- •Вопрос 1.
- •Вопрос 3.
- •Вопрос 4.
- •Вопрос 2.
- •Вопрос 6.
- •Вопрос 8.
- •Вопрос 9.
- •Вопрос 10.
- •Вопрос 11.
- •Вопрос 12.
- •Вопрос 14.
- •Вопрос 16.
- •Вопрос 17.
- •Вопрос 18.
- •Вопрос 19.
- •Вопрос 20.
- •Вопрос 27.
- •Вопрос 21.
- •Вопрос 22.
- •Вопрос 23.
- •Вопрос 24.
- •Вопрос 25.
- •Вопрос 28.
- •Вопрос 29.
- •Вопрос 30.
- •Вопрос 31и 33
- •Вопрос 32.
- •Вопрос 34 и 35.(не нашел и нету в лекциях)
- •Вопрос 36.
- •Вопрос 37.
- •Вопрос 38.
- •Вопрос 44.
- •Вопрос 39.
- •Вопрос 40.
- •Вопрос 41.
- •Вопрос 42.
- •Вопрос 43.
- •Вопрос 45.
- •Вопрос 46.
- •Вопрос 47.
- •Вопрос 48.
Вопрос 41.
Виды гибридизации
sp-гибридизация
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. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.
sp2-гибридизация
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. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей
sp3-гибридизация
sp3-гибридизация
Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
Вопрос 42.
Обратимые и необратимые химические реакции Реакция называется необратимой, если в результате образуются газ, осадок или слабодиссицирующие вещество, например, вода. Например, реакция: HСℓ + NaOH = NaСℓ + H2O. Химическая реакция не всегда «доходит до конца», другими словами, исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции. Это происходит потому, что по мере накопления продуктов реакции могут создаваться условия для протекания реакции в противоположенном направлении. Химические реакции, которые могут идти и в противоположенных направлениях, называются обратимыми. Например, реакция получения аммиака: N2(t) + 3H2(t) 2NH3 Состояние, в котором скорость обратной реакции становится равной скорости прямой реакции, называется химическим равновесием.Принцип Ле Шателье Состояния химического равновесия при неизменных внешних условиях могут сохраняться бесконечно долго. В реальной действительности при изменении температуры, давления или концентрации реагентов «равновесие» может сместиться в ту или иную сторону. Согласно принципу Ле Шателье внешнее воздействие на систему, находящуюся в равновесии, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется. Таким образом, внешнее воздействие на систему изменяет соотношение между скоростями прямого и обратного процесса, благопрепятствуя тому из них, который противодействует внешнему влиянию. Например, в реакции получения аммиака, чтобы увеличить выход продукта (аммиака) надо увеличить давление. При этом равновесие нарушается – увеличивается скорость прямой реакции. Тепловой эффект реакции Для каждого химического соединения теплота разложения равна теплоте его образования, но имеет противоположенный знак. Так при разложении 1 моля метана на углерод и водород поглощается 49 кДж теплоты: CH4 C + 2H2 – 49 кДж; А при соединении углерода и водорода выделяется 49 кДж теплоты: C + 2H2 CH4 + 49 кДж.
Х имическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентарции водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NH3].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р.
Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. dG = 0 Константа химического равновесия. dG° = -RT ln([L]l [M]m / [D]d [В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, d и b показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учеными К.Гульдбергом и П.Вааге (1867). Закон действующих масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = const является величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: закон действующих масс имеет вид: Kc= [NH3]2/[N2][H2]3