Билет№13

Основные характеристики ковалентной связи – 1)Энергия связи – энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность. 2) Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь. 3) Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными. 4) Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей. 5) Валентный угол - Угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через центры связанных атомов.

Билет№14

Sp гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. sp²-гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов.  sp³-гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Одна s- и две p-орбитали смешиваются, и образуются три равноценные sp2-гибридные орбитали, расположенные в одной плоскости под углом 120° (выделены синим цветом). Они могут образовывать три σ-связи. Третья р-орбиталь остается негибридизованной и ориентируется перпендикулярно плоскости расположения гибридных орбиталей. Эта р-АО участвует в образовании π-связи.

sp2-Гибридизованное состояние свойственно атому, если сумма числа связанных с ним атомов и числа его неподеленных электронных пар равна 3 (примеры).

Атомы углерода в sp2-гибридном состоянии образуют такие аллотропные формы как графит, графен, фуллерены (например, C60-фуллерен, 77 Кб [Library of 3-D Molecular Structures]) и другие наноструктуры. sp2-Гибридизация характерна для атомов С, N, O и др. с двойной связью (sp2-атомы выделены красным цветом): H2C=CH2 (анимация, 21,3 Кб), H2C=CHR, R2C=NR, R-N=N-R, R2C=O, R-N=O, а также для катионов типа R3C+ и свободных радикалов R3C•.

Билет№15

Экзотермические реакции – сопровождаются выделением теплоты. Эндотермические обратно. IЗТ – Теплота подведенная к системе из вне, затрачивается на изменение её внутр. энергии и на совершения системы работы. . Измеренное значение ΔH соотносится сэнергией связи молекул следующим образом: ΔH = энергия, потраченная на разрыв связей — энергия, выделенная при образовании связей продуктов реакции. Для экзотермических реакций эта формула даёт отрицательное значение для ΔH, так как большее значение вычитается из меньшего значения. При сгорании водорода, например:2H2 + O2 → 2 H2O изменение энтальпии равно ΔH = −483.6 кДж на один моль O2.

Внутренняя энергия – это функция состояния системы существования вещества - температурой и давлением. . Внутреннюю энергию тела нельзя измерить напрямую. Можно определить только изменение внутренней энергии: где — подведённое к телу количество теплоты, измеренное в джоулях [1] — работа, совершаемая телом против внешних сил, измеренная в джоулях Термохимические ур-ия – записываются как обычные, но с указанием величины и знака теплового эффекта реакций. При этом в формуле у каждого вещ-ва обознач. его агрегатное состояние.

. Для эндотермических реакций изменение энтальпии и внутренней энергии имеют положительные значения ( ,  ), таким образом, продукты реакции содержат больше энергии, чем исходные компоненты. К эндотермическим реакциям относятся: реакции восстановления металлов из оксидов, электролиза (поглощается электрическая энергия), электролитической диссоциации (например, растворение солей в воде), ионизации, фотосинтеза.

Билет№16

Энтальпия – это тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещ-ва из простых вещ-в при станд.условиях. Закон Гесса: тепловой эффект хим. реакции не зависит от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния исходных вещ-в и конечных продуктов. Следствие закона: Тепловой эффект хим. реакции = разности сумм стандартных энтальпий образования продуктов реакции и энтальпии образования исходных вещ-в.

∆H=(∑Ʊj*∆fHпрод.р-ии)-(∑Ʊj*∆fHисх.в-в)

Билет№17

II ЗТ – Тепловую Е принципиально невозможно превратить на 100% в полезную механич. работу, часть тепловой Е расходуется на изменение состояний системы, которая описывается Энтропией. Энтропия-количественная мера беспорядка зависит от природы и агрегатного состояния вещ-ва. Энергия Гиббса- это величина, показывает изменение энергии в ходе химической реакции и дает ответ на вопрос о возможности протекания химической реакции. Критерий самопроизвольности протекания реакции: 1)∆G>0 процесс не может протекать самопроизвольно 2)∆G<0 может протекать самопроизвольно 3)∆G=0 Процесс возможен, но наступает хим. Равновесие.

Билет№18

Гомогенные(однородные) и гетерогенные (неоднородные).  В гомогенных реакциях все взаимодействующие вещества находятся в одной фазе (газовой, жидкой или твердой). В гетерогенных процессах реагенты, принимающие участие в реакции, находятся в разных фазах. скорость хим. реакции – изменение концентрации реагирующих вещ-в в единицу времени. Ʊ от C –Закон действия масс – Ʊ хим реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реаг. веще-в взятых в степенях их стехиометрических коэфицентах. Ʊ от t – Правило Вант Гоффа- При провышении t реакции на каждые 10̊, Ʊ реакции возрастает в 2-4раза. ). Примером гомогенных реакций является термическое разложение оксида азота: 2N2O5 ® 4NO2 + O2.

Гетерогенные реакции, хим. реакции с участием веществ, находящихся в различных фазах и составляющих в совокупности гетерогенную систему. Типичные гетерогенные реакции: термическое разложение солей с образованием газообразных и твердых продуктов (например, СаСО3 -> СаО + СО2), восстановление оксидов металлов водородом илиуглеродом (например, РbО + С -> Рb + СО), растворение металлов в кислотах (например, Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + Н2), взаимодействие твердых реагентов (Аl2О3 + NiO -> NiAl2O4). В особый класс выделяют гетерогенно-каталитические реакции, протекающие на поверхности катализатора, при этом реагенты и продукты могут и не находиться в разных фазах. Например, при реакции N2 + + ЗН2 -> 2NH3, протекающей на поверхности железного катализатора, реагенты и продукт реакции находятся в газовой фазе и образуют гомогенную систему.