Методические указания и контрольные задания по химии

Размещено на http://www.allbest.ru/

Методические указания и контрольные задания по химии. Екатеринбург: ГОУ ВПО «Рос. гос. проф.-пед. университет», 2009. 68 с.

Методические указания и контрольные задания по химии предназначены для студентов всех форм обучения специальностей 050501.65 - Профессиональное обучение (030500) и 060800 - Экономика и управление на предприятии (машиностроение). Они включают основной теоретический материал по всем темам курса химии, примеры решения задач, контрольные задания и необходимые справочные данные.

Составители: доцент, канд. хим. наук Слинкина М.В., канд. хим. наук Харина Г.В.

Одобрены на заседании кафедры общей химии. Протокол от 2009 , №.

Заведующий кафедрой ОХН.Т. Шардаков

Рекомендованы к печати методической комиссией

машиностроительного института ГОУ ВПО РГППУ.

Протокол от 2009 , №

Председатель методической комиссии МаИ РГППУ А.В. Песков

©ГОУ ВПО «Российский государственный профессионально-педагогический университет», 2009

©Слинкина М.В.

©Харина Г.В.

ВВЕДЕНИЕ

Самостоятельная работа студента над курсом химии предусматривает изучение программного теоретического материала по лекциям, учебникам и учебным пособиям, выполнение индивидуальной контрольной работы, подготовку к лабораторному практикуму и экзамену (зачету).

Контрольная работа по курсу химии выполняется по индивидуальному варианту, включающему 10 задач для студентов заочной формы обучения и 20 задач для студентов дневной формы обучения. К выполнению контрольной работы следует приступать только после изучения и усвоения теоретической части курса. Изучать курс химии рекомендуется по отдельным темам, причем пока не усвоена предыдущая тема, не следует переходить к изучению последующей. Далее следует разобраться с типовыми задачами по изучаемой теме, решение которых приведено в конце каждого подраздела методических указаний. Если эти задачи не вызывают у Вас затруднений, то тогда можно смело обратиться к решению задачи, предложенной в индивидуальной контрольной работе.

Обратите внимание на решение расчетных задач: оно обязательно должно включать в себя уравнения химических реакций, математические выражения законов (или принципов), которые используются для расчетов, физический смысл всех величин, входящих в эти выражения, и числовые значения используемых констант. При решении задач необходимо поэтапно приводить все математические преобразования и только потом уже давать окончательный числовой ответ.

Контрольную работу следует выполнить в отдельной тетради в 12 листов. На титульном листе необходимо указать номер варианта, который для студентов заочной формы обучения соответствует двум последним цифрам номера студенческого билета или зачетной книжки. Студентам дневной формы обучения вариант контрольной работы выдается преподавателем, который и устанавливает требования к ее выполнению. Студенты всех форм обучения при оформлении работы сначала должны записать номер задачи и ее полное условие, и только после этого изложить подробный ход решения. Контрольная работа должна быть грамотно выполнена и аккуратно оформлена, датирована, подписана студентом и затем представлена в университет на рецензирование не позднее, чем за две недели до начала сессии.

Контрольная работа, выполненная с ошибками, возвращается студенту. Ее следует доработать с учетом всех замечаний, сделанных рецензентом. Все необходимые исправления следует выполнять только в конце работы под заголовком «Работа над ошибками», исправления в тексте не допускаются.

Контрольная работа, выполненная студентом по другому варианту, на рецензирование не принимается.

1. МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ОСНОВНЫМ РАЗДЕЛАМ КУРСА ХИМИИ

1.1 Электронное строение атома

Согласно представлениям квантовой механики электрон имеет двойственную природу: он ведет себя и как частица, и как волна. Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО).

Состояние электронов в атоме определяется энергией взаимодействия электронов с ядром. Эта энергия квантована, т.е. ее величина не может быть любой, а принимает лишь определенные значения, зависящие от некоторых величин n, l, ml, которые называются квантовыми числами. Поэтому атомная орбиталь - это энергетическое состояние электрона, для которого определены значения n, l и ml.

Главное квантовое число (n) характеризует уровень энергии электронов (энергетический уровень): чем больше значение n, тем больше энергия соответствующего уровня и средний размер электронного облака. Главное квантовое число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3 …

Своими значениями главное квантовое число нумерует энергетические уровни, на которых могут находиться электроны в атоме. Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент: у атомов элементов первого периода - один энергетический уровень, второго периода - два и т.д. Каждый энергетический уровень (кроме первого) расщепляется на несколько энергетических подуровней. Эти подуровни энергий определяются орбитальным квантовым числом (l), которое характеризует также форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает значения от 0 до (n - 1): l = 0, 1, 2, 3 … (n - 1)

В зависимости от величины l подуровни энергий различаются по типам, которые обозначаются латинскими буквами. Величине l = 0 соответствует s - подуровень, 1 - p, 2 - d, 3 - f. Чем больше значение l, тем выше энергия соответствующего подуровня в пределах одного и того же энергетического уровня.

1-й уровень (n=1, l = 0) имеет s - подуровень (1s); 2-й уровень (n=2, l = 0, l = 1) имеет s- и p- подуровни (2s 2p); 3-й уровень (n=3, l = 0, l = 1, l = 2) имеет s-, p- и d-подуровни (3s3p3d) и т.д.

Магнитное квантовое число (ml) характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали. Его значения зависят от величины орбитального квантового числа: ml = - l … 0 … + l. Например, для l = 1 (р - подуровень), ml = -1, 0, 1. Число значений, принимаемых ml, определяет число АО на данном подуровне. То есть на р- подуровне имеется 3 АО , которым соответствуют три различных ориентации в пространстве, на s - подуровне (l = 0, ml = 0) - 1АО, на d (l =2, ml = -2,-1, 0, 1, 2) - 5АО и на f (l =3, ml = -3 -2,-1, 0, 1, 2, 3) - 7АО.

Для условного изображения АО принят символ квадрата называемый квантовой или электронной ячейкой.

Электрон имеет собственный магнитный и механический моменты, которые объединили общим названием «спин», и в связи с этим ввели четвертое квантовое число ms ? спиновое число, принимающее всего два значения: + Ѕ (?) и - Ѕ (v).

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней подчиняется следующим правилам.

Принцип минимума энергии заключается в том, что заполнение электронами энергетических подуровней происходит в порядке возрастания их энергии. Так как энергия электронов на подуровнях главным образом определяется квантовыми числами n и l, то в первую очередь электроны заполняют подуровень, характеризующийся наименьшей суммой (n + l). Если для двух энергетических подуровней (n + l) одинакова, то прежде всего заполняется подуровень с меньшим значением n. Эти утверждения выражает правило Клечковского, с учетом которого последовательность заполнения электронами энергетических подуровней может быть представлена в виде следующего ряда: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d ? 4f < 6p < 7s < 6d ? 5f …

Принцип Паули определяет максимальное число электронов на атомной орбитали, которое не может быть больше двух: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Поэтому если на атомной орбитали появляется второй электрон, то он будет иметь спиновое квантовое число противоположного знака. Принцип Паули позволяет определить максимальное число электронов (з) на каждом энергетическом подуровне: s - подуровень - 2 з (s2); p - подуровень - 6 з (p6); d - подуровень - 10 з (d10); f - подуровень - 14 з (f14).

Правило Гунда определяет порядок заполнения атомных орбиталей в пределах данного энергетического подуровня: атомные орбитали заполняются так, чтобы суммарное спиновое квантовое число электронов на подуровне было максимальным. Например, заселение вакантных d-АО пятью электронами возможно в только одним способом, отвечающим наименьшей энергии основного состояния d5:

Распределение электронов по различным АО называется электронной конфигурацией (электронной формулой) атома. Например, электронная конфигурация атома кислорода 1s2 2s2 2p4 , а атома натрия - 1s2 2s2 2p6 3s1.

В электронной конфигурации энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3. Каждому энергетическому уровню соответствует определенное квантовое число n = 1, 2, 3 … Энергетические подуровни обозначаются буквенными символами s, p, d, f . Каждый подуровень имеет соответствующее значение орбитального квантового числа l: s - 0, p - 1, d - 2, f - 3. Число электронов, находящихся на подуровне, изображается верхним индексом у буквенного символа, например, 1s2.

При составлении электронной конфигурации необходимо пользоваться Периодической системой Д.И. Менделеева, которая отражает электронное строение атома элемента (см. примеры решения задач).

Строение внешнего энергетического уровня, определяет химические свойства атома - способность принимать или отдавать электроны. Вступая в химическое взаимодействие, атом стремится приобрести наиболее устойчивую конфигурацию внешнего уровня - конфигурацию ближайшего к нему инертного газа: двухэлектронную - ns2 (типа He) или восьмиэлектронную - ns2np6 (любого другого газа). Атомы, которые отдают свои электроны другим атомам при химическом взаимодействии, превращаясь в положительно заряженные ионы, проявляют металлические или восстановительные свойства. Атомы, которые принимают электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы, проявляют неметаллические или окислительные свойства. Заряд образующегося иона называется степенью окисления. В Периодической системе Д.И. Менделеева все элементы делятся на металлы, неметаллы и химически инертные благородные газы (8 группа, главная подгруппа). К металлам относятся s - элементы (элементы, у которых последним заполняется s - подуровень внешнего уровня), кроме водорода и гелия; все d - и f - элементы (у них последними заполняются d - подуровень второго снаружи уровня и f - подуровень третьего снаружи уровня, соответственно); а также некоторые p - элементы (у них последним заполняется p - подуровень внешнего уровня). Среди p - элементов металлы отделены от неметаллов диагональю, проходящей от B к At, и лежат ниже этой диагонали.

Примеры решения задач

Пример 1. Какой из подуровней: 4d или 5s заполняется электронами в первую очередь?

Р е ш е н и е . Последовательность заполнения электронами подуровней в атоме определяется правилом Клечковского, которое предполагает сравнение значений суммы (n + l) для каждого из подуровней. Следовательно, надо определить сумму квантовых чисел n и l для данных подуровней: для 4d - подуровня n = 4, l = 2, n + l = 6;

для 5s - подуровня n = 5, l = 0, n + l = 5.

В первую очередь будет заполняться 5s - подуровень, так как для него значение (n + l) меньше, чем для 4d- подуровня, то есть 5s - подуровень имеет меньшее значение энергии, чем 4d- подуровень, а заполнение подуровней электронами происходит в порядке возрастания их энергии.

Пример 2. Запишите электронную конфигурацию и электронную схему строения внешнего уровня атома элемента с зарядом ядра, равным +33. Определите, какими химическими свойствами обладает атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим, атом какого элемента имеет Z = +33. Так как заряд ядра атома равен порядковому номеру N элемента в Периодической системе, то элементом с N = 33 является мышьяк (As).

2) Запишем электронную конфигурацию атома As (рассмотрим распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням). Для этого определим координаты данного элемента в Периодической системе, т.е. номер периода (арабская цифра) и номер группы (римская цифра). Группы делятся на две подгруппы - главную (обозначают символом «А») и побочную (обозначают символом «В»). Номер периода равен числу энергетических уровней в атоме, а номер группы - числу электронов на внешнем уровне (валентных электронов). Координаты As: (4, VА) т.е. элемент расположен в четвертом периоде (атом имеет четыре энергетических уровня); в пятой группе (имеет пять электронов на внешнем уровне) и главной подгруппе (р - элемент).

Число электронов в атоме равно заряду его ядра, следовательно, электронная оболочка As содержит 33 электрона. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням проводим в соответствии с порядком их заполнения, учитывая максимальное число электронов на каждом подуровне: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3

В электронной конфигурации выделим строение внешнего уровня, на котором находятся валентные электроны, способные участвовать в химическом взаимодействии - 4s2 4p3.

3) Изобразим электронную схему строения внешнего уровня, которая характеризует распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и атомным орбиталям, руководствуясь принципом Паули и правилом Гунда:4p

4) Определим химические свойства атома As.

Химические свойства атома определяются строением внешнего энергетического уровня. Вступая в химическое взаимодействие, любой атом стремится завершить внешний уровень. Атом As имеет 5 валентных электронов, поэтому завершение внешнего уровня возможно за счет присоединения трех электронов. Принимая их, атом мышьяка проявляет окислительные свойства:

As0 + 3з = As3-

4s2 4p3 4s2 4p6

Атом мышьяка может проявлять восстановительные свойства, отдавая электроны внешнего уровня - три или все пять:

As0 - 3з = As3+ As0 - 5з = As5+

4s2 4p3 4s2 4s2 4p3 3s2 3p6 3d10

Пример 3. Электронная конфигурация атома имеет вид: [Kr] 4d2 5s2. Определите, какой это элемент, и какие химические свойства проявляет атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим координаты атома данного элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева. Из электронной конфигурации атома видно, что главное квантовое число внешнего энергетического уровня равно пяти (n = 5), т.е. атом имеет пять энергетических уровней, следовательно, элемент расположен в 5-м периоде. Число валентных электронов равно четырем, значит, элемент расположен в IV группе. Так как незавершенным является d- подуровень (т.е. он заполняется последним), то мы имеем дело с d- элементом, а все d- элементы расположены в Периодической системе Д.И. Менделеева в побочных подгруппах. Таким образом, элемент (Э) имеет следующие координаты: Э (5, IVВ). Как видно из Периодической системы, этот элемент - цирконий (Zr).

2) Установим химические свойства атома циркония.

Вспомним, что все d - элементы являются металлами. Значит, атом циркония проявляет восстановительные свойства и способен только отдавать свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4: Zr0 - 4з = Zr4+

1.2 Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

Современная формулировка Периодического закона: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Физический смысл Периодического закона состоит в том, что с возрастанием заряда ядра происходит периодическое повторение сходного строения внешнего энергетического уровня атомов элементов. В соответствии с этим физические и химические свойства атомов элементов периодически повторяются.

Периодическая система является графическим выражением Периодического закона. Все элементы в Периодической системе расположены в виде горизонтальных и вертикальных рядов, называемых периодами и группами.

Период - это горизонтальная последовательность элементов, в атомах которых происходит заполнение электронами одинакового числа энергетических уровней. Номер периода определяет число энергетических уровней в атомах элементов данного периода и соответствует значению главного квантового числа внешнего энергетического уровня

Группа - это вертикальная последовательность химических эле-ментов. Номер группы указывает на число валентных электронов, т.е. тех, которые могут участвовать в образовании хими-ческой связи. В одну группу объединяются элементы с одинаковым числом валент-ных электронов независимо от их электронного типа (s-, p-, d-, f-). Номер группы совпадает с высшей валентностью элемента в возбужденном состоянии и отвечает высшей положительной степени окисления атомов (кроме F, O и Br).

Каждая группа состоит из двух подгрупп - главной и побочной. В главную подгруппу входят s- и р- элементы, а в побочную - d- элементы. То есть в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение валентного уровня. Такие элементы называют электронными аналогами.

Важнейшие характеристики атома, которые изменяются периодически от величины заряда ядра и в конечном итоге определяют химические свойства элементов и их соединений, - это радиус атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность.

Эффективный радиус атома (rат) принимают равным половине межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. В пределах одного периода (при движении слева направо) при неизменном числе энергетических уровней заряд ядра атома увеличивается. Это приводит к возрастанию силы электростатического притяжения валентных электронов к ядру, вследствие чего происходит сжатие орбиталей, т.е. атомный радиус уменьшается. Внутри группы (при движении сверху вниз) заряд ядра атома и число энергетических уровней возрастают. Вследствие проявления эффекта экранирования (защиты валентных электронов от влияния ядра атома электронами внутренних энергетических уровней) силы электростатического притяжения между ядром и валентными электронами уменьшаются, и радиус атома увеличивается.

Энергия ионизации (Еи) - это энергия, необходимая для отрыва одного электрона от невозбужденного атома. Еи является количественной характеристикой восстановительных свойств атомов. Чем меньше величина Еи, тем сильнее восстановительные свойства атома.

Энергия сродства к электрону (Ее) - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Ее характеризует окислительные свойства атомов. С увеличением энергии сродства к электрону окислительная способность атома повышается.

Электроотрицательность (ЭО) - это способность атома в молекуле притягивать к себе чужие электроны, участвующие в образовании химической связи. ЭО = (Еи + Ее) / 2.

В настоящее время используется шкала относительных электроотрицательностей, в которой ЭО атома фтора, как самого сильного окислителя, условно принята равной 4 (табл.1). При образовании молекулы электроны смещаются от атома с меньшей ЭО к атому с большей ЭО. Внутри периодов наблюдается общая тенденция роста ЭО атомов, а в группах - ее падение.

Химические свойства атома зависят от конфигурации внешнего энергетического уровня, rат, Еи, и Ее. В пределах периода (слева направо) rат уменьшается, Еи, и Ее повышаются. В результате способность атомов к отдаче электрона уменьшается, а к присоединению электрона увеличивается. Таким образом, в периоде металлические свойства атомов элементов ослабляются, а неметаллические - усиливаются. В главной подгруппе (сверху вниз) rат увеличивается, а Еи уменьшается, в результате способность атомов отдавать свои электроны повышается, а способность принимать чужие электроны снижается. Таким образом, в главной подгруппе металлические свойства атомов элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают.

В периоде с ростом степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные свойства усиливаются. В подгруппах (сверху вниз) кислотные свойств кислородсодержащих соединений ослабевают, а основные свойства увеличиваются. Так, La(OH)3 значительно более сильное основание, чем Al(OH)3; H3AsO3 более слабая кислота, чем HNO3.

Таблица 1

Относительная электроотрицательность элементов

Периоды	Группы
	I	II	III	IV	V	VI	VII
1	H 2,2
2	Li 1,0	Be 1,6	B 2,0	C 2,6	N 3,0	O 3,5	F 4,0
3	Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,6	Si 1,9	P 2,1	S 2,5	Cl 3,0
4	K 0,8	Ca 1,0	Ga 1,8	Ge 2,0	As 2,2	Se 2,5	Br 2,8
5	Rb 0,8	Sr 1,0	In 1,7	Sn 1,8	Sb 1,9	Te 2,1	I 2,5
6	Cs 0,7	Ba 0,9	Tl 1,8	Pb 1,6	Bi 1,9	Po 2,0	At 2,2

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните, почему алюминий и скандий находятся в одной группе, но в разных подгруппах?

Р е ш е н и е. 1) Запишем электронные конфигурации атомов и выделим валентные уровни: Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

2) Обоснуем расположение элементов Al и Sc в одной группе, но в разных подгруппах. Атомы алюминия и скандия имеют одинаковое число валентных электронов - три. Следовательно, Al и Sc - это элементы одной группы (III). Однако характер заполнения валентного уровня у этих атомов различен. Алюминий - это p - элемент, у него последним заполняется p - подуровень внешнего энергетического уровня, поэтому валентными являются электроны 3s23p1. Скандий - это d- элемент, у которого в последнюю очередь заполняется d- подуровень предпоследнего энергетического уровня, поэтому валентные электроны - 4s23d1. Именно это является причиной расположения атомов Al и Sc в разных подгруппах: Al (IIIА) - в главной, а Sc (IIIB) - в побочной подгруппе.

Пример 2. Руководствуясь положением элементов в Периодической системе, определите, какой из атомов - сера или теллур проявляет более сильные неметаллические свойства.

Р е ш е н и е. 1) Определяем координаты этих элементов в Периодической системе: S (3, VIA) и Те (5, VIA), т.е. эти элементы являются электронными аналогами, так как расположены в одной (главной) подгруппе VI группы.

2) Составляем электронные формулы атомов этих элементов и выделяем строение внешних уровней (именно они ответственны за химические свойства любого атома): S - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 , Те - 1s2 2s2 3s2 Зр6 3d10 4s2 4р6 4d10 5s2 5р4

Действительно, атомы S и Те имеют сходное строение внешнего уровня, который можно представить в виде ns2nр4 , т.е. на внешнем уровне находится 6 валентных электронов.

3) Сравним неметаллические свойства атомов S и Те. Неметаллические свойства определяются способностью атома присоединять электроны при их химическом взаимодействии. Неметаллические свойства атомов зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (гат) и величины энергии сродства к электрону (Ее).

Как уже отмечалось, элементы S и Те расположены в одной группе, имеют сходное строение внешнего уровня - ns2nр4. Однако атом S имеет три энергетических уровня, а атом Те - пять, поэтому валентные электроны у S расположены ближе к ядру. Радиус атома S меньше, чем радиус атома Те, а энергия сродства к электрону больше, чем Ее атома Te (в главной подгруппе сверху вниз гат увеличивается, а Ее уменьшается). Поэтому атом S обладает большей способностью присоединять электроны. Следовательно, атом S по сравнению с атомом Те проявляет более сильные неметаллические свойства.

Пример 3. Руководствуясь Периодической системой, определите какой из элементов - магний или алюминий обладает более выраженными металлическими свойствами.

Р е ш е н и е. 1) Химические свойства элементов определяются электронным строением внешних уровней их атомов. Запишем электронные конфигурации атомов магния и алюминия. Они расположены в третьем периоде (имеют одинаковое число энергетических уровней, равное трем). Магний - элемент второй группы, имеет два валентных з. Алюминий - элемент третьей группы, имеет три валентных з. Оба элемента расположены в главных подгруппах, т.е. все валентные электроны находятся на внешнем уровне. Отсюда электронные конфигурации внешних уровней: Mg 2s2, Al 3s23p1.

2) Сравним металлические свойства атомов этих элементов - способность отдавать электроны при химическом взаимодействии. Металлические свойства зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (гат) и энергии ионизации (Еи). Магний и алюминий находятся в одном периоде. При переходе от Mg к Al происходит увеличение заряда ядра и числа з на внешнем уровне, которые все сильнее удерживаются ядром атома вследствие уменьшения гат. При этом Еи возрастает и способность атома к отдаче электронов уменьшается. Следовательно, магний обладает более сильными металлическими свойствами, чем алюминий.

1.3 Химическая связь

Выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь - химическая связь, осуществляемая общими электронными парами. В соответствии с методом валентных связей (ВС) ковалентная связь между двумя атомами осуществляется общей для этих атомов парой электронов с противоположными спинами. В момент образования связи атомные орбитали перекрываются, что приводит к увеличению электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов и к взаимному притяжению ядер к области повышенной электронной плотности. В результате этого происходит выделение энергии и потенциальная энергия системы уменьшается.

Общая для двух атомов электронная пара может образовываться по двум механизмам: обменному или донорно-акцепторному.

При обменном механизме два связываемых атома (А и В) предоставляют для образования связи по одному неспаренному электрону, как бы обмениваясь ими:

^

v

^v

А + В > А ВА

Донорно-акцепторный механизм образования связи заключается в том, что один атом А (донор) на образование связи предоставляет пару электронов, а другой атом В (акцептор) - вакантную атомную орбиталь.

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

Ковалентная неполярная связь - это связь, при которой область повышенной электронной плотности расположена симметрично относительно ядер обоих атомов. Такая связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью (ЭО), например, в молекулах Cl2, O2, H2 и др.

Ковалентная полярная связь - это связь, при которой область повышенной электронной плотности смещена к ядру атома с большей ЭО. В результате этот атом приобретает эффективный отрицательный заряд, а на другом менее электроотрицательном атоме возникает равный по величине эффективный положительный заряд. Такая система представляет собой электрический диполь. Полярная связь образуется между атомами с разной ЭО, например, в молекулах HCl, HI, H2O, H2S, CO и др. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих связь (?ЭОА - В), тем выше полярность связи.

Важнейшие свойства ковалентной связи - насыщаемость и направленность. Насыщаемость - это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. В случае обменного механизма число связей равно числу неспаренных валентных электронов атома. Способность атома к образованию химических связей характеризуется валентностью.

Валентность определяется как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами. Она зависит от того, в каком состоянии - основном или возбужденном находится атом. Основное состояние - это устойчивое состояние с наименьшей энергией. При возбуждении спаренные валентные электроны разъединяются и переходят с одного подуровня на свободные АО другого, энергетически более высокого подуровня в пределах внешнего энергетического уровня. В результате число неспаренных электронов увеличивается, и атом данного элемента образует максимально возможное для него число химических связей, проявляя при этом высшую валентность и высшую положительную степень окисления, равную номеру группы в Периодической системе (см. примеры решения задач).

Ковалентная связь имеет направленность, которая обусловливает пространственную структуру молекулы, т.е. ее геометрическую форму. В зависимости от способа перекрывания АО различают у (сигма)- , р (пи)- и д (дельта)- связи.

у - связь обладает осевой симметрией относительно межъядерной оси, и область перекрывания АО лежит на межъядерной оси. Ее могут образовывать s - АО, p - АО и d - АО. Именно у - связи определяют пространственную конфигурацию молекул:

р - связь образуется при перекрывании АО, расположенных параллельно друг другу. Область перекрывания лежит по обе стороны от межъядерной оси. В образовании р - связи могут участвовать p - и d - АО:

д - связи образуют только d - АО.

Сигма - связь является самой прочной связью и всегда образуется в первую очередь. Между двумя атомами в молекуле возможна лишь одна у - связь.

Для объяснения геометрической структуры молекул (или направленности ковалентной связи) используют представление о гибридизации атомных орбиталей центрального атома в молекуле АВn.

Гибридизация - это выравнивание энергии различных АО у атома А в результате их смешения перед химическим взаимодействием, что приводит к образованию гибридных орбиталей. В гибридизации участвуют только АО одного уровня, например, 2s и 2p. Каждому виду гибридизации АО соответствует определенная геометрическая форма молекулы. Например, sp- гибридизации (две связи) соответствует линейная форма молекулы (BeCl2), sp2- гибридизации (три связи) - плоская треугольная (BCl3), sp3 - гибридизации (четыре связи) - тетраэдрическая (CH4).

Ионная связь - связь между ионами, осуществляемая их электростатическим взаимодействием. Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов, резко отличающимися по своей электроотрицательности. Механизм образования ионной связи заключается в переходе электронов от одного атома к другому (более электроотрицательному), в результате чего атомы превращаются в противоположно заряженные ионы (катион и анион) и происходит их электростатическое взаимодействие. Свойства ионной связи - ненаправленность и ненасыщаемость.

Металлическая связь - это связь, образованная в результате перекрывания валентных орбиталей атомов металлов, в результате чего электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните механизм образования ковалентной химической связи в молекуле HBr и оцените степень ее полярности.

Р е ш е н и е. 1) Для объяснения механизма образования ковалентной химической связи необходимо определить, какие электроны участвуют в образовании этой связи. Запишем электронные конфигурации атомов и электронные схемы строения их валентных уровней; изобразим форму АО, участвующих в образовании связи.

^

Н 1s1

Z = +1

Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5

Z = +35 4p

^v	^v	v

4s

^v

Для образования ковалентной связи атомы водорода и брома предоставляют по одному неспаренному электрону с антипараллельными спинами: атом Н - электрон, находящийся на s - АО (форма АО - сфера), а атом Br - электрон с p - АО (форма АО - гантель).

2) Покажем механизм образования ковалентной связи в молекуле HBr.

В молекуле HBr связь создается за счет перекрывания двух атомных орбиталей: s - АО и p - АО с образованием между ядрами атомов H и Br зоны повышенной электронной плотности:

H Br

3) Для определения степени полярности связи рассчитаем разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу: ЭОН = 2,2; ЭОBr = 2,8; т.е. ЭОH ? Br = 0,6, поэтому связь в молекуле HBr ковалентная полярная.

4) Определим вид химической связи в зависимости от способа перекрывания АО взаимодействующих атомов. В молекулах с одинарной химической связью (а именно таковой является молекула HBr) всегда образуется у - связь как более прочная. В случае у - связи область перекрывания АО расположена на линии, соединяющей ядра двух атомов.

Пример 2. Определите химические свойства, валентность и возможные степени окисления атома углерода в основном и возбужденном состояниях.

Р е ш е н и е. 1) Рассмотрим основное состояние атома углерода. Так как химические свойства атома определяются его электронным строением, составим электронную конфигурацию атома С и выделим строение валентного уровня:

С Z = +6 , 1s22s22p2

2) Составим электронную схему валентного уровня и определим химические свойства атома С, его валентность и степень окисления.

^	^

^v

2s 2p

Валентность атома определяется числом неспаренных электронов валентного уровня. Из данной схемы видно, что атом углерода имеет два неспаренных валентных электрона, значит в основном состоянии валентность атома углерода равна двум (В=II), т.е. атом углерода может образовывать две химические связи. Вступая во взаимодействие с другими атомами, атом С стремится завершить свой внешний уровень. Поэтому он может отдать эти два неспаренных электрона, проявляя при этом восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +2: С0 ? 2 з = С+2

2s22p2 2s2 (типа He)

Но атом углерода, как неметалл, может принимать недостающие до завершения внешнего уровня четыре электрона, проявляя окислительные свойства и превращаясь в отрицательно заряженный ион со степенью окисления

- 4: С0 + 4 з = С-4

2s22p2 2s22p6 (типа Ne)

3) Рассмотрим возбужденное состояние атома углерода. Для возбуждения атома необходимо наличие свободной АО внутри валентного уровня и спаренных электронов. Из электронной схемы строения внешнего уровня атома углерода видно, что атом С имеет вакантную АО на 2p - подуровне, а из четырех валентных электронов два электрона (2s2) спарены. Следовательно, атом углерода может находиться в возбужденном состоянии. При возбуждении происходит распаривание 2s2- электронов и переход их с 2s- на 2p - подуровень:

^	^	^

С0…2s22p2 > С* … 2s12p3

^	^

^v

^

2s 2p 2s 2p

Основное состояние Возбужденное состояние

При возбуждении число неспаренных электронов увеличивается до четырех. Значит в возбужденном состоянии атом углерода проявляет валентность В=IV и образует четыре химические связи. В возбужденном состоянии атом С может только отдать на связь свои 4з, проявляя восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4:

С0 - 4 з = С+4

2s22p2 1s2 (типа He)

Пример 3. Определите, какая связь C?N или C?B является более полярной. Укажите, к ядру какого атома происходит смещение общей электронной пары.

Р е ш е н и е. Для определения полярности связи необходимо найти разность электроотрицательностей атомов (?ЭО), образующих эти связи. Из табл.1 выписываем значения ЭО этих атомов и находим ?ЭО: ЭОС =2,6; ЭОN = 3,0; ЭОB = 2,0; ?ЭОC?N =3,0 - 2,6 = 0,4; ?ЭОC?B = 2,6 - 2,0 = 0,6.

Известно, что чем больше ?ЭО атомов, образующих связь, тем выше полярность связи. Поэтому более полярной является связь C-B. При образовании ковалентной связи общая электронная пара смещается к ядру атома с большей ЭО. В химической связи C?N общая электронная пара смещена к атому N, а в химической связи C?B -к атому С.

1.4 Классы неорганических соединений

Основные классы неорганических соединений - оксиды, гидроксиды (кислоты и основания) и соли. Между классами неорганических соединений существует взаимосвязь: из веществ одного класса можно получить вещества другого класса. Такую связь называют генетической.

Генетическую связь между классами неорганических соединений, т.е. возможность их взаимных переходов, можно выразить схемой:

Металл > Основной оксид > Основание > Соль

Металл > Амфотерный оксид > Амфотерный гидроксид > Соль

Неметалл > Кислотный оксид > Кислота > Соль

Рассмотрим наиболее сложные вопросы этой темы: свойство амфотерность и один из классов неорганических соединений - соли.

Амфотерность гидроксидов и оксидов - способность некоторых плохо растворимых гидроксидов или оксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от природы партнера по реакции в кислотно-основном взаимодействии. Амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами (подобно основаниям), так и со щелочами (подобно кислотам), образуя в том и в другом случае соли. В реакциях: Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Zn(OH)2 и ZnO, реагируя с кислотой, проявляют основные свойства. А в реакциях:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H2O

(H2Zn02) цинкат натрия

ZnO + 2NaOH = Na2Zn02 + H2O

Zn(OH)2 и ZnO проявляют кислотные свойства.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)2, А1(ОН)3, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, а также гидроксиды d- металлов в их промежуточных степенях окисления.

Соль - это продукт взаимодействия основания и кислоты. Все соли делят на три группы: средние (или нормальные), кислые и основные.

Средние (или нормальные) соли - это продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О.

Na2SO4 - сульфат натрия - средняя соль, так как она получена в результате полного замещения ионов Н+ серной кислоты на катионы Na+.

Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + Н2О.

NaHSO4 - гидросульфат натрия (гидро - атом водорода) - кислая соль, так как в ее состав входит сложный анион HSO42- (гидросульфат), т.е. один ион водорода H2SO4 не замещен на ион Na+. Кислые соли образуются, если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты. Кислые соли образуют многоосновные кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода). Одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Кислые соли также могут быть получены при взаимодействии избытка кислоты со средними солями: Na2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4 .

Основные соли - продукт неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками: Cu(OH)2 + HC1 = (СиОН)С1 + Н2О.

(CuOH)Cl - гидроксохлорид меди (гидроксо-группа ОН-) - основная соль, так как содержит сложный катион (CuOH)+ с одной незамещенной группой ОН- в Cu(ОН)2 на хлорид-ион Cl-. Основные соли получаются, когда взятого количества кислоты недостаточно для образования средней соли. Основные соли образуют многокислотные основания (кислотность основания определяется числом ОН- - групп). Однокислотные основания основных солей не образуют. Основные соли получают при добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, например:

А1С13 + 2NaOH = [AI(OH)2] Cl + 2NaCl

Примеры решения задач

 Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер.

Р е ш е н и е. Для доказательства амфотерного характера любого оксида (или гидроксида) необходимо привести уравнения химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства.

1) Основные свойства оксида свинца (II) можно проиллюстрировать на примере взаимодействия РbО с веществами, имеющими кислотный характер, т.е. с кислотой и кислотным оксидом: РbО + 2НNO3 = Pb(NO3)2 + Н2О

PbO + SiO2 = PbSiO3

В приведенных реакциях РЬО проявляет свойства основного оксида, так как реагирует с кислотой и кислотным оксидом и образует соли, в состав которых свинец входит в виде катиона Pb2 + .

2) Кислотные свойства оксида свинца (II) можно продемонстрировать с помощью реакций взаимодействия РbО со щелочами и с основными оксидами:

РbО + 2NaOH = Na2PbO2 + Н2О - в расплаве

РbО + Na2O = Na2PbO2 - в расплаве

РbО + 2NaOH + Н2О = Na2 [Pb(OH)4] - в растворе

В этих реакциях РbО выступает в роли кислотного оксида и образует соли, в состав которых свинец входит в виде аниона РbО22- или комплексного иона [Рb(ОН)4 ]2-.

Таким образом, РbО является амфотерным оксидом, так как он проявляет и основные, и кислотные свойства.

Пример 2. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия.

Р е ш е н и е. 1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К2О - основный оксид, Р2О5 - кислотный оксид, NaOH - основание (щелочь), H2SO4 - кислота, NaHSO4 - кислая соль, Ве(ОН)2 - амфотерный гидроксид.

2) Используя сведения о химических свойствах оксидов, гидроксидов и солей, напишем уравнения реакций между представителями этих классов соединений.

Основный оксид К2О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом: 3К2О + 2Р2О5 = 2К3РО4

К2О + H2SO4 = K2SO4 + Н2О

К2О + Ве(ОН)2 = К2ВеО2 + Н2О

(Н2ВеО2)

Кислотный оксид Р2О5 может взаимодействовать с основным оксидом, основанием и амфотерным гидроксидом:

Р2О5 + ЗК2О = 2К3РО4

Р2О5+ 6NaOH = 2Na3PO4 + 3Н2О

Р2О5 + ЗВе(ОН)2 = Ве3(РО4)2 + 3Н2О

Основный гидроксид NaOH реагирует с кислотным оксидом, кислотой, амфотерным гидроксидом и кислой солью:

6NaOH + Р2О5 = 2Na3PO4 + ЗН2О

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О

2NaOH + Ве(ОН)2 = Na2BeО2 + 2H2O

(H2BeО2)

NaOH + NaHSO4 = Na2SO4 + H2O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 ( или H2BeО2) реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом и кислотой:

H2BeО2 + К2О = К2ВеО2 + Н2О

H2BeО2 + 2NaOH = Na2BeО2 + 2H2O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H2BeО2:

3Ве(ОН)2 + Р2О5 = Ве3(РО4)2 + ЗН2О

Ве(ОН)2 + H2SO4 = BeSO4 + 2Н2О

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства.

Кислая соль NaHSO4 реагирует с основным оксидом и основанием:

2NaHSO4 + К2О = Na2SO4 + K2SO4 + Н2О

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействуют только К2О и NaOH, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с основаниями.

Пример 3. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы Д.И. Менделеева в их высших степенях окисления.

Р е ш е н и е. 1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды - это сложные вещества, в состав которых входит гидроксильная группа ОН-. Условно класс гидроксидов можно описать с помощью общей формулы Э?О?Н (Э - химический элемент).

2) Гидроксиды делят на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Рассмотрим, как определяется принадлежность гидроксидов к кислотам, основаниям или амфотерным гидроксидам. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э?О?Н. Если разрывается связь О?Н (Э ?О v?Н > Н+ + ЭО-), то такой гидроксид относится к классу кислот, поскольку при разрыве связи образуется ион H+ - носитель кислотных свойств. Если разрывается связь Э ?О (Э v?О?Н > Э+ + ОН-), то гидроксид относится к классу оснований, так как образуется ион ОН- - носитель основных свойств. Если же, в зависимости от среды, разрываются обе связи Э?О и О?Н, то такие гидроксиды проявляют двойственность свойств и называются амфотерными.

3) Место разрыва химической связи в гидроксиде Э?О?Н зависит от положения элемента в Периодической системе, что и определяет относительную прочность связи между Э?О и О?Н. Силы притяжения между противоположно заряженными частицами тем значительнее, чем больше заряд каждой из них и меньше радиус.

4) Записываем формулы гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы в их высших степенях окисления (высшая степень окисления атома элемента соответствует номеру группы):

+ +2 +3 +4 +5 +6 +7

NaOH -- Mg(OH)2 -- А1(ОН)3 -- H2SiО3 -- HNO3 -- H2SO4 -- НС1О4

5) Сравниваем относительную прочность связей Э?O и О?Н у высших гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к CI наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода Н+ в NaOH и Mg(OH)2 сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na?О и Mg?О, поэтому NaOH и Mg(OH)2 являются основаниями. В результате дальнейшего увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к А1 связи А1?О и О?Н становятся близки по прочности, и А1(ОН)3 является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э?О и уменьшается прочность связи О?Н, поэтому гидроксиды H2SiO3, HNO3, H2SO4 и НСlO4 являются кислотами.

атом менделеев термохимия термодинаміка

1.5 Элементы химической термодинамики и термохимии

Химическая термодинамика - это часть термодинамики, рассматривающая превращения энергии и работы при химических реакциях. Термохимия - раздел химической термодинамики в приложении к тепловым эффектам химических реакций.

Тепловой эффект химической реакции - это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при реакции. При этом происходит изменении внутренней энергии системы (U) - суммы кинетической и потенциальной энергий всех частиц, составляющих систему: ?U = U2 - U1 (U1 - начальное состояние системы, U2 - конечное состояние системы).

В соответствии с первым законом термодинамики (законом сохранения энергии) изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством теплоты Q, полученной системой из окружающей среды, и работой A, произведенной системой над окружающей средой:

?U = Q - A, (1)

где A = P ?V - механическая работа расширения.

Для изобарных процессов (Р = const, ?V ? 0) в термодинамике вводится новая функция энтальпия H = U + PV и Q определяется как изменение энтальпии

?H = H2 - H1:

QP = ?H,(2)

где ?H - тепловой эффект химической реакции при P = const.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими. В экзотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы уменьшаются, ?H < 0. Реакции, протекающие с поглощением теплоты, называются эндотермическими. В эндотермических реакциях внутренняя энергия и энтальпия системы увеличиваются, ?H > 0.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути реакции, т.е. числа промежуточных стадий. Закон Гесса констатирует тот факт, что U и H являются функциями состояния системы, т.е. их изменение (?U и ?H) зависит только от начального и конечного состояния системы.

Следствие из закона Гесса:

Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ:

?H0298 = ?н ?H0f, 298 - ?н? ?H0f, 298 ,(3)

продукты исходные

реакции вещества

(конечное состояние (начальное состояние

системы)системы)

где н и н? - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

?H0f,298 - стандартная энтальпия образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования вещества (?H0f,298) - это тепловой эффект образования одного моля данного вещества из простых веществ в стандартных условиях (Т = 298К, Р = 1 атм.). Значения ?H0f, 298 приводятся в справочной литературе (см. табл. 2). Для простых веществ ?H0f, 298 = 0.

Наблюдения показывают, что самопроизвольно, т.е. без затраты работы извне, могут идти как экзотермические, так и эндотермические реакции, если последние сопровождаются увеличением неупорядоченности системы (например, реакции, в которых из твердых веществ образуются газообразные вещества).

Степень неупорядоченности системы выражается термодинамической величиной - энтропией S. Чем выше неупорядоченность системы, тем больше ее энтропия. S также, как U и H, является функцией состояния системы. Для вычисления изменения энтропии (?S =S2 - S1) в химических реакциях используют следствие из закона Гесса:

?S0298 = ?н ?S0 298 - ?н? ? S0 298 , (4)

продукты исходные

реакции вещества

где ?S0298 - изменение энтропии реакции при стандартных условиях, Дж/моль;

н и н? - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

S0 298 - стандартная энтропия вещества, Дж/моль•К.

Известны абсолютные значения энтропии веществ, они приводятся в справочной литературе (см. табл. 2).

Термодинамическая величина, связанная с энтальпией и энтропией, называется энергией Гиббса (изобарно-изотермическим потенциалом) и обозначается буквой G: G = H - T•S. В изобарно-изотермических условиях

?G = ?H - T?S(5)

Величина ?G является критерием направления и предела самопроизвольного протекания химических реакций в закрытых системах при Р,Т = const: ?G ? 0.

Если ?G < 0, то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении (ему отвечает убыль энергии G2 < G1); если ?G > 0, то самопроизвольно протекает обратная реакция (G2 > G1); если ?G = 0, то система находится в состоянии равновесия, при котором G = Gmin. Так как G является функцией состояния системы, то для стандартных условий изменение энергии Гиббса химической реакции ?G0298 рассчитывается следующим образом:

?G0298 = ?н ? ?G0f, 298 - ?н? ?G0f, 298 ,(6)

продукты исходные

реакции вещества

где н и н? - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

?G0f, 298 - стандартная энергия Гиббса образования вещества, кДж/моль.

Стандартная энергия Гиббса образования вещества (?G0f, 298) - это изменение энергии Гиббса при реакции образования одного моля вещества из простых веществ при стандартных условиях. Значения ?G0f,298 - это справочные данные, для простых веществ ?G0f, 298 = 0 (см. табл. 2). Для расчета ?G при температуре, отличающейся от стандартной (Т ? 298К), используется соотношение:

?GТ = ?H0298 - T?S0298 ,(7)

где ?H0298 - тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, энтальпийный фактор; ?S0298 - изменение энтропии химической реакции при стандартных условиях; T?S0298 - энтропийный фактор.

Знак и величина ?G, а, следовательно, и возможность самопроизвольного протекания процесса при заданных температуре и давлении зависят от соотношения энтальпийного и энтропийного факторов.

Примеры решения задач

Пример 1. Рассчитайте тепловой эффект реакции образования оксида железа (III) из простых веществ при стандартных условиях и стандартную энтальпию образования оксида железа (III), используя следующие термохимические уравнения:

2 Fe(т) + O2 (г) = 2FeO(т) , ?H01 = - 527,4 кДж (а)

4FeO(т) + O2(г) = 2Fe2O3(т) , ?H02 = -587,9 кДж (б)

Р е ш е н и е. 1) Записываем термохимическое уравнение образования оксида железа (III) из простых веществ:

4 Fe (т) + 3O2(г) = 2Fe2O3(т) , ?H03 = ? , (в)

где ?H03 - тепловой эффект этой реакции.

2) Для расчета ?H03 необходимо провести такую комбинацию уравнений (а) и (б), которая позволит получить уравнение реакции (в). На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать также, как с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (а) умножить на 2, а затем суммировать с уравнением (б): 4Fe + 2O2 + 4FeO + O2 = 4FeO + 2Fe2O3

...