Свойства атома

По определению, любые два атома с одним и тем же числом протонов в их ядрах относятся к одному химическому элементу. Атомы с одним и тем же количеством протонов, но разным количеством нейтронов называют изотопами данного элемента.

Масса

Атомная масса. Поскольку наибольший вклад в массу атома вносят протоны и нейтроны, суммарное число этих частиц называют массовым числом. Массу покоя атома часто выражают в атомных единицах массы (а. е. м.). Так как массы даже самых тяжёлых атомов в обычных единицах (например, в граммах) очень малы, то в химии для измерения этих масс используют моли. В одном моле любого вещества по определению содержится одно и то же число атомов. Это число (число Авогадро) выбрано таким образом, что если масса элемента равна 1 а. е. м., то моль атомов этого элемента будет иметь массу 1 г. Например, углерод имеет массу 12 а. е. м., поэтому 1 моль углерода весит 12 г.

Размер

Радиус атома. Атомы не имеют отчётливо выраженной внешней границы, поэтому их размеры определяются по расстоянию между ядрами соседних атомов, которые образовали химическую связь (Ковалентный радиус) или по расстоянию до самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома (Радиус атома). Радиус зависит от положения атома в периодической системе, вида химической связи, числа ближайших атомов (координационного числа) и квантово-механического свойства, известного как спин. В периодической системе элементов размер атома увеличивается при движении сверху вниз по столбцу и уменьшается при движении по строке слева направо. Соответственно, самый маленький атом — это атом гелия, а самый большой — атом цезия.

Энергетические уровни

Когда электрон находится в связанном состоянии в атоме, он обладает потенциальной энергией, которая обратно пропорциональна его расстоянию от ядра. Эта энергия обычно измеряется в электронвольтах (эВ) и равна энергии, которую надо передать электрону, чтобы сделать его свободным (оторвать от атома). Согласно квантовомеханической модели атома связанный электрон может занимать только дискретный набор разрешённых энергетических уровней — состояний с определённой энергией

Для перехода электрона с одного энергетического уровня на другой нужно передать ему или отнять у него энергию. Это происходит путём соответственно поглощения или испускания фотона, причём энергия этого фотона равна абсолютной величине разности энергий начального и конечного уровней электрона. Энергия испущенного фотона пропорциональна его частоте, поэтому переходы между разными энергетическими уровнями проявляются в различных областях электромагнитного спектра. Каждый элемент имеет уникальный спектр испускания, который зависит от заряда ядра, заполнения электронных подоболочек, взаимодействия электронов, а также других факторов.

Валентность

Внешняя электронная оболочка атома, если она не полностью заполнена, называется валентной оболочкой, а электроны этой оболочки называются валентными электронами. Число валентных электронов определяет то, как атом связывается с другими атомами посредством химической связи. Путём образования химических связей атомы стремятся заполнить свои внешние валентные оболочки.

Чтобы показать повторяющиеся химические свойства химических элементов, их упорядочивают в виде периодической таблицы. Элементы с одинаковым числом валентных электронов формируют группу, которая изображается в таблице в виде столбца (движение по горизонтальному ряду соответствуют заполнению валентной оболочки электронами). Элементы, находящиеся в самом правом столбце таблицы, имеют полностью заполненную электронами внешнюю оболочку, поэтому они отличаются крайне низкой химической активностью и называются инертными или благородными газами.

Энергией сродства атома к электрону, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе 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). Э + e− = Э− + ε Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).

Энтальпия, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенном постоянном давлении.

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 и другим термодинамическим потенциалам — имеет вполне определенное значение для каждого состояния, т. е. является функцией состояния. Следовательно, в процессе изменения состояния Изменение энтальпии (или Тепловой эффект химической реакции) не зависит от пути процесса, определяясь только начальным и конечным состоянием системы. Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра, являющегося функцией состояния, равно нулю, отсюда . Все химические реакции сопровождаются выделением (экзотермические) или поглощением (эндотермические) тепла. Мерой теплоты реакции служит изменение энтальпии ΔН, которая соответствует теплообмену при постоянном давлении. В случае экзотермических реакций система теряет тепло и ΔН — величина отрицательная. В случае эндотермических реакций система поглощает тепло и ΔН — величина положительная.

Первый закон термохимии (Лавуазье и Лаплас, 1780—1784): тепловой эффект образования данного соединения в точности равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения. Из закона Лавуазье—Лапласа следует невозможность построить вечный двигатель I рода, использующий энергию химических реакций.

Второй закон термохимии (Г. И. Гесс, 1840): тепловой эффект химической реакции не зависит от характера и последовательности отдельных ее стадий и определяется только начальными и конечными продуктами реакции и их физическим состоянием (при p=const или при v=const). Г. И. Гесс первый принял во внимание физическое состояние реагирующих веществ, так как теплоты изменения агрегатных состояний веществ накладываются на тепловой эффект реакции, увеличивая или уменьшая его. Утверждение закона Гесса о том, что тепловой эффект процесса не зависит от его отдельных стадий и их последовательности, дает возможность рассчитывать тепловые эффекты реакций для случаев, когда их определить экспериментально или очень трудно, или вообще невозможно. Применение закона Гесса чрезвычайно расширило возможности термохимии, позволяя производить точные расчеты тепловых эффектов образования целого ряда веществ, опытные данные по которым получить было трудно. Закон Гесса в наши дни применяют главным образом для расчета термодинамических функций—энтальпий, которые сейчас используются для термохимических расчетов. Термохимия, исторически сложившаяся раньше термодинамики, в настоящее время претерпела некоторые изменения и стала разделом химической термодинамики.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3 Вопрос

Химическая связь - это совокупность сил обуславливающих связь между атомами химических соединений.Причиной образования хим. соединений является стремление каждого атома завершить свой ВЭУ т.е. приобрести устойчивую дуплетную(2е) или октетную(8е) конфигурацию.

1)Ковалентная связь- это связь между 2 атомами образованными общими электронными парами. Существует 2 способа образования ковалентной связи:

А)обменный механизм- оба атома дают по одному неспареному электрону для образования общей пары.

Б)донорно-акцепторный механизм-один из атомов(донор) предоставляет неподеленную электронную пару, а другой атом(акцептор) принимает эту пару.

Различают полярную и неполярную ковалентную связь:

А)неполярная ковал. Связь образуется между атома ми одного элемента неметалла H2,N2,Cl2.

Б)полярная ковал. Связь образована при помощи разных элементов неметаллов. Электроотрицательность- это способность атома притягивать к себе общие электроны химической связи.Чем больше разница в ЭО атомов тем более полярна ковалентная связь.

Свойства ковалентной связи:1)высокая прочность2)насыщаемость, обусловлена способностью атомов образовывать лишь определенное число ковалентных связей равное валентности3)направляемость, обусловлена гибридизацией.

2)Ионная связь- это связь между противоположно заряженными ионами за счет их электростатического притяжения,ионная связь образуется между металлом и неметаллом с высокой ЭО.

Свойства ионных соединений:1)чрезвычайно прочны в кристаллическом состоянии2)имеют высокие Т плавления и кипения3)легко диссоциируют в водных растворах.

3)Металическая связь-это химическая связь в металлах между ионами металлов в узлах кристаллической решетки и относительно свободными валентными электронами.

Свойства металлической связи:1)металлический блеск2)пластичность3)теплопроводность4)электропроводность.

4)водородная связь- это слабая химическая связь между атомами H и элементов с высокой ЭО.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

4 Вопрос

Энергетика химических реакций.

Внутренняя энергия- функция состояния системы являющаяся совокупностью всех видов энергии и составляющих ее частиц. Она складывается из кинетической энергии движения частиц и потенциальной энергии их взаимодействия.

Первое начало термодинамики (зк. Сохранения энергии): энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.

Следствия из первого начала:1-полная энергия изолированной системы является неизменной при любых протекающих в ней процессах.2-теплота сообщаемая системой расходуется на изменение ее внутренней энергии и на совершение ею работы против внешних сил.Q=/_\U+A/

Энтальпия-это функция состояния системы равная внутренней энергии+ работа расширения.

Законы термохимии:

1.Закон лавуазье-лапласа:тепло, необходимое для разложения химического соединения = теплоте его образования.

2.Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции протекающей при постоянных давлении и объеме, не зависит от пути реакции, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.

1-е следствие из закона Гесса- тепловой эффект образования 1 моль соедиения из данных исходных соединений при заданных температуре и давлении не зависит от способа его получения.

2-е следствие- изменение энтальпии(тепловой эффект химической реакции)= сумме энтальпий образования продуктов- сумма энтальпий образования исходных веществ.

3-е следствие- Q реакции=сумме теплот сгорания исходных веществ- сумма теплот сгорания продуктов реакции.

Энтропия- функция состояния введенная для оценки беспорядка в системе.

1)энтропия принимает только положительные значения, не равные нулю

2)энтропия сложной системы=сумме энтропий

3) чем больше беспорядок в системе тем большее значение S ему соответствует.

4)Sтв<Sж<Sгз

5)все процессы, приводящие к увеличению числа частиц и их подвижности, сопровождаются увеличением энтропии.

Второе начало термодинамики: в изолированной системе самопроизвольные процессы могут протекать в направлении увеличения энтропии.

Третье начало термодинамики: Приращение энтропии при абсолютном нуле температуры стремится к конечному пределу, не зависящему от того, в каком равновесном состоянии находится система.

Условия протекания самопроизвольного процесса:1)Н<0,S>0. G<0 при любой температуре2)Н<0,S<0.G<0 при низких температурах3)H>0,S>0. G<0 при высоких температурах.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

5 Вопрос

Кинетика химических реакций. 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.

1) 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.

2) Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура (правило Вант-Гоффа) и площадь поверхности раздела фаз.

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

6 Вопрос

Химическое равновесие.

Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём 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. 1)

2) Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении - в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении - в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции - в сторону исходных веществ.

S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия.

Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

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

Принцип применим к равновесию любой природы: механическому, тепловому, химическому, электрическому.

Дата добавления: 2015-07-25