Энтропия и её изменение при химических процессах. Вычисление изменения энтропии.
Квантовое число Описание Значения Главное n Энергетический уровень орбитали Положительные целые числа: 1, 2, 3.. Орбитальн l Форма орбитали Целые числа от 0 до n-1 Квантовое m Ориентация Целые числа от -l до +l Спиновое ms Спин электрона +½ и -½
Квантово- механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Порядок заполнения орбиталей электронами.
В основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны
Атомная орбиталь— пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.
Порядок заполнения орбиталей электронами.Электроны стараются занят свободные энергетические уровни.
Основные типы химической связи. Характеристика химической связи. Энергия связи. Длина связи.
теории валентности- в соответствии с которой атомы, образуя связи, стремятся к достижению наиболее устойчивой (т. е. имеющей наименьшую энергию) электронной конфигурации. При этом электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными.
Существенной характеристикой химической связи является ее прочность
Энергия связи — это работа, необходимая для разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества.
Электроотрицательность — это способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов.
Энергия ионизации — это энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома.
Длина связи (нм) – расстояние между ядрами в том или ином соединении.
|
|
|
В большинстве случаев - чем больше энергия связи, тем меньше длина связи.
Ковалентная (полярная, неполярная) связь. Механизмы образования ковалентной связи.
КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КНС) - образуют атомы одного и того же химического элемента - неметалла (Например, H2, O2, О3).
Механизм образования связи.
Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Электронная пара принадлежит в равной мере обоим атомам.
КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КПС) - образуют атомы разных неметаллов, отличающихся по значениям электроотрицательности (Например, HCl, H2O).
Механизм образования связи.
Каждый атом неметалла отдает в общее пользование другому атому свои наружные не спаренные электроны. Образуются общие электронные пары. Общая электронная пара смещена к более электроотрицательному элементу.
5.Типы химической связи. Ионная, металлическая связи.-Ковалентная-Ионная-Металлическая-Водородная.
|
|
|
Ионная связь -Если от атома отделяется один или несколько электронов, то его заряд становится положительным. Если, напротив, атом принимает электроны, то он становится электрически отрицательным.Возникшие при отдаче или приеме электронов положительные или отрицательные частички называют ИОНАМИ.
Металлическая связь— связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них.
Основные виды взаимодействия молекул. Силы межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь.
Межмолекулярные взаимодействия, взаимодействия молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей
Виды межмолекулярных взаимодействий.Основу межмолекулярных взаимодействий составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. По мере развития представлений о строении атома и квантовой механики, было выяснено, что между молекулами вещества одновременно действуют силы притяжения и силы отталкивания.
Водородная связь. Структурным элементом, оказывающим значительное влияние на свойства многих веществ, является водородная связь. При определённых условиях атом водорода может быть связан довольно прочно с двумя др. атомами. Имея лишь одну стабильную орбиталь, атом водорода способен образовывать только одну ковалентную связь.
7.Комплексные соединения. Строение, номенклатура, применение.
Комплексными называются соединения, в узлах кристаллических решеток которых размещаются сложные ионы, построенные за счет координации определенных частиц вокруг центрального атома (иона) и способные к самостоятельному существованию при переходе вещества в растворенное или расплавленное состояние.
1. В молекуле комплексного соединения атом (ион), который за счет главной и побочной валентностей координирует вокруг себя определенное количество нейтральных молекул или противоположно заряженных ионов, называется центральным атомом, или комплексообразователем.
|
|
|
2. С центральным атомом непосредственно соединяются молекулы или ионы, которые называются координированными группами, аддендами, или лигандами.
|
|
|
3. Комплексообразователь совместно с лигандами составляет внутреннюю сферу комплексного соединения, или просто комплекс, который при написании координационной формулы берется в квадратные скобки, чтобы подчеркнуть его монолитность: К3[Fe(CN)6], Na[BF4].
5. Общее количество координационных валентностей, с помощью которых комплексообразователь во внутренней сфере связан с лигандами, называется координационным числом (к.ч.).
Известны координационные числа от 1 до 9 и 12. Наиболее распространенными являются комплексные соединения с координационными валентностями 2, 4 и 6.
Применение -Комплексные соединения имеют важное значение для живых организмов (гемоглобин), Комплексные соединения находят широкое применение в различных отраслях промышленности. Химические методы извлечения металлов из руд связаны с образованием КС. Широкое применение комплексные соединения получили в аналитической химии в качестве индикаторов.
Многие КС обладают каталитической активностью, поэтому их широко используют в неорганическом и органическом синтезах.
8.Энергетические эффекты в химических реакциях. Внутренняя энергия. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования химических соединений.
Данные об энергетических эффектах используются для выяснения направленности химических процессов, для расчета энергетических балансов технологических процессов и т.д.
Внутренней энергией системы называют энергию всех видов движения и взаимодействия тел или частиц, составляющих систему
Тепловым эффектом называется суммарное количество энергии, выделенной или поглощенной системой в результате реакции, проводимой при постоянной температуре.
Энтальпия — это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.
Стандартная энтальпия образования химических соединений –изменение энтольпии реакции образования 1 моль этого вещеста из простых, находящихся в их стандартном состоянии. ΔrH0298= (сумме ΔfH0298 продукта) – (сумма исходное)
9. Термохимия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Теплотворная способность топлив.Термохимия-Раздел химии, посвящённый изучению тепловых эффектов реакций.
Закон Гесса: тепловые эффекты реакций зависят только от начального и конечного состояний веществ и не зависят от промежуточных стадий процесса.
Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен суме теплот образования получившихся веществ за вычетом суммы теплот образования исходных веществ:
Теплотворная способность топлива - количество теплоты, выделяемое при сжигании 1 кг.твердого или 1 куб.м. газообразного топлива. Теплотворность каждого вида топлива зависит:
- от его горючих составляющих: углерода, водорода, летучей горючей серы и др.; а также
- от его зольности и влажности.
Энтропия и её изменение при химических процессах. Вычисление изменения энтропии.
Если химическая реакция протекает с увеличением числа молей газов в системе, то энтропия системы возрастает, и наоборот. Для самопроизвольной химической реакции общее изменение её энтропии должно быть больше нуля. ΔS = Qобр/T(равновесное сост)
11. Энергия Гиббса и её применение при химических процессах. Условия самопроизвольного протекания химической реакции.
Энергия Гиббса-Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы
При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен.
12. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действующих масс. Константа скорости реакции.
Под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. зависит от следующих факторов: Концентрация реагирующих веществ. – чем больше – тем больше скорость
Природа реагирующих веществ Площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ.ТемператураКатализатор
Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
аА + а'А' = bB + b'B' v = k[A]x[B]w x, w –частные порядки хим реакции = a, b
Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.
13.Скорость химических реакций. Порядок и молекулярность реакций
Молекулярность реакции - это число молекул исходных веществ, принимающих участие в одном (единичном) химическом превращении
1) мономолекулярные А> С
2) бимолекулярные А + В>С или 2А > С;
3) тримолекулярные А + В + D> С или 2 А + В > С, или 3А>С.
14.Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
Зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:
lgk = Ae–Ea/RT, lgK2\K1=E\R(1\T1-1\T2)
Зависимость скорости реакции от температуры. Для большинства реакций справедливо правило Вант-Гоффа: Повышение температуры на 10К увеличивает скорость большинства реакций в 2-4 раза:
Vt2=Vt1(гамма)^(T2-T1)\10
15.Энергия активации. Активированные комплексы. Уравнение Аррениуса
Энергия активации, разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе.
В теории активированного комплекса для любой элементарной реакции предполагается, что начальная конфигурация атомов переходит в конечную в результате непрерывного изменения межъядерных расстояний
Аррениус:
lgk = Ae^–Ea/RT, lgK2\K1=E\R(1\T1-1\T2)
Дата добавления: 2018-05-02; просмотров: 1715; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!