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 розчини заміщення, 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 tо кипіння розчинника. Різниця між температурами кипіння розчину і розчинника називається підвищенням tо кипіння: ∆Ткип = Т – Т0. Температура замерзання розчину нелеткої речовини завжди нижча, ніж температура замерзання чистого розчинника. Різницю tо замерзання чистого розчинника і розчину називають зниженням tо замерзання: ∆Тзам = Т0 – Т 

Константа дисоціації є кількісною мірою дисоціації електроліту. Чим більше значення КД 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=const  Т1 = 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 (TΔS) 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 (∆H0зг)– 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.

Ентроп́ійний 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 Н2О.У лужному чи нейтральному середовищі, надлишкові  атоми Оксигену зв’язують Н2О — на кожний надлишковий атом Оксигену додають молекулу Н2О, а у протилежний бік рівняння — вдвічі більшу кількість ОН–:

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

Ступенем гідролізу називається відношення кількості гідролізованої солі до загальної кількості розчиненої солі. 



Стан рівноваги гідролізу залежить від природи солі, її концентрації у розчині та температури.

Теорія розчинів сильних електролітів. У водних розчинах сильні електроліти практично повністю дисоційовані. І на відміну від розчинів слабких електролітів їх розчини містять значно більше число іонів.  Це приводить до сильної міжіонної взаємодії. Внаслідок біля кожного іона знаходяться переважно іони протилежного знаку: утворюються іонні пари, триплети і “іонні атмосфери”.  Якщо користуватися значеннями активностей замість концентрацій, то закон діючих мас можна застосовувати до сильних електролітів і концентрованих розчинів слабких електролітів. Для таких розчинів константу рівноваги слід виражати через активності.

Обмінні реакції в розчинах електролітів. Реакції між іонами відбуваються лише тоді, коли внаслідок їхньої взаємодії утворюється малорозчинна або летка сполука або слабкий електроліт. утворення малодисоційованої сполуки - це звичайні реакції нейтралізації, які є зворотними відносно реакції дисоціації води, і утворення слабкої кислоти або слабкої основи. Правило Бертоллє: реакції обміну протікають тільки тоді, коли утворюється малорастворимое з'єднання (осад), Легколетюча речовина (газ), або малодіссоціірующее з'єднання (дуже слабкий електроліт, в тому числі і вода). У таких випадках реакції будуть практично не оборотні.



Протонна теорія кислот і основ Бренстеда. Хоча назва розглянутої теорії підкреслює виключно роль протона, маються на увазі всі можливі ядра атома водню: протонів, дейтронів і тритон. За цією теорією, кислота і основа становлять пов'язану пару і пов'язані рівнянням: кислота D основа + протон. 

У розчинах протон не може існувати у вільному вигляді, він з'єднується з молекулами розчинника. У розрахунках зазвичай приймають, що протон знаходиться у воді у вигляді іонів гідроксиду Н3О +



Ебуліоскопічна та кріоскопічна сталі вказують на підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання розчину з концентрацією Ст = 1 моль/кг. Оскільки для таких концентрованих розчинів рівняння не придатні, то сталі Е і К є екстраполяційними, тобто їх визначають експериментально для розведених розчинів із перерахунком на один моль розчиненої речовини.

Ебуліоскопічна та кріоскопічна сталі, залежать лише від властивостей розчинника — його температури кипіння (замерзання) Тк(3), молярної маси М і теплоти випаровування (плавлення) ΔНвип(пл), але не залежать від властивостей розчиненої речовини.

	Ке =0,52кгК/моль – ебуліоскопічна стала

	Кк =1,86кгК/моль – кріоскопічна стала



Електронегативність - фундаментальна хімічна властивість 

атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі 

притягувати до себе спільні 

електронні пари. Електричний дипольний момент- сума добутків величин зарядів на їхні радіус-вектори. Природними одиницями вимірювання дипольного заряду в системі СІ є кулон на метр. Ковалентні зв’язки можуть бути полярними і неполярними. Полярними є такі зв’язки, в яких центри ваги позитивних та негативних зарядів не співпадають. Неполярні зв’язки виникають між однаковими атомами в цілком симетричних молекулах, в яких центр симетрії збігається з серединою розглянутого зв’язку, наприклад: CCl3-CCl3

Електронна будова комплексних сполук. 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. Останнім часом хімія і біологія комплексних сполук переживає період інтенсивного розвитку: синтез, дослідження взаємозалежності їх складу, будови, фізико-хімічних і біологічних властивостей та методи їх практичного застосування.

Існує певний набір станів, кожен із яких має певне значення енергії. Стан із найменшою енергією називається основним станом. Інші стани називаються збудженими. Атом перебуває в збудженому стані скінченний час, випромінюючи рано чи пізно квант електромагнітного поля (фотон) і переходячи в основний стан. В основному стані атом може перебувати довго. Щоб збудитися, йому потрібна зовнішня енергія, яка може надійти до нього тільки із зовнішнього середовища. Атом випромінює чи поглинає світло лише певних частот, які відповідають різниці енергій його станів. Правило Гунда : заповнення електронами осередків p-, d-і f-підрівнів спочатку відбувається неспареними електронами, і лише після такого заповнення підрівня починається входження в осередки другий електронів (з протилежними спиновими квантовими числами).

Теорія кислот і основ. Згідно цієї теорії термін 'твердий' стосується малих частинок, котрі мають високий заряд та не схильні до поляризації; 'м'який' — великих частинок, що знаходяться на нижчих або нульовому ступені окислення та схильні до поляризації.

Електронна теорія Льюіса. зовнішня електронна оболонка атома найбільш стабільна, якщо в ній міститься вісім електронів. Це було суто емпіричне спостереження, не засноване на будь-яких розрахунках, але так було зручно пояснювати багато хімічних явищ.

Активність іонів означає ефективну умовну концентрацію, згідно з якою іони діють у хімічних реакціях. 

Відношення активності іонів до концентрації розчинів називають коефіцієнтом активності та позначають f.

Активність іонів залежить від природи електроліту, температури та іонної сили розчину μ. Іонна сила дорівнює напівсумі добутку молярних концентрацій усіх іонів у розчині на квадрати їх зарядів.

Хімі́чний зв'язо́к — взаємодія між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі.

Види хімічних зв’язків: ковалентний зв'язок, йонний зв'язок, металічний зв'язок. Згідно з теорією хімічного зв’язку найбільшу міцність мають зовнішні оболонки, які складаються з двох або восьми електронів. При утворенні молекули в ході хімічної реакції атоми намагаються набути стійку восьмиелектронну або двохелектронну оболонку. Таким чином хімічні зв’язки утворюються завдяки зсуву або перенесенню електронів від одного атома до іншого.



Швидкість хімічної реакції-зміна концентрації реагента або продукту реакції за одиницю часу.

Швидкість хімічної реакції залежить від: температури (у разі підвищення температури на кожні 10 °С швидкість реакції зростає у два-чотири рази), природи реагентів, концентрації реагентів (Закон діючих мас), опромінення, присутності каталізатора. 

Закон діючих мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна концентрації реагуючих речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів. В стані хімічної рівноваги при фіксованій температурі й тиску вільна енергія Гібса повинна мати мінімальне значення.

Метод молекулярних орбіталей. Метод валентних зв'язків побудований на ідеї утворення електронних пар молоефективний при розгляді молекул з непарним числом електронів. 

Метод молекулярних орбіталей приводить до тих же результатів, що і метод валентних зв'язків, але має деякі переваги. Основна ідея методу МОЛКАО полягає в розгляді руху електрона в молекулі аналогічна тому як і в окремих атомах. Тому вводяться поняття молекулярної орбіталі, квантові числа, що характеризують стан електронів у молекулі і под.

В методі МО вважається, що даний електрон рухається в молекулі в полі кількох ядер. Стан електрона, коли він перебуває у одного з ядер (А), описується хвильовою функцією А, якщо електрон знаходиться біля другого ядра В, то його стан описується функцією В. Якщо електрон розміщується десь біля ядер А і В, то стан електрона в цьому випадку можна описати з допомогою лінійної комбінації атомних орбіталей