1. Размеры атомов и ионов. Ионный, ковалентный, металлический и вандерваальсов радиусы.

Размер атома определить сложно. Резкой границы между атомом и окружающим его пространством не существует, поэтому размер атома можно определить по расстоянию между ядрами соседних атомов,образ. ков.связь.

Радиус атома–расстояние между атомным ядром и само дальней из стабильных орбит электронной оболочке дан.атома.Уменьшается по периоду,т.к. усиливаются силы кулоновского взаимодействиямежду возраст.зарядом ядра и электроном.Увеличивается по группам,т.к. растёт число энерг.уровней.

Радиус иона нельзя измерить точно(нет чётких границ). Размер иона определяется ионным радиусом.

Ионный-это одна из двух частей межъядерного расстояния между соседними одноатомными(простыми) ионами в кристаллическом ионном соединении (соли

Вандерваальсов-равен половине межядерного расстояния между несвязанными атомами;хар-ет минимально допустимое расстояние между атомами, принадлеж.разным молекулам

,ковалентный (равен половине межъядерного расстояние (длины связи)между двумя одинаковыми атомами связанными ковалентой связью, он короче чем вандерваальсов радиус),

металлический (равен половине межъядерного расстояния между двумя соединенными ионами в крист. решетке металла),

2. Функции состояния системы. Энтальпия. Правила термохимии. Закон Гесса.

Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G. Их изменение в ходе химических реакций характеризуют энергетику системы. Перечисленные свойства системы зависят от температуры, давления, концентрации, поэтому они называются функциями состояния, не зависят от пути процесса и определяются только конечным и начальным состояниями системы.

Энтальпия системы - однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением H=U+PV, где V – объем системы. В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса: Q=/\H, /\H=/\U+P/\V. Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0. Уравнения химических реакций с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Пользуясь табличными значениями можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений, испльзуя закон Г. И. Гесса «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое». Следствия:1.Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов. 2. Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей E_св исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.3.Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.

Следствия: 1)Теплота образования в-ва не зависит от способа его получения. 2)тепловой эффект хим.реакции = сумме теплот образовавшихся продуктов р-ии. Из вышесказанного видно, что закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими, т. е. складывать и вычитать их, если термодинамические функции относятся к одинаковым условиям