Квантово-механическая модель строения атома. Корпускулярно-волновые свойства электрона: уравнение Де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга (стр. 2 )

13.  Ионная связь и её свойства. Ионные кристаллы.

Ионная связь осуществляется, как электростатическое притяжение противоположно заряженных ионов (простых или сложных). Принято считать связь ионной, если разность электроотрицательностей элементов больше 1,9. Ионная связь, как правило, образуется между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. По этой причине посредством ионной связи образуются ионные кристаллы. Состав ионного соединения AnBm отражает только соотношение между числом катионов Am+ и анионов Bn-. Ионные кристаллы, кристаллы, в которых сцепление частиц обусловлено преимущественно ионными химическими связями. Ионные кристаллы могут состоять как из одноатомных, так и из многоатомных ионов.

14.  Типы межмолекулярных взаимодействий.

Межмолекулярные взаимодействия (ММВ) обусловлены электромагнитными полями атомных ядер и электронов молекул. Все ММВ можно условно разделить на 2 группы: универсальные и специфические. Универсальные взаимодействия проявляются во всех молекулах без исключения. Эти взаимодействия часто называют силами Ван-дер-Ваальса. Среди универсальных сил выделяют 4 составляющих: ориентационные, индукционные и дисперсные силы притяжения.

Ориентационное взаимодействие (диполь-дипольное взаимодействие) возникает только в полярных веществах, молекулы которых представляют собой диполи. При сближении полярные молекулы ориентируются противоположно заряженными сторонами диполей.

Индукционное взаимодействие связано с процессами поляризации неполярных молекул диполями окружающей среды. Образуется наведенный или индуцированный диполь. Подобное взаимодействие может наблюдаться и для полярных частиц.

Дисперсионное взаимодействие возникает при взаимодействии любых атомов и молекул независимо от их строения и полярности. Силы дисперсионного взаимодействия универсальны. Основа такого взаимодействия в представлении о синхронизации движения мгновенных диполей взаимодействующих частиц.

15.  Водородная связь и её влияние на физические свойства вещества.

Водородная связь носит промежуточный характер между ковалентным и межмолекулярным взаимодействием. Водородная связь носит в некоторой степени характер донорно-акцепторной связи, и характеризуется насыщаемостью и направленностью. Водородная связь оказывает существенное влияние на структуру вещества и на его физические и химические свойства. Многие физические свойства веществ с водородной связью выпадают из общего ряда закономерностей в ряду аналогов. Например, элементы вторичной структуры (α-спирали, β-складки) в молекулах белков стабилизированы водородными связями. Водородные связи во многом обусловливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды карбоновых кислот, сложные эфиры). Аномально высокая электропроводность и теплоёмкость воды, а также теплопроводность многоатомных спиртов обеспечивается многочисленными водородными связями. Одна молекула воды может образовать до четырёх классических водородных связей с соседями. Водородные связи повышают температуру кипения, вязкость и поверхностное натяжение жидкостей. Помимо повышенной температуры кипения водородные связи проявляются также при формировании кристаллической структуры вещества, повышая его температуру плавления.

16.  Термохимические уравнения. Закон Гесса, следствия из него. Энтальпия.

Уравнения химических реакций, в которых указываются агрегатные состояния веществ, количества и тепловые эффекты, называются термохимическими. Для возможности сопоставления энергетических эффектов различных процессов их принято измерять в стандартных условиях: химически чистые вещества, при температуре 25°С (298 К) и давлении в 1 атм. 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.

Следствия из закона Гесса 
- Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции 
- Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты. 
- Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты. 
- Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю. Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю) – это однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, которая связана с внутренней энергией U соотношением 

H = U + PV

Энтальпия это состояние человека при притоке и оттоке денег. А энтропия это степень неспособности вернуться в то состояние когда деньги еще были. Чем меньше осталось денег до получки., тем выше, больше энтропия!

17.  Направление осуществления химических реакций. Энтропия. Энергия Гиббса.

Направление самопроизвольного протекания химических реакций и определяется совокупным действием двух факторов: тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния. ЭНТРОПИЯ, функция состояния S термодинамич. системы, изменение которой dS для бесконечно малого обратимого изменения состояния системы равно отношению кол-ва теплоты полученного системой в этом процессе (или отнятого от системы), к абс. т-ре Т:

Результат действия энтальпийного (ΔН) и энтропийного (TΔS) факторов отражает термодинамический потенциал. В условиях постоянных температуры и давления этот потенциал называется энергией Гиббса G или изобарно–изотермическим потенциалом:

ΔG = ΔН – TΔS. Изменение энергии Гиббса (ΔG) является мерой самопроизвольного протекания химической реакции: реакция может протекать самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса (ΔG=G2–G1<0) Как и в случае ΔН и ΔS изменение энергии Гиббса (ΔG) в результате химической реакции не зависит от пути процесса. Стандартное изменение энергии Гиббса (ΔGо) в ходе реакции равно:

∆Gº = Σnпрод ∆Gºобр.(прод.) – Σnисх ∆Gºобр.(исх.),

где ∆Gºобр.(прод.) и ∆Gºобр.(исх.) – стандартные энергии Гиббса образования продуктов и исходных реагентов [кДж/моль], соответственно.

18.  Понятие о скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Влияние концентраций на скорость реакции.

Гомогенная система состоит из одной фазы, а гетерогенная – из нескольких фаз. Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции, за единицу времени в единице объёма системы. То есть скорость гомогенной реакции (υгомоген) определяется как изменение концентрации (ΔС) реагирующих веществ за единицу времени (Δτ).

υгомоген = ± Δn/(Δτ·V) = ± ΔC/Δτ, [моль/(л·с)], где Δn – количество вещества, моль; Δτ - время реакции, с; V - объем реакционной смеси, л; ΔC - изменение молярной концентрации, [моль/л].

Скоростью гетерогенной реакции (υгетерог) называется количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз:

υгетерог = ±Δn/(Δτ·S), [моль/(с·м2)], где S - площадь поверхности раздела фаз, м2

К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакции, относятся следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, природа растворителя, присутствие в системе катализаторов или ингибиторов. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, в степенях, численно равных коэффициентам в уравнении реакции.

19.  Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.

Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10°С скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза: , где υ2 и υ1 – скорости реакции при температурах T2 и T1, соответственно; γ – температурный коэффициент скорости реакции (для большинства реакций он равен от 2 до 4). Более точно зависимость константы скорости от температуры описывается уравнением Аррениуса: k = A·exp-Eа/RT, где k – константа скорости реакции, А – предэкспоненциальная постоянная, Ea – энергия активации для данного процесса, R - универсальная газовая постоянная, T - температура, K.