Ответы по химии

В периодической системе по горизонтали  имеется 7 периодов, из них первые три  называются малыми, а остальные —  большими. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.

В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой  период — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах  больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся  одни металлы, и свойства элементов  в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших  периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева  направо изменяются, как у типических элементов. Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления. Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-подуровней - s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы.

Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом  минимума энергии, принципом Паули  и правилом Гунда. Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном.

В «длинном» варианте лантаноиды и  актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды  занимают по 2 строчки; символы элементов  главных и побочных подгрупп выравниваются  относительно разных краёв клеток.

6. Энергия ионизации  атомов. Сродство к электрону.  Электроотрицательность. Закономерности их изменений по периодам и группам элементов периодической системы. Зависимость от их величин окислительно-восстановительных и кислотно-основных свойств атомов и веществ? Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (J1) (для многоэлектронного атома существуют также понятия второго, третьего и т. д. ионизационных потенциалов, представляющих собой энергию удаления электрона от его свободных невозбуждённых катионов с зарядами +1, +2 и т. д. Эти ионизационные потенциалы, как правило, менее важны для характеристики химического элемента), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность. Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества. На энергию ионизации атома наиболее существенное влияние оказывают следующие факторы: а) эффективный заряд ядра, являющийся функцией числа электронов в атоме, экранирующих ядро и расположенных на более глубоко лежащих внутренних орбиталях;      б) радиальное расстояние от ядра до максимума зарядовой плотности наружного, наиболее слабо связанного с атомом и покидающего его при ионизации электрона; в) мера проникающей способности этого электрона;            г) межэлектронное отталкивание среди наружных (валентных) электронов. Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергетический эффект процесса присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э- (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона). Электроотрицательность (χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.

где J1A и εA — соответственно энергия  ионизации атома и его сродство к электрону. Электроотрицательность закономерно изменяется в зависимости от положения элемента в периодической системе. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицательностью – типичные металлы, в конце периода – элементы с наивысшей электроотрицательностью, т.е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом числа электронных оболочек проявляет тенденциию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотрицательность; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность.

7. Химическая связь. Ковалентная связь(КС). Механизм образования и свойства КС. Энергия химической связи. Длина связи. Свойства КС- направленность и насыщаемость, полярность. Теория гибридизации КС. Донорно-акцепторная связь. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие? Хим.связь – сила которая удерживает атомы ионы и атом.группировки с образованием более сложных структур. Ковалентная связь (КС) - химическая связь, образованная перекрытием пары валентных электронных облаков. Простая ковалентная связь образуется из двух неспаренных валентных электронов, по одному от каждого атома: А • + • В = А:В. В результате обобществления электроны образуют заполненный энергетический уровень. Связь образуется, если их суммарная энергия на этом уровне будет меньше, чем в первоначальном состоянии. Согласно теории молекулярных орбиталей, перекрывание двух атомных орбиталей приводит в простейшем случае к образованию двух молекулярных орбиталей : связывающей и разрыхляющей. Свойства КС: направленность - в ответе за геометрическую форму молекулы, насыщаемость – в ответе за атомный состав молекулы, полярность – опр-ет хим. и физ. св-ва органических соединений. Энергия химической связи, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Например, если рассматривается Э. х. с. H3C—H в молекуле метана, то такими частицами являются метильная группа CH3 и атом водорода Н, если рассматривается Э. х. с. Н—Н в молекуле водорода, такими частицами являются атомы водорода. Длина связи - расстояние между ядрами атомов образующих связь (обычно 0,1-0,3 нм). Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей. Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp-, sp2 и sp3-гибридизация. Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ (Н-связь) – особый тип взаимодействия между реакционно-способными группами, при этом одна из групп содержит атом водорода, склонный к такому взаимодействию. Межмолекулярное взаимодействие — это взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами. Силы межмолекулярного взаимодействия впервые принял во внимание Я. Д. Ван-дер-Ваальс (1873) для объяснения свойств реальных газов и жидкостей.

8. Энергетические эффекты химических реакции. Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса. Расчет тепловых эффектов реакций? З-ны термохимии: 1) тепловой эф-т прямой реакции = тепловому эф-ту обратной реакции, с обратным знаком. 2) тепловой эф-т реакции = разности сумм теплот образования продуктов реакции, и теплот образования реагирующих в-в.  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. З-н Гесса – тепловой эффект реакции не зависит от пути протикания, а зависит только от начального и конечного состояния системы. С помощью этого закона можно рассчитать энтальпии образования веществ, которые невозможно измерить. Энтальпи́я — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.

9. Химическое сродство. Направление химических реакции. Свободная энергия Гиббса. Энтропия. Энтальпийный и энтропийный факторы энергии Гиббса? ХИМИЧЕСКОЕ СРОДСТВО (сродство р-ции), параметр термодинамич. системы, характеризующий отклонение от состояния хим. равновесия. Если р-цию записать в виде ур-ния:

где L₁, ..., L_k - исходные реагенты, L_k+1, ..., L_k+m - продукты р-ции, v_1, ..., v_k и v_k+1 , ..., v_k+m - стехиометрич. коэф., то химическое сродство А равно:

где - хим. потенциалы соотв. исходных реагентов и продуктов. В состоянии равновесия А=0. При A > 0 неравновесное состояние системы характеризуется избытком исходных реагентов и для достижения равновесия р-ция должна идти слева направо; при А < 0, наоборот, система содержит избыток продуктов и р-ция должна идти в противоположном направлении. Химическое сродство равно макс. полезной работе р-ции, взятой со знаком минус. Химическое сродство определяет собственно хим. процесс, связанный лишь с изменением состава системы и не связанный с работой по преодолению сил внеш. давления (см. Максимальная работа реакции). Единица измерения химического сродства - Дж/моль. Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это термодинамический потенциал следующего вида: 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 , 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). Существует полезное соотношение, связывающее изменение свободной энергии Гиббса в ходе химической реакции с её константой равновесия :

Вообще говоря, любая реакция  может быть рассмотрена как обратимая. При этом константа равновесия определяется как

где  — константа скорости прямой реакции,  — константа скорости обратной реакции.

10. Химическая кинетика. Скорость химических реакции. Закон действующих масс. Влияние температуры на скорость реакции . Энергия активации. Катализаторы. Механизм их действия? Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений. Важным понятием химической кинетики является скорость химической реакции. Эта величина определяет, как изменяется концентрация компонентов реакции с течением времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1. 
Например для реакции

скорость можно выразить так:

В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году К. М. Гульдбергом и П. Вааге был сформулирован закон действующих масс, согласно которому скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторые степени. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура (правило Вант-Гоффа) и площадь поверхности раздела фаз. Энергия активации в химии и биологии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакции E_a. Катализатор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции. Количество катализатора, в отличие от других реагентов, после реакции не изменяется. Обеспечивая более быстрый путь для реакции, катализатор реагирует с исходным веществом, получившееся промежуточное соединение подвергается превращениям и в конце расщепляется на продукт и катализатор. Затем катализатор снова реагирует с исходным веществом, и этот каталитический цикл многократно (до миллиона раз) повторяется.

11. Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье. Фазовое равновесие. Правило фаз? Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Равна отношению константы скорости прямой реакции (K₁) к константе скорости обратной реакции (K₂):

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ : предложенный А. Ле Шателье (1884) и термодинамически обоснованный К. Брауном (1887) принцип, согласно которому внешнее воздействие, выводящее систему из равновесия, стимулирует в ней процессы, стремящиеся ослабить результаты этого воздействия. Справедливость применения П.Л. к незамкнутым системам, каковыми являются экосистемы и биосфера в целом, дискуссионна. Тем не менее показано, что П.Л. в биосфере выполняется, в частности при анализе карбонатной системы. Равновесие фаз в термодинамике — состояние, при котором фазы в термодинамической системе находятся в состоянии теплового, механического и химического равновесия. Рассмотрим теперь систему, вообще говоря, химически неоднородную (состоящую из нескольких веществ). Пусть k — число компонентов (веществ) в системе, а n — число фаз. Условие равновесия фаз для такой системы можно записать в виде системы из k(n − 1) уравнений:

Здесь — химический потенциал для i-го компонента в j-й фазе. Он однозначно определяется давлением, температурой и концентрацией каждого компонента в фазе. Концентрации компонетнов не независимы (их сумма равна 1). Поэтому рассматриваемая система уравнений содержит неизвестных (n(k − 1) — концентрации компонентов в фазах, плюс температура и давление). Система разрешима, вообще говоря, если число уравнений не превышает числа неизвестных (система, не удовлетворяющая этому условию, также может быть разрешима, однако это исключительный случай, с которым в физике можно не считаться). Поэтому

• ,отсюда
• ,

то есть число фаз в равновесной  системе может превышать число  компонентов не более, чем на два. Последнее неравенство называется правилом фаз Гиббса. В частном случае для однокомпонентной (химически однородной системы) оно превращается в условие n<3.

12. Растворы. Растворимость  газов, жидкостей, твердых тел  в жидкостях. Способы выражения  концентрации растворов. Термодинамика растворения? Раствор — гомогенная (однородная) смесь, образованная не менее чем двумя компонентами, один из которых называется растворителем, а другой растворимым веществом, это также система переменного состава, находящаяся в состоянии химического равновесия. Растворимость газов в жидкостях зависит природы газа и жидкости, давления, температуры, концентрации растворенных в жидкости веществ . Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот. Системы жидкость - жидкость: жидкости смешиваются друг с другом во всех отношениях; жидкости практически нерастворимы друг в друге (вода-ртуть); жидкости частично растворимы друг в друге. С ростом т-ры взаимная растворимость жидкостей увеличивается . Растворимость твердых веществ в жидкостях определяется природой веществ и существенно зависит от температуры. Полярные растворители хорошо растворяют полярные вещества и плохо – неполярные, и наоборот. Растворимость при увеличении температуры может увеличиваться либо уменьшаться (согласно принципу Ле Шателье). В зависимости от цели для выражения концентрации растворов используются разные единицы измерения — весовой и объёмный процент, молярность, моляльность, г/л, мольная доля и др. Моляльность — количество растворённого вещества в 1000 г растворителя.