630

общим количеством одиночных электронов в возбужденном состоянии и, как правило, соответствует номеру группы.

4.По наличию свободных орбиталей на внешнем энергетическом уровне определить возможность распаривания электронных пар, т. е. перехода атома в возбужденное состояние. По количеству неподеленных электронных пар определить количество возбужденных состояний.

5.Указать степени окисления, соответствующие каждой валентности. Степень окисления – это формальный заряд, который принял бы атом, если бы отдал или присоединил соответствующее количество электронов.

-отрицательная степень окисления характерна только для неметаллов, как правило, соответствует минимальной валентности (исключение – главная подгруппа IV группы);

-положительные степени окисления соответствуют всем валентностям элемента.

6.Дать примеры простейших соединений элемента соответственно каждой степени окисления:

-для отрицательной степени окисления – соединение с водородом;

-для положительных – с кислородом.

7.Указать характер оксидов: кислотный, основной или амфотерный. Учесть, что у d-элементов низший оксид имеет основной характер, высший – кислотный, а промежуточные – амфотерный. Написать формулы и названия соответствующих гидроксидов.

Пример 1. Элемент s- семейства – магний.

12Mg 1s22s22p63s2.

Mg - металл, так как на внешнем уровне 2 электрона.

Mg может иметь одно возбужденное состояние. В возбужденном состоянии два неспаренных электрона, следовательно, валентность равна 2. Ей соответствует степень окисления +2.

22

Пример соединения Mg+2O-2 – основной оксид. Ему соответствует Mg(OH)2 – гидроксид магния.

Пример 2. Элемент p- семейства – сера.

16S 1s22s22p63s23p4.

S – неметалл, так как на внешнем уровне более 4 электронов (6 электронов).

Минимальная валетность (Min B) = 2.

Степень окисления –2, +2. Примеры соединений: H2+1S-2, (S+2O-2 – неустойчив).

Атом серы может иметь два возбужденных состояния (две неподеленных электронных пары на внешнем уровне).

Валентность = 4, степень окисления +4. S+4O2-2 – кислотный ок-

Максимальная валентность (Max B) = 6, так как больше возбуждение невозможно, степень окисления +6. S+6O3-2 – кислотный оксид; H2SO4 – серная кислота.

Пример 3. Элемент d- семейства – железо.

26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2.

Металл, так как на внешнем уровне два электрона.

23

Возможно одно возбужденное состояние, так как неподеленная электронная пара на d- подуровне не может распариваться из-за отсутствия свободных орбиталей на 3-м энергетическом уровне, а переход на другой энергетический уровень

Вопросы для самопроверки

1.Перечислите известные вам элементарные частицы, укажите их заряд, массу, устойчивость.

2.Во сколько раз различаются размеры ядер, атомов, молекул?

3.Какая модель строения атома принята в настоящее время?

4.Что вы знаете о строении ядра атома?

5.Что вы знаете о двойственной природе элементарных частиц?

6.В чем сущность принципа неопределенности?

7.Какие квантовые числа характеризуют энергию электрона в атоме в отсутствие внешних электрических и магнитных полей?

8.Сколько электронов, в соответствии с принципом Паули, может размещаться на одной орбитали? на данном подуровне? уровне?

24

9.В чем сущность правила Хунда?

10.Каков порядок заполнения орбиталей?

11.Какова форма s-, р- и d-электронных облаков?

12.Как определить принадлежность элемента к тому или другому электронному семейству?

13.Идентичны ли понятия «завершенная оболочка» и «устойчивая оболочка»?

14.Чему равен угол между р-орбиталями в атоме?

15.Дайте современную формулировку периодического закона. Как Д. И. Менделеев формулировал периодический закон?

16.Что такое энергия ионизации? сродство к электрону? электроотрицательность?

17.Как изменяются металлические свойства элементов в периодах и группах периодической системы?

18.Как изменяется характер гидроксидов элементов в периодах и группах периодической системы?

25

3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ

ЛИТЕРАТУРА: [2-4].

Физические и химические свойства веществ всегда связаны с характером взаимодействия атомов в молекулах этих веществ, а также с межмолекулярным взаимодействием. Проблема химической связи, таким образом, является центральной проблемой химии. Химическая связь обусловлена взаимодействием атомов, возникающим при перекрывании электронных облаков, которое сопровождается уменьшением энергии вновь образующейся системы – молекулы. Описание природы химической связи для предсказания свойств веществ – сложная задача. Обычно пользуются моделями, в которых проводится упрощение проблемы. Наиболее простое объяснение химической связи связано с рассмотрением электростатического взаимодействия частиц. Полезно проследить особенности такого взаимодействия в выделенных трех типах связей – ионной, ковалентной, металлической.

Необходимо четко разграничивать некоторые понятия, связанные с различными типами связей.

Валентность – способность атома к образованию химических связей. Количественно валентность характеризуют числом химических связей, которое образует данный атом. В настоящее время дать определение понятию «валентность», более детально раскрывающему смысл способности атома к присоединению других атомов, невозможно вследствие сложности химической связи. Невозможно количественно охарактеризовать валентность в соединениях с мостиковыми связями, такими как диборан B2H6, в карбонилах типа Fe(CO)5, в π-комплексах, таких, как дибензолхром Cr (C6H6)2 или в кластерах, подобных Re2Cl8.

Остановимся на понятиях, которые можно считать частью общего понятия «валентность».

Ковалентность – количество химических связей, возникающих за счет обобщенных электронных пар. Ковалентность закономерно изменяется в зависимости от положения элемента

26

в периодической системе. Величины ковалентности можно оценить на основе теории спин-валентности.

Электровалентность – характеризует образование ионных связей. Электровалентность элемента численно равна заряду его иона для вещества с ионным типом связи.

Степень окисления – условный заряд, который принял бы атом, если бы отдал или присоединил соответствующее число электронов. Если атом отдает электроны, степень окисления получается положительная, если принимает – отрицательная. Степень окисления имеет большое значение для описания окислительновосстановительных процессов, составления материального баланса.

Обратите также внимание на такие характеристики химической связи как длина связи, энергия связи, распределение и пространственная направленность электронного облака, образующего связи, углы между связями.

Вопросы для самопроверки

1.Охарактеризуйте виды химической связи: ионную, ковалентную.

2.Каков механизм образования ковалентной связи - обменный и донорно-акцепторный?

3.Что такое σ- и π- связи?

4.От чего зависит прочность ковалентной связи?

5.Охарактеризуйте свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность и полярность.

6.От каких факторов зависит полярность связи? Полярность молекулы?

7.Перечислите особенности ковалентной связи в сравнении с ионной связью. В каких молекулах преобладает ионная связь?

8.Что такое металлическая связь? Почему металлы пластичны, хорошо проводят тепло и электрический ток?

9.Каковы особенности водородной связи?

27

4. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ЛИТЕРАТУРА: [2,3]

Тепловой эффект и изменение энтальпии в химической реакции

При прохождении большинства химических реакций температура в системе (система – тело или группа тел, обособленных от окружающей среды) уменьшается или возрастает. Это значит, что в ходе реакции теплота поглощается или выделяется.

Н2 + 1/2О2 = Н2О + 241,6 кДж/моль (+Q);

1/2N2O4 = NO2 – 58,1 кДж/моль (-Q).

Такой способ написания уравнений реакции называется

термохимическим, а сами уравнения - термохимическими.

Количество выделившейся или поглотившейся в реакции теплоты (Q) зависит от относительного запаса энергии продуктов реакции

иисходных веществ.

Втермодинамике тепловой эффект реакции принято выражать через энтальпию.

Энтальпия (Н) – это свойство вещества, мера энергии, накапливаемая веществом при его образовании. Энтальпия – это теплосодержание.

Н – изменение теплосодержания. Если Н<0 – энергия выделя-

(стандартные условия: t = 250C = 298 K; p = 1 атм = 0,1 МПа). Нобр. простых веществ, устойчивых в стандартных условиях, условно принимают равной 0 (графит (С), ромбическая сера (S), жидкий бром (Br2), кристаллический йод (I2) и др.). Н зависит от

агрегатного состояния вещества.

28

Тепловой эффект химической реакции (ΔНх.р.) равен сумме теплот образования конечных продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования начальных веществ (следствие из закона Гесса):

= - 1636 - (-635 - 911,6) = - 1636 + 1546,6 = - 89,4 кДж/моль.

Энтропия. Энергия Гиббса. Направление химических реакций

На протекающие в природе процессы оказывают влияние две движущие силы – стремление перейти в состояние с наименьшим запасом энергии, что приводит к выделению тепла (ΔН < 0), и стремление перейти в состояние наибольшего беспорядка (∆S > 0).

Энтропия (S) - это энергия, которая затрачивается на хаотическое, беспорядочное движение частиц в системе, количественная мера беспорядка: ∆S – изменение энтропии.

При изменении агрегатного состояния: твердое → жидкое → газообразное увеличивается беспорядок, т. е. увеличивается энтропия, ∆S > 0. В реакции же 2СО + О2 = 2СО2 происходит уменьшение объема – увеличивается порядок, следовательно, происходит уменьшение энтропии ∆S < 0.

В химических реакциях одновременно изменяются энергия системы и ее энтропия. Реакция протекает в том направлении, при котором происходит уменьшение свободной энергии систе-

мы, называемой также энергией Гиббса или изобарно–

изотермическим потенциалом (G).

Изменение энергии Гиббса ∆G вычисляется по формуле:

∆G = ∆H − T∆S.

29

где ∆H – изменение энтальпии – количество выделившегося или поглощенного тепла в процессе реакции – имеет порядок

40– 400 кДж/моль;

Т– абсолютная температура;

∆S - изменение энтропии, имеет порядок 4-120 Дж/моль, на порядок меньше ∆Н.

Если ∆G < 0 – реакция возможна;

∆G > 0 – самопроизвольное протекание процесса невозможно;

∆G = 0 – система находится в состоянии равновесия. Любая система стремится к возрастанию энтропии и уменьшению энтальпии.

Если реакция протекает при низкой температуре (близкой к 0 по К), то ∆G будет зависеть в основном от ∆Н. При высоких температурах (Т > 1000 К) произведение Т∆S становится больше ∆Н и вероятность реакции также увеличивается. Таким образом, чем меньше ∆Н и больше Т∆S, тем меньше значение ∆G, а вероятность реакции больше.

Для веществ, находящихся в стандартных условиях (Т=298 К,

р = 0,1 МПа), рассчитаны стандартные величины ∆Н0298, S0298, ∆G0298. Пользуясь этими величинами (Приложение табл. 6), мож-

но рассчитать возможность протекания химических реакций, тепловой эффект, энергию связей простых молекул.

∆G химических реакций можно рассчитать по формуле:

∆G = ∑∆G0обр. продуктов − ∑∆G0обр. исходных реакции веществ

Вопросы для самопроверки

1.Что такое термохимическое уравнение?

2.Что такое энтальпия? Чем ∆H отличается от Q?

3.Как рассчитать тепловой эффект химической реакции?

4.Что такое энтропия?

5.Какие 2 величины влияют на направление химической реакции?

6.Энергия Гиббса ∆G и возможность протекания химических процессов.

30

5. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ЛИТЕРАТУРА: [1-4].

Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических превращений. Скорость гомогенной реакции измеряется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Она зависит от многих факторов, важнейшими из которых являются: природа реагирующих веществ, их концентрация, температура, давление (для газов), катализаторы.

Основной закон химической кинетики - закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов

Если m∙A + n∙B = C, то V k CAm CBn ,

где k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции, зависящей от природы реагирующих веществ.

СА и СВ – концентрации веществ, могут обозначаться так-

же [A] и [B];

m и n – коэффициенты в уравнении реакции.

В химической кинетике принято использовать молярные концентрации реагирующих веществ, то есть выражать их количеством молей в 1 литре системы. Как вы знаете, 1 моль любого вещества содержит 6,02·1023 молекул (число Авогадро), поэтому, при известной концентрации вещества в молях, мы всегда можем представить себе число реагирующих частиц и их соотношения в реакции.

На основе закона действия масс рассматривается и состояние равновесия в обратимых процессах. В этом состоянии скорость прямой реакции равна скорости обратного процесса. Именно поэтому количества конечных продуктов, образующихся в ходе прямой реакции, равны их количествам, превращающимся в исходные вещества. Концентрации всех реагирующих веществ остаются неизменными.

31