Білет 2 питання1

Періоди́чна систе́ма елеме́нтів - класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону.

Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Be…) утворюють 7 періодів. Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (напр., у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність). Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів

Формулювання Періодичного закону, яке було вперше введене Д. І. Мен­делєєвим:Фізичні й хімічні властивості елементів, що виявляються у властивостях простих іскладних тіл, перебувають у періодичній залежності від їх атомної маси.

Фізичний зміст Періодичного закону. В атомах елементів із зростанням порядкового номера відбувається збільшення кількості протонів у ядрі й електронів, що обертаються навколо ядра. При цьому періодично повторюється будова зовнішнього енергетичного рівня. Оскільки властивості елементів багато в чому залежать від числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, то й вони періодично повторюються.

Атом- мікрочастинка, яка складається з ядра, що вміщує протони і нейтрони, і електронів, які утворюють зовнішню оболонку

Квантові числа - параметри, що визначають електронну структуру і властивості електронів  атома

n - головне квантове число; визначає енергетичний рівень і енергію електрона

n = 1, 2, ...[1]... ;

l - орбітальне квантове число; визначає енергетичний підрівень, форму орбіталі і енергію електрона

l = 0, 1, ...[1]... n-1;

m_l - магнітне квантове число; визначає просторову орієнтацію атомних орбіта лей

m_l = -1... [1]...+1;

m_s - спінове квантове число; визначає власний механічний і магнітний момент електрона

m_s = -1/2 або +1/2

Кількість енергетичних підрівнів на енергетичному рівні дорівнює n. Кількість орбіталей на енергетичному підрівні дорівнює 2l  + 1.Електронна ємність енергетичного підрівня дорівнює 2·(2l  + 1).

Принцип Паулі -  в атомі не може бути двох або більше електронів з однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел. Правило Гунда - сумарне спінове число електронів на даному підрівні повинне бути максимальним. Правило Клечковського - енергетичні підрівні заповнюються у порядку зростання величиниn+l, а при рівних значеннях  - у порядку зростання величини n.

Білет 2 питання3

Ентроп́ія S — в термодинаміці міра енергії у термодинамічній системі, яка не може бути використана для виконання роботи. Вона також є мірою безладдя, присутнього в системі.

Рудольф Клаузіус визначив зміну ентропії термодинамічної системи при оборотному процесі як відношення загальної кількості теплоти ΔQ, отриманої або втраченої системою, до величини абсолютної температури T: Зв'язок між теплоємністю та ентропією дається формуою Згідно з визначенням Больцмана, ентропія є функцією стану. Більш того, оскільки (Ω) може бути тільки натуральним числом (1,2,3.), ентропія повинна бути додатньою — виходячи з властивостей логарифма Ентропія є екстенсивною величиною(залежить від маси і об'єму системи), тому сумарна ентропія двох систем S = S₁ + S₂

Ентальпі́я (або теплова функція, від грец.  «нагріваю») — термодинамічний потенціал, що характеризує стан термодинамічної системи при виборі як основних незалежних змінних ентропії (S) і тиску (P). Ентальпія — адитивна функція, тобто ентальпія всієї системи дорівнює сумі ентальпій її складових частин. Із внутрішньою енергією E системи ентальпія зв'язана співвідношенням: , Ентальпія залежить від тиску й ентропії системи, тобто при незмінних N і x_i її повний диференціал дорівнює: . Ентальпія використовується для опису ізобарних процесів, тобто процесів, які відбуваються при сталому тиску. Якщо процес проходить при сталому тиску, то приріст ентальпії дорівнює переданій тілу теплоті dQ = TdS. Тож, , .

Вільна енергія Гіббса (або потенціал Гіббса,)- це термодинамічний потенціал такого вигляду: Енергію Гіббса можна розуміти як повну хімічну енергію системи (кристала, рідини і т.п.)

Класичним визначенням енергії Гіббса є вираз

Диференціал енергії Гіббса для системи з постійним числом частинок, виражений у власних змінних - через тиск p і температуру T:

Для системи із змінним числом частинок цей диференціал записується так:

Тут μ - хімічний потенціал, який можна визначити як енергію, яку необхідно затратити, щоб додати в систему ще одну частку.