь, обусловленная взаимод. электронного газа (валентные электроны) в металлах с остовом положительно заряженных ионов кристаллич. решетки. Идеальная модель М.с. отвечает образованию частично заполненных валентными электронами металла зон энергетич. уровней (см. Твердое тело), наз. зонами проводимости. При сближении атомов, образующих металл, атомные орбитали валентных электронов переходят в орбитали, делокализованные по кристаллич. решетке аналогично делокализованным p-орбиталям сопряженных соединений. Количественно описать М.с. можно только в рамках квантовой механики, качественно образование М.с. можно понять исходя из представлений о ковалентной связи.

При сближении двух атомов металла, напр. Li, образуется ковалентная связь, при этом происходит расщепление каждого энергетич. уровня валентного электрона на два. Когда N атомов Li образуют кристаллич. решетку, перекрывание электронных облаков соседних атомов приводит к тому, что каждый энергетич. уровень валентного электрона расщепляется на N уровней, расстояния между к-рыми из-за большой величины N настолько малы, что их совокупность может считаться практически непрерывной зоной энергетич. уровней, имеющей конечную ширину. Поскольку каждый атом участвует в образовании большего числа связей, чем, напр., в двухатомной молекуле при том же числе валентных электронов, то минимум энергии системы (или максимум энергии связи) достигается при расстояниях больших, чем в случае двухцентровой связи в молекуле. Межатомные расстояния в металлах заметно больше, чем в соед. с ковалентной связью (металлич. радиус атомов всегда больше ковалентного радиуса), а координац. число (число ближайших соседей) в кристаллич. решетках металлов обычно 8 или больше 8. Для наиб. часто встречающихся кристаллич. структур координац. числа равны 8 (объемноцентрир. кубич.), 12 (гранецентрир. кубическая и гексаген. плотно-упакованная). Расчеты параметров металлич. решеток с использованием ковалентных радиусов дают заниженные результаты. Так, расстояние между атомами Li в молекуле Li2 (ковалентная связь) равно 0,267 нм, в металле Li-0,304 нм. Каждый атом Li в металле имеет 8 ближайших соседей, а на расстоянии, в раз большем,-еще 6. Энергия связи в расчете на один атом Li в результате увеличения числа ближайших соседей увеличивается с 0,96.10-19 Дж для Li2 до 2,9.10-19 Дж для кристаллич. Li.

Во мн. металлах М.с. между атомами включает вклады ионной или ковалентной составляющей. Особенности М. с. у каждого металла м. б. связаны, напр., с электростатич. отталкиванием ионов друг от друга с учетом распределения электрич. зарядовое них, с вкладом в образование связи электронов внутр. незаполненных оболочек переходных металлов, с корреляцией движения электронов в электронном газе и нек-рыми др. причинами.

М. с. характерна не только для металлов и их сплавов, но и для металлических соединений (см. также Интерметал-лиды), она сохраняется не только в твердых кристаллах, но и в расплавах и в аморфном состоянии.

Зонная теория твёрдого тела — раздел квантовой механики, рассматривающий движение электронов в твёрдом теле. Свободные электроны могут иметь любую энергию — их энергетический спектр непрерывен. Электроны, принадлежащие изолированным атомам, имеют определённые дискретные значения энергии (см. Атом). В твёрдом теле энергетический спектр электронов существенно иной, он состоит из отдельных разрешённых зон, разделённых зонами запрещённых энергий. Впервые зонную теорию основал Борисов Герман Дмитриевич. В отличие от простой зависимости энергии свободного электрона где энергия E может принимать любые положительные значения, в полупроводнике существуют так называемые запрещённые зоны — некоторые области значений, которые не может принимать энергия электрона. Причиной этого является периодический потенциал в кристаллической решётке. Простейшие описание зонной структуры принадлежит Кронигу и Пенни.

Зонная теория является основой современной теории твёрдых тел. Она позволила понять природу и объяснить важнейшие свойства металлов, полупроводников и диэлектриков. Подробнее см. Твёрдое тело..

26. Межмолекулярное взаимодействие - взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. В их основе, как и в основе химической связи, лежат электрические взаимодействия.

Ориентационное взаимодействие

Полярные молекулы, в которых центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают, например HCl, H2O, NH3, ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.

. Индукционное взаимодействие

Если рядом с полярная молекула окажется полярная рядом с неполярными, она начнет влиять на них. Поляризация нейтральной частицы под действием внешнего поля (наведение диполя) происходит благодаря наличию у молекул свойства поляризуемости γ. Постоянный диполь может индуцировать дипольное распределение зарядов в неполярной молекуле. Под действием заряженных концов полярной молекулы электронные облака неполярных молекул смещаются в сторону положительного заряда и подальше от отрицательного. Неполярная молекула становится полярной, и молекулы начинают притягиваться друг к другу, только намного слабее, чем две полярные молекулы. .

Дисперсионное взаимодействие

Между неполярными молекулами также может возникнуть притяжение. Электроны, которые находятся в постоянном движении, на миг могут оказаться окажется сосредоточенными с одной стороны молекулы, то есть неполярная частица станет полярной. Это вызывает перераспределение зарядов в соседних молекулах, и между ними устанавливаются кратковременные связи: . Межмолекулярное отталкивание

Если бы молекулы только притягивались друг к другу, это привело бы к их слиянию. Но на очень малых расстояниях их электронные оболочки начинают отталкиваться.

Водородная связь — разновидность невалентного взаимодействия между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы A-H молекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR'. Результатом таких взаимодействий являются комплексы RA-H•••BR различной степени стабильности, в которых атом водорода выступает в роли мостика, связывающего фрагменты RA и BR. Атом водорода, соединенный с атомом сильно электроотрицательного элемента, способен к образованию еще одной химической связи с подобным атомом водорода. Эта связь называется водородной. Возникновение водородной связи можно в первом приближении объяснить действием электростатических сил. Атом с большой электроотрицательностью, например, фтор в молекуле HF смещает на себя электронное облако, приобретая значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) почти лишается электронного облака и приобретает эффективный положительный заряд. Между протоном атома водорода и отрицательно заряженным атомом фтора соседней молекулы возникает электростатическое притяжение, что и приводит к образованию водородной связи. Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, т.е. их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак. Водородная связь в значительной мере определяет свойства и таких биологически важных веществ как белки и нуклеиновые кислоты.

Донорно-акцепторное взаимодействие молекул. Оно возникает за счет электронной пары одной молекулы и свободной орбитали другой. Это взаимодействие проявляется в первичных актах многих химических реакций, лежит в основе каталитических процессов, обусловливает сольватацию молекул и ионов в растворах, может приводить к образованию новых соединений.

За счет донорно-акцепторного взаимодействия, например, молекул BF3 и NH3 образуется соединение (межмолекулярный комплекс) состава BF3NH3:

H3N - BFs—>-H3N-BF3

При этом положительно поляризованный атом бора в BF3, имеющий свободную орбиталь, выступает в качестве акцептора. Отрицательно поляризованный атом азота в NH3, имеющий несвязывающую пару электронов, выступает в качестве донора.

27. Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции – отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объеме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).

В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят в стандартных условиях при Т = 298 К и Р = 1атм, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHrO. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях. Обозначается ΔHfO.

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H2(г) = CH4(г) + 76 кДж/моль.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔHI2(тв)0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔHI2(ж)0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандатных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса):

ΔHреакцииO = ΣΔHfO (продукты) - ΣΔHfO (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиемя выделением тепла в окружащию среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими. Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими. Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т1 до Т2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений):

. Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчете необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а так же изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения: . где ΔCp(T1,Tf) — изменение теплоемкости в интервале температур от Т1 до температуры фазового перехода; ΔCp(Tf,T2) — изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и Tf - температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания

Стандартная энтальпия сгорания – ΔHгоро, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Закон сохранения энергии — основной закон природы, заключающийся в том, что энергия замкнутой системы сохраняется во времени. Другими словами, энергия не может возникнуть из ничего и не может в никуда исчезнуть, она может только переходить из одной формы в другую.

Закон сохранения энергии встречается в различных разделах физики и проявляется в сохранении различных видов энергии. Например, в классической механике закон проявляется в сохранении механической энергии (суммы потенциальной и кинетической энергий). В термодинамике закон сохранения энергии называется первым началом термодинамики и говорит о сохранении энергии в сумме с тепловой энергией.

Поскольку закон сохранения энергии относится не к конкретным величинам и явлениям, а отражает общую, применимую везде и всегда, закономерность, то правильнее называть его не законом, а принципом сохранения энергии.

28. Вну́тренняя эне́ргия тела (обозначается как E или U) — полная энергия этого тела за вычетом кинетической энергии тела как целого и потенциальной энергии тела во внешнем поле сил. Следовательно, внутренняя энергия складывается из кинетической энергии хаотического движения молекул, потенциальной энергии взаимодействия между ними и внутримолекулярной энергии.

Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы. Это означает, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, её внутренняя энергия принимает присущее этому состоянию значение, независимо от предыстории системы. Следовательно, изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое будет всегда равно разности между ее значениями в конечном и начальном состояниях, независимо от пути, по которому совершался переход.

Внутреннюю энергию тела нельзя измерить напрямую. Можно определить только изменение внутренней энерги

, где - теплота, измеренная в джоулях, - работа, измеренная в джоулях.

ТЕПЛОТА, кинетическая часть внутренней энергии вещества, определяемая интенсивным хаотическим движением молекул и атомов, из которых это вещество состоит. Мерой интенсивности движения молекул является температура. Количество теплоты, которым обладает тело при данной температуре, зависит от его массы; например, при одной и той же температуре в большой чашке с водой заключается больше теплоты, чем в маленькой, а в ведре с холодной водой его может быть больше, чем в чашке с горячей водой (хотя температура воды в ведре и ниже).

Первый закон термодинамики

Внутренняя энергия может изменяться только под влиянием внешних воздействий, то есть в результате сообщения системе количества теплоты Q и совершения над ней работы (- А): . Или . Это выражение представляет собой закон сохранения энергии в применении к макроскопическим системам и является математической формулировкой I-го начала термодинамики:

количество тепла, сообщенное системе, идет на приращение внутренней энергии системы и на совершение системой работы над внешними телами.

Если в изолированной системе (Q = A = 0) не происходит никаких превращений энергии, кроме теплообмена между телами, входящими в эту систему, то количество теплоты, отданное охлаждающимися при этом телами, равно количеству теплоты, полученному телами, которые нагреваются. Суммарная внутренняя энергия системы при этом не меняется. . Уравнение (12) называется уравнением теплового баланса.

Применим первое начало термодинамики для получения выражений для теплоемкости идеального газа.

Теплоемкость системы численно равна количеству теплоты, которое необходимо сообщить системе, чтобы ее температура увеличилась на 1 Кельвин.

Если система получила количество тепла DQ, и ее температура изменилась на DT, то теплоемкость этой системы будет равна: C = DQ/DT. Если под системой понимается 1 моль вещества, то теплоемкость называется молярной и обозначается С, если под системой понимается единица массы вещества, то теплоемкость называется удельной и обозначается С_уд: cуд = C/M. Элементарное количество теплоты DQ, сообщаемое системе, представляющей собой молей идеального газа, для изменения ее температуры от Т до Т + DT, равно: .

29. Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

Если термомеханическую систему рассматривать как состоящую из макротела (газа) и поршня с грузом Р = p S, уравновешивающего давление газа р внутри сосуда, то такая система называется расширенной.

Энтальпия или энергия расширенной системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии поршня с грузом Eпот = pSx = pV

H = E = U + pV

Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии — имеет вполне определенное значение для каждого состояния, т. е. является функцией состояния. Следовательно, в процессе изменения состояния

ΔH = H2 − H1

Энтальпией системы удобно пользоваться в тех случаях, когда в качестве независимых переменных, определяющих состояние системы, выбирают давление р и температуру Т

H = H(p,T)

Энтальпия — величина аддитивная, т. е. для сложной системы равна сумме энтальпий её независимых частей . Энтальпия определяется с точностью до постоянного слагаемого, которому в термодинамике часто придают произвольные значения (например, при расчете и построении тепловых диаграмм). При наличии немеханических сил величина энтальпии системы равна . где Xi — обобщённая сила; yi — обобщённая координата.

Изменение энтальпии не зависит от пути процесса, так как изменение объёма при постоянном давлении определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра равно нулю, а отсюда ΔU = 0 и ΔH = 0.

Стандартная энтальпия образования – тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.

Стандартная энтальпия сгорания – тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества до образования высших оксидов. Для органических веществ – до и Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю. Теплота сгорания топлива характеризует его теплотворную способность.

30. Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:

Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.

На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А1, А2… в продукты реакции В1, В2…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔHi. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением: ΔH1 = ΔH2 + ΔH3 = ΔH4 + ΔH5 + ΔH6. Закон открыт русским химиком Г.И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамики применительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.

Следствия из закона Гесса

Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т.н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

31. Термодинамическая энтропия S, часто просто именуемая энтропия, в химии и термодинамике является функцией состояния термодинамической системы; её существование постулируется вторым началом термодинамики. Понятие энтропии было впервые введено в 1865 году Рудольфом Клаузиусом. Он определил изменение энтропии термодинамической системы при обратимом процессе как отношение изменения общего количества тепла ΔQ к величине абсолютной температуры T: .

Понимание энтропии как меры беспорядка

Существует мнение, что мы можем смотреть на Ω и как на меру беспорядка в системе. В определённом смысле это может быть оправдано, потому что мы думаем об «упорядоченных» системах как о системах, имеющих очень малую возможность конфигурирования, а о «беспорядочных» системах, как об имеющих очень много возможных состояний. Собственно, это просто переформулированное определение энтропии как числа микросостояний на данное макросостояние.

Рассмотрим, например, распределение молекул идеального газа. В случае идеального газа наиболее вероятным состоянием, соответствующим максимуму энтропии, будет равномерное распределение молекул. При этом реализуется и максимальный «беспорядок», так как при этом будут максимальные возможности конфигурирования.

В реальных экспериментах очень трудно измерить энтропию системы. Техники измерения базируются на термодинамическом определении энтропии и требуют экстремально аккуратной калориметрии.

Для упрощения мы будем исследовать механическую систему, термодинамические состояния которой будут определены через её объем V и давление P. Для измерения энтропии определенного состояния мы должны сперва измерить теплоёмкость при постоянных объёме и давлении (обозначенную CV и CP соответственно), для успешного набора состояний между первоначальным состоянием и требуемым. Тепловые ёмкости связаны с энтропией S и с температурой T согласно формуле: . где нижний индекс X относится к постоянным объёму и давлению. Мы можем проинтегрировать для получения изменения энтропии: . Таким образом, мы можем получить значение энтропии любого состояния (P,V) по отношению к первоначальному состоянию (P0,V0). Точная формула зависит от нашего выбора промежуточных состояний. Для примера, если первоначальное состояние имеет такое же давление, как и конечное состояние, то .

В добавление, если путь между первым и последним состояниями лежит сквозь любой фазовый переход первого рода, скрытая теплота, ассоциированная с переходом, должна также учитываться.

Энтропия первоначального состояния должна быть определена независимо. В идеальном варианте выбирается первоначальное состояние как состояние при экстремально высокой температуре, при которой система существует в виде газа. Энтропия в этом состоянии подобна энтропии классического идеального газа плюс взнос от молекулярных вращений и колебаний, которые могут быть определены спектроскопически.

Второе начало термодинамики — физический принцип, накладывающий ограничение на направление процессов передачи тепла между телами.

Второе начало термодинамики запрещает так называемые вечные двигатели второго рода, показывая, что невозможно всю внутреннюю энергию системы превратить в полезную работу.

Второе начало термодинамики является постулатом, не доказываемым в рамках термодинамики. Оно было создано на основе обобщения опытных фактов и получило многочисленные экспериментальные подтверждения.

Существуют несколько эквивалентных формулировок второго начала термодинамики:

Постулат Клаузиуса: «Невозможен процесс, единственным результатом которого являлась бы передача тепла от более холодного тела к более горячему» (такой процесс называется процессом Клаузиуса).

Постулат Томсона: «Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого было бы производство работы за счет охлаждения теплового резервуара» (такой процесс называется процессом Томсона).

32. Энергией Гиббса (или потенциалом Гиббса, или просто термодинамическим потенциалом в узком смысле) называют термодинамический потенциал следующего вида: . где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S — энтропия. Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т.д.)

Дифференциал энергии Гиббса для системы с постоянным числом частиц: . Для системы с переменным числом частиц этот дифференциал записывается так: .

Здесь μ — химический потенциал, который можно определить как энергию, которую необходимо затратить, чтобы добавить в систему ещё одну частицу.

Можно показать, что химический потенциал есть отношение энергии Гиббса к числу частиц в системе: . Химический потенциал применяется при анализе систем с переменным числом частиц, а также при изучении фазовых переходов.

Можно показать, что минимум потенциала Гиббса соответствует устойчивому равновесию термодинамической системы с фиксированными температурой, давлением и числом частиц.

Применение в химии

В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TΔS) и энтальпийный (ΔH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (G): .

Из этого выражения следует, что ΔH = ΔG + TΔS, то есть некоторое количество теплоты расходуется на увеличении энтропии (TΔS), эта часть энергии потеряна для совершения полезной работы, её часто называют связанной энергией. Другая часть теплоты (ΔG) может быть использована для совершения работы, поэтому энергию Гиббса часто называют также свободной энергией.

Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При ΔG < 0 процесс может протекать, при ΔG > 0 процесс протекать не может (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот — то не может). Если же ΔG = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.

Обратите внимание, что речь идёт исключительно о принципиальной возможности протекания реакции. В реальных же условиях реакция может не начинаться и при соблюдении неравенства ΔG < 0 (по кинетическим причинам).

Энергия Гиббса названа в честь одного из основателей термодинамики, Джозайя Уилларда Гиббса.

Свобо́дная эне́ргия Гельмго́льца (или просто свобо́дная эне́ргия) — термодинамический потенциал, убыль которого в квазистатическом изотермическом процессе равна работе, совершённой системой над внешними телами. Свободная энергия Гельмгольца для системы с постоянным числом частиц определяется так: , где U — внутренняя энергия, T — абсолютная температура, S — энтропия.

Отсюда дифференциал свободной энергии равен:.

Видно, что это выражение является полным дифференциалом относительно независимых переменных T и V. Поэтому часто свободную энергию Гельмгольца для равновесного состояния выражают как функцию .

Для системы с переменным числом частиц дифференциал свободной энергии Гельмгольца записывается так: .

Свободные энергии Гельмгольца и Гиббса

В приложениях «свободной энергией» иногда называют не свободную энергию Гельмгольца, а энергию Гиббса. Это связано с тем, что энергия Гиббса также является мерой максимальной работы, но в данном случае рассматривается только работа над внешними телами, исключая среду: , где G — энергия Гиббса.

33. Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые из них полностью заканчиваются за малые доли секунды, другие осуществляются за минуты, часы, дни; известны реакции, требующие для своего протекания несколько лет, десятилетий и ещё более длительных отрезков времени. Кроме того одна и та же реакция в зависимости от условий может протекать с разной скоростью. Раздел химии, изучающий скорости химических реакций, называется химической кинетикой. При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе и в гетерогенной системе.

Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной - система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства меняются скачком. Примером гомогенной реакции может служить любая газовая смесь или раствор нескольких веществ в одном растворителе. В качестве примера гетерогенной системы можно привести такие, как вода со льдом, насыщенный раствор с осадком и т.д. Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идёт во всём объёме этой системы. Если реакция протекает в гетерогенной системе, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему.

Скорость гомогенной реакции равна отношению количества вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма. Это уравнение можно упростить. В результате получаем: скорость реакции в гомогенной системе называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию млм образующихся при реакции, происходящее за единицу времени. Скорость гетерогенной реакции равна отношению количества вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени на единицу поверхности.

К важнейшим факторам, влияющим на скорость химической реакции, относятся: природа реагирующих веществ, их концентрация, температура, площадь поверхности соприкосновения (гетерогенные системы), присутствие в системе катализаторов. Скорость некоторых гетерогенных реакцийзависят также от интенсивности движения жидкости или газа около поверхности, на которой происходит реакция.

1. Чем активнее реагирующие вещества, тем реакция идёт быстрее.

2. Закон действующих масс. При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведениюконцентраций реагирующих веществ, причём каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящей перед формылой данного вещества в уравнении реакции. Коэффицмент пропорциональности называется константой скорости данной реакции. Она не зависит от концентрации реагирующих веществ, а зависит от их природы, температуры и присутствия катализаторов. При увеличении концентрации скорость увеличивается.

3. Правило Вантгофа: скорость Х.Р. увеличивается в 2-4 раза при увеличении температуры на 10 градусов.

Для образования новых веществ необходимо, чтобы происходило соударение молекул реагирующих веществ, а следовательно, ослабление или разрыв связей между атомами. Но чтобы разорвать или ослабить связь молекулы должны обладать большой энергией. Не все молекулы такой энергией обладают. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активизации данной реакции. Энергию активизации выражают в кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. С ростом температуты число активных молекул возрастает. Отсюда следуе, что скорость реакции должна увеличиться с повышением температуры.

4. Скорость выше, если площадь соприкосновения больше (мел).

5. катализатор - это химическое вещество, ускоряющее х.р. Ингибитор - это х. вещество, замедляющее х.р.

34. Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции ( I ) этот закон выразится уравнением

v = kc_A c_B , (1).

где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.

Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

Константа скорости реакции - является коэффициентом пропорциональности в кинетическом уравнении.

Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

МОЛЕКУЛЯРНОСТЬ РЕАКЦИИ, число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) р-ции и превращающихся в продукты. Так, для р-ций в р-рах молекулярность реакции не учитывает число молекул р-рителя, образующих сольватную оболочку или мол. комплексы с реагентами, т. к. эти молекулы не входят в состав продуктов р-ции. В р-циях замещения и элиминирования орг. соед., протекающих часто в неск. стадий, М. р. оценивается как число молекул, претерпевающих хим. превращение в лимитирующей стадии. Соответственно числу реагирующих частиц различают мономолекулярные реакции, бимолекулярные реакции и тримолекулярные реакции, отличающиеся кинетич. закономерностями и механизмом. Как правило, молекуляр-ность простой р-ции совпадает с порядком реакции, однако бывают и несовпадения. Напр., рекомбинации атомов в газовой фазе протекают через тройные столкновения типа где М-третья частица. Суммарный порядок таких р-ций-третий (скорость u = = k[М][Сl]2, где k-константа скорости), но молекуляр-ность равна 2, т.к. в хим. взаимодействии участвуют два атома хлора, а частица М лишь принимает на себя энергию, выделившуюся при рекомбинации атомов, не претерпевая при этом хим. превращения.

35. Влияние температуры .

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением . где vt 1 , vt 2 - скорости реакции соответственно при начальной ( t 1 ) и конечной ( t 2 ) температурах, а γ - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °С до 100 °С). Я.Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличиваеться в два — четыре раза. Уравнение, которое описывает это правило следующее:

V = V0 * Y^{(T2 − T1) / 10},

где V-скорость реакции при данной температуре(T2), V0-скорость реакции при температуре T1, Y-температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиватся в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа ограниченную область применимости. Ему не подчиняются многие реакции, например реакции, происходящие при высоких температурах, очень быстрые и очень медленные реакции. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы , например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.

V = V0 * Y^{(T2 − T1) / 10}

Из данного уравнения температурный коэффициент вычисляется по формуле: Y = (V / V0)^{1 / (T2 − T1).}

Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции k от температуры T.

Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации E_A), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией E > E_A, пропорционально . В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом эмпирическим путём: . Здесь A представляет частоту столкновений реагирующих молекул, R — универсальная газовая константа . Строго говоря, частота столкновений A зависит от температуры, но эта зависимость достаточно медленная: . Оценки этого параметра показывают, что изменение температуры в диапазоне от 200 °C до 300 °C приводит к изменению частоты столкновений A на 10 %.

Уравнение Аррениуса стало одним из основных уравнений химической кинетики, а энергия активации — важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.

36.Активированный комплекс, группировка атомов в решающий момент элементарного акта химической реакции. Понятием об А. к. широко пользуются в теории скоростей химических реакций.

Протекание элементарного акта может быть рассмотрено на примере газовой бимолекулярной реакции образования йодистого водорода из водорода и паров иода:

H₂+I₂ = 2HI (1)

Как показывает квантовомеханическая теория, при сближении молекул H2 и I2 на расстояние, сравнимое с молекулярными размерами, они отталкиваются друг от друга с силой, быстро растущей при уменьшении расстояния. Подавляющее большинство столкновений молекул H2 и I2 в газовой смеси не приводит к реакции, потому что энергия теплового движения молекул оказывается недостаточной для преодоления отталкивания. У некоторой, весьма малой, доли молекул интенсивность теплового движения случайно много больше средней; этим создаётся возможность настолько тесного сближения молекул H2 и I2, что возникают новые химические связи между атомами Н и I, а существовавшие прежде химические связи Н—Н и I—I разрываются. Две образовавшиеся молекулы HI отталкиваются друг от друга и поэтому расходятся, чем завершается элементарный акт реакции. Переход от расположения связей к расположению происходит не внезапно, а постепенно: по мере сближения молекул H2 и I2 связи Н—Н и I—I ослабевают и одновременно усиливаются связи Н—I. Отталкивание Н—Н от I—I сменяется отталкиванием Н—I от Н—I в момент, когда новое расположение связей начинает превалировать над старым. Таким образом, в ходе элементарного акта возникает конфигурация атомов, являющаяся критической в том смысле, что если она достигнута, то дальнейшее движение атомов происходит беспрепятственно, не требуя запаса энергии. Совокупность атомов в этой конфигурации и называется «активированным комплексом» (Г. Эйринг, США, 1935) или «переходным состоянием» (М. Г. Эванс и М. Поляни, Англия, 1935). Для обратной реакции 2HI = H2+I2 расположение атомов в А. к. будет таким же, как и для прямой реакции (1), но направления движения атомов в активированных комплексах реакций (1) и (2) взаимно противоположны.

Энергетические соотношения при элементарном акте реакции можно схематически представить с помощью графика, на котором потенциальная энергия реагирующей системы U изображена как функция т. н. реакционной координаты х, описывающей взаимное расположение атомов.

Задавшись некоторым весьма малым интервалом Dх (рис.) и считая, что конфигурация атомов отвечает А. к., если координата х имеет значение, лежащее в пределах этого интервала, можно ввести понятия — концентрация активированных комплексов прямой реакции в данной реагирующей системе с+ и их время жизни t. За время t в единице объёма происходит с+ актов прямой реакции. Т. к. скорость прямой реакции r+. есть число соответствующих актов реакции в единице объёма в единицу времени, то . Поскольку интервал Dх мал, то и с+ и t пропорциональны Dх, так что их отношение не зависит от значения произвольно выбранной величины Dх. Величины с+ и t вычисляются методами статистической механики, при этом используют ряд упрощающих предположений, из которых главным является допущение, что протекание реакции не нарушает статистически равновесное распределение молекул по состояниям.

Уравнение (3) выражает основную идею теоретической трактовки скоростей реакций на основе концепции А. к. Оно не только позволяет судить о зависимости скорости реакции от концентраций веществ — участников реакции, от температуры и др. факторов, но устанавливает абсолютное значение скорости. Поэтому метод А. к. часто называют теорией абсолютных скоростей реакций. В некоторых сравнительно немногочисленных реакциях перестройка химических связей происходит затрудненно, так что достижение конфигурации А. к. ещё не гарантирует осуществление акта реакции. Чтобы учесть существование таких реакций, называемых неадиабатными, в правую часть равенства (3) вводят добавочный множитель, «коэффициент прохождения» или «трансмиссионный коэффициент»; в случае неадиабатных реакций он много меньше единицы.

Исходные понятия метода А. к. были разъяснены выше на примере гомогенной газовой реакции, но метод применяют и к скоростям реакций в растворах, гетерогенно-каталитических реакций и вообще к вычислению скоростей во всех случаях, когда превращение связано с необходимостью случайного концентрирования энергии теплового движения в количестве, значительно превышающем среднюю энергию молекул при данной температуре.

Сопоставление теории абсолютных скоростей реакций с опытными данными, как и теоретический анализ её предпосылок, показывает, что эта теория, будучи не вполне точной, вместе с тем является удачным приближением, ценным своей простотой.

37.(38)Зависимость скорости реакции от катализатора.

38. Хими́ческое равнове́сие — состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

А + В ⇄ С + D

Все химические реакции, в принципе, обратимы. Это означает, что в реакционной смеси протекает как взаимодействие реагентов, так и взаимодействие продуктов. В этом смысле различие между реагентами и продуктами условное. Направление протекания химической реакции определяется условиями ее проведения (температурой, давлением,концентрацией веществ). Многие реакции имеют одно преимущественное направление и для проведения таких реакций в противоположном направлении требуются экстремальные условия. В подобных реакциях происходит почти полное превращение реагентов в продукты.

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), напр.:

3H2 + N2 ⇆ 2NH3

Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ — участников реакции. Так в приведённой реакции, при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.

Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция

N2O4 ⇆ 2NO2

складывается из элементарных реакций

N2O4 ⇆ 2NO2 и 2NO2 ⇆ N2O4

Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например уже упоминавшейся реакции синтеза аммиака, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.

ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ КОНСТАНТА - величина, выражающая соотношение между концентрациями (парциальными давлениями, летучестями, активностями) компонентов системы в состоянии химического равновесия. Численные значения химического равновесия константы позволяют рассчитывать выход продуктов реакции в данных условиях по начальным концентрациям реагирующих веществ.

39.Факторы влияющие на смещение хим. Равновесия. Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт " полезной" реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов " вредной" реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:

1) от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),

2) от концентрации веществ, участвующих в реакции и

3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).

Для качественной оценки влияния на химическое равновесие всех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.

Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить изменение.

Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном [1].

Влияние температуры

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому.

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.

Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

Влияние давления

Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом:

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3

Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400°С:

давление, МПа 0,1 10 20 30 60 100

объемная доля NH3, % 0,4 26 36 46 66 80

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;

При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

40. Зако́н Ге́нри — закон, по которому при постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором. Закон пригоден лишь для идеальных растворов и невысоких давлений. Закон Генри записывается обычно следущим образом: , где: P - парциальное давление газа над раствором,

С - концентрация газа в растворе в долях моля,

K - коэффициент Генри.

Если растворенное вещество характеризуется большой упругостью пара по сравнению с упругостью пара растворителя (PB >> PA) и при этом оба компонента раствора химически инертны, то растворение такого газообразного вещества в жидкости подчиняется закону Генри: при постоянной температуре давление летучего (газообразного) компонента PB прямо пропорционально его мольной доле χB

В табл. 6.1 приведены константы Генри некоторых газов для воды.

Газ H2 He Ar N2 O2 CO2

K_Г 1311 2649 662 1610 773 29,3

Константы Генри для воды при 298 K.

Из уравнения (6.1) следует, что KH определяется выбором единиц давления и концентрации.

Энтальпия растворения складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки (ΔHреш > 0) и теплоты гидратации (сольвататции для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава – гидратов (сольватов) (ΔHгидр < 0).

В зависимости от соотношения значений ΔHреш и ΔHгидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение.

Так, энтальпия растворения КОН – отрицательная величина и характеризует экзотермический процесс:

Растворение же – эндотермический процесс (ΔH = 35,9 кДж∙моль^-1), так как на разрушение кристаллической решетки (= 684,5 кДж∙моль^-1) затрачивается больше энергии, чем выделяется при гидратации ионов и : –339 и –309,6 кДж∙моль^–1 соответственно.

41Идеальные растворы. Законы Рауля — общее название открытых французским химиком Ф.М. Раулем в 1887 г. количественных закономерностей, описывающих некоторые коллигативные (зависящие от концентрации, но не от природы растворённого вещества) свойства растворов. Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом. Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. Для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В (компонент А считаем растворителем) удобнее использовать другую формулировку: Относительное понижение парциального давления пара растворителя над раствором не зависит от природы растворённого вещества и равно его мольной доле в растворе. Понижение температуры кристаллизации растворов Условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара растворителя над раствором давлению пара над твёрдым растворителем. Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, это равенство всегда будет достигаться при температуре более низкой, чем температура замерзания растворителя. Так, океанская вода начинает замерзать при температуре около минус 2 °С. Разность между температурой кристаллизации растворителя T°fr и температурой начала кристаллизации раствора Tfr есть понижение температуры кристаллизации. Понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Поскольку по мере кристаллизации растворителя из раствора концентрация последнего возрастает, растворы не имеют определённой температуры замерзания и кристаллизуются в некотором интервале температур.

Повышение температуры кипения растворов Жидкость кипит при той температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если растворённое вещество нелетуче (т.е. давлением его насыщенных паров над раствором можно пренебречь), то общее давление насыщенного пара над раствором равно парциальному давлению паров растворителя. В этом случае давление насыщенных паров над раствором при любой температуре будет меньше, чем над чистым растворителем, и равенство его внешнему давлению будет достигаться при более высокой температуре. Таким образом, температура кипения раствора нелетучего вещества Tb всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении T°b.

Повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.