Метод вс

Для решения задачи по характеристике молекулы методом ВС необходимо:

– составить электронные формулы атомов элементов;

– выбрать валентные электроны;

– распределить их по квантовым ячейкам;

– выбрать неспаренные электроны;

– нарисовать схему перекрывания орбиталей, соответствующих этим неспаренным электронам;

– определить геометрическую форму молекулы.

Гибридизация атомных орбиталей

Исходные орбитали	Тип гибрида	Геометрическая форма
↑ ↑	sp	линейная
↑ ↑ ↑	sp2	плоская треугольная
↑ ↑ ↑ ↑	sp3	тетраэдрическая

Метод мо

Связывающие орбитали – повышенная электронная плотность между ядрами, разрыхляющие орбитали – минимальная электронная плотность в межъядерном пространстве.

Порядок связи в молекуле – разность между числом электронов, занимающих связывающие и разрыхляющие орбитали, делённая на 2.

Энергетическая диаграмма уровней: слева и справа – исходные атом­ные орбитали, в центре – образующиеся молекулярные орбитали, заполненные соответствующим числом электронов.

Обозначения молекулярных орбиталей: σ, π (связывающие) и σ*, π* (разрыхляющие).

Электронная формула молекулы: составляется по тем же правилам, что и электронная формула атома.

Например, для водорода (σ1s)². Здесь: σ- тип молекулярной орбитали, 1s- тип атомных орбиталей, из которых она получена, верхний индекс (2) – число электронов, которую эту молекулярную орбиталь занимают.

4. Химическая термодинамика

Термодинамические функции состояния: Н (энтальпия), S (энтропия) и G (свободная энергия Гиббса или термодинамический потенциал).

Изменение термодинамических функций состояния в ходе химической реакции не зависит от пути этой реакции, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Вычисление ΔН, ΔS, ΔG для реакции общего вида аА + bВ = сС + dD производят по формулам:

Δφ = (сφ_C + dφ_D) - (аφ_А + bφ_B),

где φ – любая из трех функций Н, S или G.

Для стандартных значений:

ΔН° = (сΔH_f°_C + dΔH_f°_D) - (aΔH_f°_A + bΔH_f°_B),

ΔS° = (cS°_C + dS°_D) - (aS°_A + bS°_B),

ΔG° = (cΔG_f°_C + dΔG_f°_D)- (aΔG_f°_A + bΔG_f°_B),

где ΔH_f°_C, ΔH_f°_D, ΔH_f°_A, ΔH_f°_B – стандартные энтальпии образования веществ С, D, А, В;

S°_C, S°_D, S°_A, S°_B – стандартные энтропии веществ С, D, А, В ;

ΔG_f°_C, ΔG_f°_D, ΔG_f°_A, ΔG_f°_B – стандартные свободные энергии образования веществ С, D, А, В.

Величину ΔG° рациональнее вычислять по формуле:

ΔG° = ΔH°– TΔS°,

(при этом для стандартных условий (°) Т = 298 К или 25°С, р = 1 атм = 101325 Па ≈ 10⁵ Па и с = 1 моль/л).

Термодинамическая функция (обозначение) и ее размерность	Обозначение изменения величины в ходе химической реакции	Что характеризует
Энтальпия (Н), кДж/моль	ΔН	величину теплового эффекта химической реакции
Энтропия (S), Дж/моль·К	ΔS	изменение степени неупорядоченности состояния системы
Свободная энергия Гиббса (G), кДж/моль	ΔG	принципиальную возможность самопроизвольного протекания реакции в данном направлении.

Экзотермическая реакция: ΔН<0, выделение тепла.

Эндотермическая реакция: ΔН>0, поглощение тепла.

Возрастание неупорядоченности (уменьшение упорядоченности) состояния системы: ΔS°>0. Примеры: превращения твердых веществ в жидкие или газообразные; превращения жидких веществ в газообразные; газовые реакции, сопровождающиеся увеличением количеств газообразных веществ.

Уменьшение неупорядоченности (возрастание упорядоченности) состояния системы: ΔS°<0. Примеры: превращения газообразных или жидких веществ в твердые; газовые реакции, сопровождающиеся уменьшением количеств газообразных веществ.

Критерии самопроизвольного протекания процесса:

1. ΔG°<0, данная химическая реакция принципиально осуществима при стандартных условиях;

2. ΔG°>0, данная химическая реакция принципиально неосуществима при стандартных условиях (происходит обратная реакция);

3. ΔG°=0, состояние химического равновесия.