Шпаргалка: Шпаргалка по Химии 5

Енéргія іонізáціі — найменша енергія потрібна для того, щоб вирвати електрон із фізичної системи й віднести його на нескінченну віддаль.

Спорі́дненість до електро́на —енергія, необхідна для того, щоб забрати електрон у однократно від'ємно зарядженого іона.

Спорідненість до електрона в підгрупі зменшується, а в періоді спостерігається більш його складна зміна. Найбільшу спорідненість до електрона мають р-електрони сьомої групи, яким до завершення рівня не вистачає одного електрона. Найменшу спорідненість мають р-електрони восьмої групи та атоми з конфігурацією s² (Be, Mg, Zn). Вимірюється спорідненість до електрона в тих самих одиницях, що й енергія іонізації.

Розрізняють тверді розчинизаміщення, впровадження і віднімання. При утворенні твердих розчинів заміщення у вузлах кристалічної решітки даної речовини атоми, молекули і іони заміщаються частками іншої речовини.Тверді розчини впровадження виходять шляхом впровадження частинок однієї речовини в міжвузля кристалічної решітки іншої речовини. Тверді розчини віднімання виходять при випаданні деяких атомів з кристалічної комірки. Фізична теорія розчинів розглядає процес розчинення як хаотичний розподіл частинок розчиненої речовини в індиферентному середовищі. Згідно з хімічною теорією розчинів між компонентами розчину відбувається хімічна взаємодія. В спектрах атомів більш складних, ніж водень, постійні електронні рівні можуть складатися з декількох близько розташованих підрівнів: s-, p-, d- та f-. Квантова теорія - це лише атома. Квантова модель зручна тим, що дозволяє передбачати багато, навіть ще не відкритих властивостей різних елементів. Ква́нтова меха́ніка — фундаментальна фізична теорія, що в описі мікроскопічних об'єктів розширює, уточнює і поєднує результати класичної механіки і класичної електродинаміки. Для знаходження квантування енергії скористаємося квантуванням момента імпульса: прирівнюючи класичний та квантовий моменти імпульса, знаходимо квантування швидкостей на борівських орбітах:

Властивості розчинів неелектролітів: зниження тиску насичених парів розчинника над розчином,зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчину.

Температура кипіння розчину нелеткої сполуки завжди вища, ніж t^о кипіння розчинника. Різниця між температурами кипіння розчину і розчинника називається підвищенням t^о кипіння: ∆Т_{кип =} Т – Т_0. Температура замерзання розчину нелеткої речовини завжди нижча, ніж температура замерзання чистого розчинника. Різницю t^о замерзання чистого розчинника і розчину називають зниженням t^о замерзання: ∆Т_{зам =} Т₀ – Т

Константа дисоціації є кількісною мірою дисоціації електроліту. Чим більше значення К _Д електроліту, тим краще він дисоціює у розчині і тим більша концентрація його іонів.

Значення константи дисоціації залежить від природи електроліту, природи розчинника і температури.

Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь електролітичної дисоціації. Ступінь дисоціації дорівнює відношенню числа молекул електроліту, які розпалися у розчині на іони, до загального числа розчиненних молекул.

Осмос — спонтанний перехід, однобічна дифузія через напівпроникну перегородку (мембрану), яка відокремлює розчин від чистого розчинника або розчину меншої концентрації.

закон Вант-Гоффа : осмотичний тиск розчину дорівнює тому тиску, яке виробляло б розчинена речовина, якщо б воно у вигляді ідеального газу займала обсяг, що дорівнює об'єму розчину при тій же температурі.

Оскільки теплота хімічного процесу залежить від умов його перебігу, тому розрізняють ізобарний і ізохорний теплові (енергетичні) ефекти реакції .

Ізобарним тепловим ефектом реакції Qp, називають теплоту хімічного процесу, що відбувається при p=const і рівності температур початкового і кінцевого станів системи Т₁ = Т₂ . Ізохорним тепловим ефектом реакції Qv називають теплоту хімічного процесу, що відбувається при V=constТ₁ = Т₂ .Ізохорні реакції проводять в геометрично замкнутих ємкостях – калориметричних бомбах.

Енергія Гіббса - це термодинамічний потенціал такого вигляду: G = U + PV – TS, де U - внутрішня енергія, P - тиск, V - об'єм, T - абсолютна температура, S - ентропія.Енергію Гіббса можна розуміти як повну хімічну енергію системи. У хімічних процесах одночасно діють два протилежні фактори - ентропійний (T ΔS ) і ентальпійний (ΔH ). Сумарний ефект цих протилежних факторів у процесах, що перебігають при постійному тиску і температурі, визначає зміна енергії Гіббса.

Утворення комплексних сполук згідно методу валентного зв ’ язку та теорії кристалічного поля.

Центральний атом є акцептором, а ліганди — донорами електронних пар; при утворенні комплексу між ними виникає ковалентний зв’язок за донорно-акцепторним механізмом унаслідок перекривання заселених електронних орбіталей лігандів із вакантними орбіталями центрального атома. Ліганди, зв’язані з центральним атомом, утворюють внутрішню координаційну сферу, яка існує в розчині та розплаві й дисоціює як дуже слабкий електроліт. Аніони або катіони утворюють зовнішню сферу.

У процесах розчинення, у хімічних реакціях, у структурі кристалу комплекс виступає як самостійна одиниця, яка утворена з реально існуючих простіших частинок і здатна самостійно існувати.

Станда́ртные состоя́ния — в химической термодинамике условно принятые состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов при оценке термодинамических величин.

В стандартных состояниях значения термодинамических величин называют «стандартными» и обозначают нулем в верхнем индексе например: G⁰ , H⁰ , m⁰ — это соответственно стандартные энергия Гиббса, энтальпия, химический потенциал вещества.Стандартна ентальпія ( теплова функція ) утворення речовини - це зміна ентальпії в процесі утворення даної речовини, що перебуває в стандартному стані з термодинамічне стабільних форм простих речовин, що також перебувають у стандартних станах.Стандартна ентальпія

згоряння (∆_H ⁰ _зг )– змінна ентальпії при згорянні 1 моль речовини за стандартних умов.

Ентропія, як міра невпорядкованості. Наприклад, розподіл молекул ідеального газу. У випадку ідеального газу найбільш імовірним станом, відповідним максимуму ентропії, буде рівномірний розподіл молекул. При цьому реалізується і максимальна "невпорядкованість", тому що при цьому будуть максимальні можливості конфігурації. Проблеми починаються в двох випадках:

*коли починають змішувати різні розуміння безладу, і ентропія стає мірою безладу взагалі;

*коли поняття ентропії застосовується для систем, не є термодинамічними.

Ентроп́і йний фактор — в термодинаміці міра енергії у

термодинамічній системі, яка не може бути використана для виконання роботи.Ентальпі́йний фактор - термодинамічний потенціал, що характеризує стан термодинамічної системи при виборі як основних незалежних змінних ентропії (S) і тиску (P).

Всі окислювально-відновні реакції можна розділити на наступні типи :

1. Реакції міжатомного і міжмолекулярного окислювання-відновлення - обмін електронами відбувається між різними атомами, чи молекулами іонами. Наприклад: 2Ca+O₂ = 2CaO

2. Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовідновлення).Наприклад: Cl₂ +2NaOH ----- NaCl +NaCl

3. Реакції внутрімолекулярного окислювання-відновлення. У цих реакціях односкладова частина молекули виконує функцію окислювача, а інша відновлювача. Наприклад: 4KСlO₃ = KСlO₄ + KCl

У кислому середовищі надлишкові атоми Оксигену зв’язують Н⁺ — на кожний надлишковий атом Оксигену додають два Н⁺ , а в другу частину рівняння — відповідну кількість Н₂ О.У лужному чи нейтральному середовищі , надлишкові атоми Оксигену зв’язують Н₂ О — на кожний надлишковий атом Оксигену додають молекулу Н₂ О, а у протилежний бік рівняння — вдвічі більшу кількість ОН^– :

Константа хімічної рівноваги дорівнює відношенню константи швидкості прямої реакції до константи швидкості зворотної реакції.

--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--