3.3 Контрольные вопросы для самопроверки

1. Может ли химическая связь между атомами осуществляться одним электроном?

2. Какими показателями характеризуют химическую связь?

3. Может ли длина связи быть равной сумме радиусов двух изолированных атомов, вступающих в связь?

4. Чем должны обладать химические частицы для установления между собой химической связи по ковалентному механизму?

5. Чем определяется валентность элемента в конкретном соединении?

6. Каким образом должны располагаться две р-орбитали соседних атомов, если они участвуют в образовании: а) σ-связи; б) π-связи?

7. Могут ли s-орбитали соседних атомов быть причиной образования π-связи между этими атомами?

8. Что такое гибридизация? Какие атомные орбитали могут гибридизировать?

9. В чем состоит главная причина гибридизации атомных орбиталей, участвующих в образовании химических связей?

10. Какой тип гибридизации атомных орбиталей наиболее часто осуществляется в неорганических соединениях?

11. Что является мерой полярности химической связи? Какая связь называется ковалентной полярной, неполярной, ионной?

12. Что такое электроотрицательность элемента? Как изменяется электроотрицательность элементов в периода и группах в периодической системе?

13. Объясните на примерах, что такое насыщаемость, направленность и поляризуемость химической связи?

14. Охарактеризуйте известные вам виды межмолекулярного взаимодействия.

15. Охарактеризуйте отличительные физические свойства веществ, которые имеют: а) молекулярную кристаллическую решетку; б) ионную кристаллическую решетку; в) атомную кристаллическую решетку; г) металлическую кристаллическую решетку.

Тема 4. Закономерности химических процессов

4.1 Термодинамика

Термодинамика – наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохранения энергии. Термодинамика устанавливает направление самопроизвольного течения химических реакций при данных условиях. При химических реакциях рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Сумма энергий связей после реакции всегда сопровождается выделением или поглощением энергии, причем формы её различны.

Термохимия – раздел термодинамики, посвященный изучению тепловых эффектов реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянных температуре и давлении, называют энтальпией реакции (ΔН) и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж).

Для экзотермических реакций ΔН  0, для эндотермических - Н > 0. Энтальпию образования 1 моль данного вещества из простых веществ, измеренную при температуре 298 К (25˚С) и давлении 101,825 кПа (1 атм), называют стандартной Н˚₂₉₈ (кДж/моль). Энтальпии простых веществ условно принимают равными нулю.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции (Н_х.р.) равен сумме теплот образования Н_обр. продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции:

Н_х.р.=  Н_обр.^прод. -  Н_обр.^исх..

В термохимических уравнениях указывают значение энтальпии химической реакции Н_х.р.. При этом у формулы каждого вещества указывают его физическое состояние: газообразное (г), жидкое (ж), твердое кристаллическое (к).

В термохимических уравнениях тепловые эффекты реакций дают в расчете на 1 моль исходного или конечного вещества. Поэтому здесь допускаются дробные коэффициенты.

Тенденцию к беспорядку характеризует величина, названная энтропией S [Дж/(моль^.К)]. Она является мерой неупорядоченности системы. Энтропия пропорциональна количеству вещества и возрастает с увеличением движения частиц при нагревании, испарении, плавлении, расширении газа, ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы: конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация и т.п. – ведут к уменьшению энтропии. Энтропия – функция состояния, т.е. S_х.р.=  S^прод. -  S^исх..

Общая движущая сила процесса складывается из двух сил: стремления к упорядочению (Н) и стремления к беспорядку (S). При р = const и Т = const общую движущую силу процесса (G) можно представить следующим образом:

G = Н – Т ^. S.

Энергия Гиббса G, или изобарно-изотермический потенциал, также подчиняется следствию закона Гесса:

G_х.р.=  G_обр.^прод. -  G_обр.^исх..

Самопроизвольно протекают процессы, идущие в сторону уменьшения любого потенциала и, в частности, в сторону уменьшения G. При состоянии равновесия G = 0; Н = Т ^. S температура начала равновесной реакции равна:

Н

Т_равн = ^______.

S

При решении задач этого раздела см. прил.4 .