Объяснение: Науку про взаємні перетворення різних видів енергії називають термодинамікою. Термодинаміка встановлює закони цих перетворень, а також напрямок самодовільного перебігу різних процесів у даних умовах.
Хімічна термодинаміка вивчає рівновагу хімічних реакцій, фазові переходи і фазовий стан, вивчає наскільки повно відбувається реакція, передбачає можливість здійснення тієї чи іншої реакції.
Розділ термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, називають термохімією.
Стан системи визначається її термодинамічними параметрами або функціями. Основні термодинамічні функції:
U – внутрішня енергія (сукупність всіх видів енергій частинок в системі, це є частина її повної енергії);
Н – теплоємність (ентальпія), Н = U + PV;
S – ентропія: ΔS = QT/T = ΔH/T;
G – ізобарно-ізотермічний потенціал або енергія Гіббса (вільна енергія): G = H – TS;
А – енергія Гемгольца: А = U – TS.
За будь-якого процесу гається закон збереження енергії. Теплота Q, яка поглинається системою, витрачається на зміну її внутрішньої енергії ΔU і на виконання роботи А:
Q = ΔU + A.
За хімічних реакцій А – це робота проти зовнішнього тиску, тобто у першому наближенні А = рΔV, де ΔV – зміна об’єму системи (V2 – V1). Оскільки більшість хімічних реакцій відбувається за постійного тиску, то для ізобарно-ізотермічного процесу (р = const; T = const) теплота Qp=ΔU+pΔV звідки Qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1) або Qp=(U2+pV2)–(U1+pV1). Суму (U + pV) позначаємо через Н, тоді Qp = H2 – H1 = ΔH. Величину Н називають ентальпією. Ентальпія, як і внутрішня енергія, є функцією стану. Теплота реакції в ізохорно-ізотермічному процесі (V = const; T = const), за якого ΔV = 0, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи QV = ΔU.
Теплоти хімічних процесів, які протікають за p, V = const і V, T = const, називають тепловими ефектами.
Хімічні реакції, в яких ентальпія системи зменшується (ΔН < 0) або збільшується (ΔН > 0), називаються екзо- і ендотермічними відповідно. Величину теплового ефекту реакції вказують у вигляді зміни ентальпії ΔН (для екзотермічних реакцій -ΔН, для ендотермічних +ΔН), наприклад:
Количество протонов и электронов равно атомному номеру.Заряд ядра представлен в числе протонов.Соответственно,электронов будет столько,сколько протонов или заряд ядра.
У самого первого элемента третьего периода Na-11 электронов;соответсвенно у него расположение электронов будет равно 2,8,1;так как у него первая группа,означает 1 электрон на внешнем(третьем) уровне.Самый первый уровень будет заполнен двумя атомами.Соответсвенно,чтобы получилось 11,нужно добавить 8,8 электронов по максимуму на втором энергетическом уровне.Значит,и у других элементов будет возрастать количество электронов на внешнем уровне,но второй будет заполнен.
Объяснение: Науку про взаємні перетворення різних видів енергії називають термодинамікою. Термодинаміка встановлює закони цих перетворень, а також напрямок самодовільного перебігу різних процесів у даних умовах.
Хімічна термодинаміка вивчає рівновагу хімічних реакцій, фазові переходи і фазовий стан, вивчає наскільки повно відбувається реакція, передбачає можливість здійснення тієї чи іншої реакції.
Розділ термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, називають термохімією.
Стан системи визначається її термодинамічними параметрами або функціями. Основні термодинамічні функції:
U – внутрішня енергія (сукупність всіх видів енергій частинок в системі, це є частина її повної енергії);
Н – теплоємність (ентальпія), Н = U + PV;
S – ентропія: ΔS = QT/T = ΔH/T;
G – ізобарно-ізотермічний потенціал або енергія Гіббса (вільна енергія): G = H – TS;
А – енергія Гемгольца: А = U – TS.
За будь-якого процесу гається закон збереження енергії. Теплота Q, яка поглинається системою, витрачається на зміну її внутрішньої енергії ΔU і на виконання роботи А:
Q = ΔU + A.
За хімічних реакцій А – це робота проти зовнішнього тиску, тобто у першому наближенні А = рΔV, де ΔV – зміна об’єму системи (V2 – V1). Оскільки більшість хімічних реакцій відбувається за постійного тиску, то для ізобарно-ізотермічного процесу (р = const; T = const) теплота Qp=ΔU+pΔV звідки Qp = (U2 – U1) + p(V2 – V1) або Qp=(U2+pV2)–(U1+pV1). Суму (U + pV) позначаємо через Н, тоді Qp = H2 – H1 = ΔH. Величину Н називають ентальпією. Ентальпія, як і внутрішня енергія, є функцією стану. Теплота реакції в ізохорно-ізотермічному процесі (V = const; T = const), за якого ΔV = 0, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи QV = ΔU.
Теплоти хімічних процесів, які протікають за p, V = const і V, T = const, називають тепловими ефектами.
Хімічні реакції, в яких ентальпія системи зменшується (ΔН < 0) або збільшується (ΔН > 0), називаються екзо- і ендотермічними відповідно. Величину теплового ефекту реакції вказують у вигляді зміни ентальпії ΔН (для екзотермічних реакцій -ΔН, для ендотермічних +ΔН), наприклад:
С6Н6 (р) + 7,5О2 (г) = 6СО2 (г) + 3Н2О (р);
2С (графіт) + Н2 = С2Н2;
верные утверждения:2);4).
Объяснение:
Количество протонов и электронов равно атомному номеру.Заряд ядра представлен в числе протонов.Соответственно,электронов будет столько,сколько протонов или заряд ядра.
У самого первого элемента третьего периода Na-11 электронов;соответсвенно у него расположение электронов будет равно 2,8,1;так как у него первая группа,означает 1 электрон на внешнем(третьем) уровне.Самый первый уровень будет заполнен двумя атомами.Соответсвенно,чтобы получилось 11,нужно добавить 8,8 электронов по максимуму на втором энергетическом уровне.Значит,и у других элементов будет возрастать количество электронов на внешнем уровне,но второй будет заполнен.