„Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne” - Temat: Kowalencyjne polarne wiązanie chemiczne. Wiązanie powstające między różnymi niemetalami nazywane jest kowalencyjnie polarnym. EO maleje. I. Wiązanie kowalencyjne. Przykład: F, O, N, Cl, Br, S, C, P, Si, H. Szkoła MOU nr 3 w Khvalynsk, obwód saratowski. 09/06/12. [e-mail chroniony] Нbr. Szereg niemetali.

„Metaliczne wiązanie chemiczne” - wyroby ze złota. Mieć wiązanie metalowe wspólne z: jonowym - tworzenie jonów. Przewodność cieplna - dzięki wysokiej ruchliwości. Najbardziej plastyczne są złoto, miedź, srebro. Najlepsze przewodniki to miedź i srebro. Wiązanie metaliczne to wiązanie chemiczne spowodowane obecnością stosunkowo wolnych elektronów.

„Wiązanie chemiczne” - MOSV. s AO. Energia sieci krystalicznej... Bądź Cl. metoda obligacje walencyjne (Słońce). Mechanizm tworzenia wiązania przez donor-akceptor. Mechanizm wymiany dla tworzenia wiązania kowalencyjnego. Wiązanie chemiczne... Inne rodzaje hybrydyzacji. Wiązanie i rozluźnianie MO. Niepolarne wiązanie kowalencyjne.

„Walencja i stopień utlenienia” - stopień utlenienia charakteryzuje stan atomu w cząsteczce. Określ całkowitą liczbę jednostek walencyjnych atomów: 2 * 5 \u003d 10 3). Na przykład: Określ stopień utlenienia chromu w dwuchromianu potasu +1 x -2 K2 Cr2 O7 1). Ilościowo, wartościowość jest określana przez liczbę wiązań chemicznych utworzonych przez atom. Metody określania wartościowości.

„Wiązanie jonowe” - +. W jaki sposób atomy mogą przyjmować stabilne konfiguracje elektroniczne? Nacl - chlorek sodu (pospolity, sól jadalna). Droga na szczyt piramidy chemicznej prowadzi przez jonowe wiązanie chemiczne w związkach. Dystrybucja jonów metali w organizmie człowieka. Temat lekcji to „Więź jonowa”. Pytanie problemowe: Cel lekcji: sformułowanie pojęcia wiązania jonowego.

„Rodzaje wiązań chemicznych” - Schemat tworzenia kowalencyjnych połączenie biegunowe: H * + Cl: \u003d H: Cl :. ... Wiązanie wodorowe. Na przykład: Na1 + i Cl1-, Li1 + i F1- Na1 + + Cl1- \u003d Na (: Cl :). EO w okresie wzrasta EO w grupie, zwiększa się NAJBARDZIEJ elektroujemny pierwiastek fluoru. Trzymane przez słabe siły międzycząsteczkowe. RODZAJE WIĄZANIA KOWALENTOWEGO POLARNE NONPOLARNE hcl, H2O H2, cl2, N2.

W sumie są 23 prezentacje

Wiązanie chemiczne - oddziaływanie elektrostatyczne między elektronami i jądrem, prowadzące do powstania cząsteczek.

Wiązanie chemiczne tworzą elektrony walencyjne. Dla pierwiastków s i p wartościowością są elektrony warstwy zewnętrznej, dla pierwiastków d - s-elektrony warstwy zewnętrznej i d-elektrony warstwy przed-zewnętrznej. Kiedy tworzy się wiązanie chemiczne, atomy uzupełniają swoją zewnętrzną powłokę elektronową do powłoki odpowiedniego gazu szlachetnego.

Długość łącza jest średnią odległością między jądrami dwóch atomów związanych chemicznie.

Energia wiązania chemicznego - ilość energii potrzebnej do zerwania wiązania i wyrzucenia fragmentów cząsteczki na nieskończenie dużą odległość.

Kąt walencyjny - kąt między liniami łączącymi atomy związane chemicznie.

Znane są następujące główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjne (polarne i niepolarne), jonowe, metaliczne i wodór.

Kowalencyjne nazywa się wiązaniem chemicznym utworzonym w wyniku utworzenia wspólnego e-para.

Jeśli wiązanie jest utworzone przez parę wspólnych elektronów, w równym stopniu należących do obu łączących się atomów, wówczas nazywa się je kowalencyjne wiązanie niepolarne... To wiązanie istnieje na przykład w cząsteczkach H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Kowalencyjne połączenie niepolarne powstaje między identycznymi atomami, a łącząca je chmura elektronów jest równomiernie rozłożona między nimi.

W cząsteczkach między dwoma atomami może tworzyć się różna liczba wiązań kowalencyjnych (na przykład jeden w cząsteczkach halogenów F 2, Cl 2, Br 2, I 2, trzy w cząsteczce azotu N 2).

Kowalencyjne wiązanie polarne powstaje między atomami o różnej elektroujemności. Tworząca go para elektronów jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego, ale pozostaje związana z obydwoma jądrami. Przykłady związków z kowalencyjnym wiązaniem polarnym: HBr, HI, H 2 S, N 2 O itp.

joński nazywany jest przypadkiem granicznym wiązania polarnego, w którym para elektronów całkowicie przechodzi z jednego atomu do drugiego, a związane cząstki zamieniają się w jony.

Ściśle mówiąc, tylko związki, dla których różnica elektroujemności jest większa niż 3, można zaklasyfikować jako związki z wiązaniem jonowym, ale znanych jest bardzo niewiele takich związków. Należą do nich fluorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych. Powszechnie uważa się, że wiązanie jonowe występuje między atomami pierwiastków, których różnica elektroujemności jest większa niż 1,7 w skali Paulinga... Przykłady związków z wiązaniem jonowym: NaCl, KBr, Na 2 O. Więcej o skali Paulinga zostanie omówione w następnej lekcji.

Metal nazywa się wiązaniem chemicznym pomiędzy dodatnimi jonami w kryształach metalu, które zachodzi w wyniku przyciągania elektronów poruszających się swobodnie wzdłuż kryształu metalu.

Atomy metali zamieniają się w kationy, tworząc metaliczną sieć krystaliczną. W tej sieci są one utrzymywane przez elektrony wspólne dla całego metalu (gaz elektronowy).

Zadania szkoleniowe

1. Każda z substancji jest utworzona przez kowalencyjne wiązanie niepolarne, którego wzory

1) O 2, H 2, N 2
2) Al, O 3, H 2 SO 4
3) Na, H 2, NaBr
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4

2. Każda z substancji jest utworzona przez kowalencyjne wiązanie polarne, którego wzór

1) O 2, H 2 SO 4, N 2
2) H 2 SO 4, H 2 O, HNO 3
3) NaBr, H3PO4, HCl
4) H 2 O, O 3, Li 2 SO 4

3. Tylko wiązanie jonowe tworzy każdą z substancji, których wzory

1) CaO, H 2 SO 4, N 2
2) BaSO 4, BaCl 2, BaNO 3
3) NaBr, K 3 PO 4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF

4. Łącze metaliczne jest typowe dla elementów listy

1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs

5. Związki z tylko jonowymi i tylko kowalencyjnymi wiązaniami polarnymi są odpowiednio

1) HCl i Na2S
2) Cr i Al (OH) 3
3) NaBr i P 2 O 5
4) P 2 O 5 i CO 2

6. Między pierwiastkami powstaje wiązanie jonowe

1) chlor i brom
2) brom i siarka
3) cez i brom
4) fosfor i tlen

7. Między elementami tworzy się kowalencyjne wiązanie polarne

1) tlen i potas
2) siarka i fluor
3) brom i wapń
4) rubid i chlor

8. W lotnych związkach wodoru pierwiastków z grupy VA III okresu wiązanie chemiczne

1) kowalencyjne polarne
2) kowalencyjne niepolarne
3) jonowe
4) metal

9. W wyższych tlenkach pierwiastków z III okresu rodzaj wiązania chemicznego zmienia się wraz ze wzrostem liczby porządkowej pierwiastka.

1) od wiązania jonowego do kowalencyjnego wiązania polarnego
2) od metalicznych do kowalencyjnych niepolarnych
3) od kowalencyjnego wiązania polarnego do wiązania jonowego
4) od kowalencyjnego wiązania polarnego do wiązania metalicznego

10. W wielu substancjach zwiększa się długość wiązania chemicznego E - N

1) WYS - PH 3 - HCl
2) PH 3 - HCl - H 2 S
3) HI - HCl - H 2 S.
4) HCl - H 2 S - PH 3

11. W wielu substancjach zmniejsza się długość wiązania chemicznego E - N

1) NH 3 - H 2 O - HF
2) PH 3 - HCl - H 2 S
3) HF - H 2 O - HCl
4) HCl - H 2 S - HBr

12. Liczba elektronów biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych w cząsteczce chlorowodoru wynosi

1) 4
2) 2
3) 6
4) 8

13. Liczba elektronów biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych w cząsteczce P 2 O 5 wynosi

1) 4
2) 20
3) 6
4) 12

14. W chlorku fosforu (V), wiązanie chemiczne

1) jonowe
2) kowalencyjne polarne
3) kowalencyjne niepolarne
4) metal

15. Najbardziej polarne wiązanie chemiczne w cząsteczce

1) fluorowodór
2) chlorowodór
3) woda
4) siarkowodór

16. Najmniej polarne wiązanie chemiczne w cząsteczce

1) chlorowodór
2) bromowodór
3) woda
4) siarkowodór

17. Ze względu na wspólną parę elektronów w substancji tworzy się wiązanie

1) Mg
2) H 2
3) NaCl
4) CaCl 2

18. Wiązanie kowalencyjne powstaje między elementami, których numery porządkowe są

1) 3 i 9
2) 11 i 35
3) 16 i 17
4) 20 i 9

19. Wiązanie jonowe powstaje między elementami, których liczby porządkowe są

1) 13 i 9
2) 18 i 8
3) 6 i 8
4) 7 i 17

20. Na liście substancji, których wzorami są związki tylko z wiązaniem jonowym, są to

1) NaF, CaF 2
2) NaNO 3, N 2
3) O 2, SO 3
4) Ca (NO 3) 2, AlCl 3

Wiązanie chemiczne to wiązanie między cząsteczkami chemicznymi (atomami, jonami, cząsteczkami), które łączy je w bardziej złożone struktury. Ta asocjacja jest głównie energetycznie związana z redystrybucją zewnętrznych elektronów oddziałujących cząstek.

Główne typy wiązań: kowalencyjne, jonowe, metaliczne, wodorowe.

Wiązanie kowalencyjne powstały w wyniku współdzielenia elektronów zewnętrznej (walencyjnej) warstwy atomów przez dwa jądra (mechanizm wymiany lub akceptor donorowy). Wiązanie kowalencyjne charakteryzuje się następującymi właściwościami: energia (miara siły wiązania); długość (odległość między jądrami); krotność (liczba par elektronów łączących dwa atomy); biegunowość (ze względu na różnicę elektroujemności atomów, która jest podana w literaturze przedmiotu (elektroujemność według Paulinga); nasycenie (zdolność do tworzenia ograniczonej liczby wiązań kowalencyjnych); kierunkowość (pewna struktura przestrzenna).

Zgodnie z charakterystyczną „biegunowością wiązania”, wiązanie kowalencyjne dzieli się na niepolarne (utworzone przez atomy o tej samej elektroujemności, na przykład H2, N 2, O 2) i polarne (utworzone przez atomy o różnej elektroujemności, na przykład , H20, HC1). Im większa różnica w elektroujemności, tym bardziej polarne jest wiązanie w tej cząsteczce.

Zadanie 11 . W którym ze związków polaryzacja jest najbardziej wyraźna: HJ, HCl, HF, HBr? Decyzja. Związek o największej polarności ma największą różnicę w wartości elektroujemności. W tym przypadku jest to cząsteczka HF, ponieważ bezwzględna różnica w wartościach względnej elektroujemności (wartość w tabeli Paulinga) jest największa między F i H (4,0 - 2,1 \u003d 1,9), podczas gdy np. dla HBr wynosi 0,7 (2,8 - 2,1 \u003d 0,7) .

Zadanie 12 . W którym ze związków jest realizowane wiązanie kowalencyjne niepolarne: Н 2 О, O 2, K 2 O, NH 3? Decyzja. Kowalencyjne wiązanie niepolarne jest realizowane w cząsteczce O 2, ponieważ cząsteczkę tworzą atomy o tej samej elektroujemności.

Zgodnie z charakterystyczną „wielością wiązań”, wiązanie kowalencyjne utworzone przez jedną parę wspólnych elektronów nazywa się wiązaniem zwykłym lub prostym, w przeciwieństwie do wiązań wielokrotnych (podwójnych lub potrójnych).

Wiązanie utworzone przez chmurę elektronów o maksymalnej gęstości na linii łączącej jądra atomowe nazywane jest wiązaniem σ (sigma). Można go utworzyć, nakładając na siebie dwa s- orbitale (σ s - s), na przykład H 2; dwa p - orbitale (σ p - p), na przykład Cl 2, jeden s- i jeden p- orbitalny (σ s - p), na przykład HCl

Jeśli elektrony walencyjne są p- elektrony, to możliwe jest dla nich zarówno pojedyncze, jak i podwójne nakładanie się p- orbitale są zlokalizowane wzdłuż wzajemnie prostopadłych osi i mogą zachodzić na siebie zarówno wzdłuż osi, tworząc wspólny orbital elektronowy (σ p - p - wiązanie) i pod kątem 90 ° do powstałego σ p - p Komunikacja. W tym przypadku powstają dwa zachodzące na siebie regiony, znajdujące się po obu stronach linii łączącej jądra atomowe.

Wiązanie utworzone przez elektrony, których orbitale dają największe nakładanie się po obu stronach linii łączącej centra atomów, nazywa się wiązaniem π (pi). To wiązanie, które jest mniej silne i bardziej reaktywne, nazywa się wiązaniem podwójnym. uogólniać dwie pary elektronów. Jest przedstawiony z dwoma linijkami, na przykład O \u003d O.

Zadanie 13. Jaka jest liczba wiązań σ i π– w cząsteczkach O 2 i N 2? Decyzja. Konfiguracja atomu tlenu 1 s 2 2 s 2 2 p cztery. Ma dwa p- orbitale położone wzdłuż dwóch wzajemnie prostopadłych osi. Kiedy dwa atomy tlenu zbliżają się do siebie wzdłuż jednej osi, dwa p- orbitale (po jednym z każdego atomu) zachodzą na siebie, tworząc wspólny orbital elektronowy, symetryczny względem osi łączącej jądra atomowe. Utworzony σ p - p - Komunikacja. Każdy atom tlenu też ma jeden p- orbital umieszczony pod kątem 90 ° do utworzonego σ p - p- Komunikacja. Kiedy te orbitale zachodzą na siebie, powstają dwa zachodzące na siebie regiony, które znajdują się po obu stronach linii łączącej jądra atomowe (π - wiązanie). Zatem w cząsteczce O 2 występuje wiązanie 1σ i 1π (O \u003d O).

Kiedy tworzy się cząsteczka N 2, socjalizowane są trzy pary elektronów i takie wiązanie nazywa się potrójnym. Konfiguracja azotu 1 s 2 2s 2 2p 3, ma trzy p- orbitale położone wzdłuż osi X, Y, Z, gdy dwa atomy azotu zbliżają się do siebie, dwa p- orbitale (po jednym z każdego atomu) zachodzą na siebie, powstaje σ p - p - Komunikacja. Orbitale elektronowe dwóch pozostałych niesparowanych p- elektrony z każdego atomu zachodzą na siebie w typie π i tworzą 2 wiązania π. W ten sposób wiązanie potrójne (N ≡ N) powstaje między dwoma atomami azotu, z których jedno wiązanie σ i dwa wiązania π.

Zadanie 14 . Ustal zgodność między formułą substancji a liczbą zawartych w niej wiązań π: F 2, O 2, H 2 SO 4, H 3 PO 4.

Decyzja. Wyobrażać sobie wzory strukturalne te związki: F - F (tylko wiązanie σ), O \u003d O (jedno σ i jedno π - wiązanie).

Charakterystyczna „kierunkowość” wiązania kowalencyjnego jest z góry określona przez fakt, że cząsteczki mają określoną strukturę przestrzenną. Rozróżnij liniową, kanciastą, płaską i niepłaską strukturę molekularną. Cząsteczki dwuatomowe typu A2 i AB (na przykład F 2, HCl) mają strukturę liniową. Cząsteczki triatomiczne typu AB 2 mogą mieć kształt liniowy lub nieliniowy, tetraatomowa AB 3 - płaska lub piramidalna.

Jeśli różne orbitale biorą udział w tworzeniu wiązań, których energie nie różnią się zbytnio, to można je zastąpić taką samą liczbą identycznych orbitali, zwanych hybrydowymi. Liczba powstałych orbitali hybrydowych jest równa całkowitej liczbie orbitali początkowych, a ich nazwa wskazuje, które orbitale iw jakiej ilości przeszły hybrydyzację.

Aby określić geometryczny kształt cząsteczki, konieczne jest ustalenie rodzaju hybrydyzacji atomu centralnego, biorąc pod uwagę całkowitą liczbę elektronów walencyjnych.

Zadanie 15 . Określić rodzaj hybrydyzacji i geometryczny kształt cząsteczki BF 3. Decyzja. Elektroniczna konfiguracja atomu boru w stanie podstawowym: 1 s 2 2s 2 2p 1 (1 niesparowany elektron); można sobie wyobrazić, że w wyniku pochłaniania energii jeden z 2 s- elektrony idą do wolnego 2 p- orbital, a atom boru przechodzi w tak zwany stan wzbudzony, który będzie walencją (bor w większości związków jest trójwartościowy i zapewnia jeden 2 s- i dwa 2 p- orbitale, tworzące 3 równoważne wiązania - sp 2 - hybrydyzacja (1 s- elektron i dwa 2 p- elektron). W 1 s 2 2s 1 2p 2, a atom boru ma jeszcze jeden wolny 2 p- orbitalny. Trzy sp 2 - orbitale znajdują się w tej samej płaszczyźnie i są skierowane do siebie pod kątem 120 °.

Zadanie 16 . Określ rodzaj hybrydyzacji i wzór cząsteczki BeH 2. Decyzja... Elektroniczna konfiguracja atomu Be w stanie podstawowym i wzbudzonym: Be: 1 s 2 2s 2 (brak niesparowanych elektronów). Bądź *: 1 s 1 2s 1 2p 1 (dwa niesparowane elektrony). Oznacza to, że atom berylu zapewnia jeden 2 s- i jeden 2 p- orbitale do iz orbitali 2 s 2p tworzy 2 odpowiedniki sp– wiązania hybrydowe, jego cząsteczki są liniowe.

Zatem, aby określić geometryczny kształt cząsteczki, konieczne jest ustalenie rodzaju hybrydyzacji atomu centralnego, biorąc pod uwagę całkowitą liczbę elektronów walencyjnych. Tabela 1 przedstawia typy wiązań tworzonych przez atomy niektórych pierwiastków.

Wiązanie jonowe powstaje między pierwiastkami, które różnią się znacznie pod względem właściwości (różnica elektroujemności\u003e 2,5) i powstaje w wyniku elektrostatycznego oddziaływania przeciwnie naładowanych jonów - kationów i anionów. Wiązanie to można uznać za ograniczający przypadek kowalencyjnego wiązania polarnego, w którym następuje całkowite przemieszczenie wspólnej pary elektronów w kierunku pierwiastka najbardziej elektroujemnego.

Tabela 1. Rodzaj i liczba wiązań tworzonych przez atomy niektórych pierwiastków

Wiązanie jonowe jest typowe dla soli, mocnych zasad - alkaliów LiOH, NaOH, KOH, tlenków metali aktywnych.

Wiązanie metalicznedokonywane przez przyciąganie uspołecznionych elektronów przez dodatnio naładowane szkielety atomów (szkielet atomu to jego jądro ze wszystkimi ukończonymi poziomami elektronowymi). Wiązanie metaliczne zachodzi w kryształach metali i ich stopów. W przypadku wiązania kowalencyjnego wiązanie metaliczne łączy udział elektronów w jego tworzeniu, ale właściwości wiązań są różne - wiązanie metalowe nie jest skierowane w przestrzeń, nie jest nasycone, nie jest polarne, nie ma wielości. Wyjaśnia istnienie wiązania metalowego właściwości ogólne metale.

Wiązanie wodorowe - oddziaływanie (słabe) zachodzące pomiędzy atomami wodoru związanymi z atomem pierwiastka o wysokiej elektroujemności (F, O, N, Cl) w jednej grupie i atomem elektroujemnym w innej grupie. Międzycząsteczkowy wiązanie wodorowe charakterystyka cząsteczek wody, alkoholi, kwasu fluorowodorowego HF, kwasów karboksylowych.

Zadanie 17 . W której z serii znajdują się substancje z tylko wiązaniami jonowymi: 1) F 2, CCl 4, KCl; 2) NaBr, Na20, KJ; 3) SO 2, P 4, CaF 2, 4) H 2 S, Br 2, K 2 S? Decyzja. Jak wspomniano powyżej, wiązanie jonowe jest charakterystyczne dla soli, alkaliów, tlenków metali aktywnych; takimi substancjami są substancje z grupy 2: NaBr (sól), Na 2 O (tlenek metalu alkalicznego), KJ (sól).

Cesja 18 . Między cząsteczkami jakiej substancji powstają wiązania wodorowe: 1) eter dimetylowy, 2) metanol, 3) etylen, 4) octan etylu? Decyzja. Z prezentowanych związki organiczne metanol CH 3 OH należy do klasy alkoholi (czyli charakteryzują się wiązaniem wodorowym).

Zadanie 19 . Ustal związek między formułą substancji a rodzajem wiązania chemicznego: 1) NaBr, 2) H 2 O, 3) Al, 4) Br 2. Decyzja. NaBr - sól, wiązanie jonowe. H 2 O - kowalencyjne wiązanie polarne (atomy H i O o różnej elektroujemności). Al - spoiwo metal (metal). Br 2 - kowalencyjny niepolarny (atomy o tej samej elektroujemności.

Zadanie 20 . Największą biegunowość charakteryzuje wiązanie między atomami, w którym ze związków: 1) LiF, 2) CF 4, 3) BF 3, 4) HF? Decyzja. W tabeli „Pauling Electronegativity” znajdujemy wartość elektroujemności atomów zawartych w cząsteczce i obliczamy bezwzględną wartość różnicy elektroujemności. Dla LiF: (4,0 - 1,0) \u003d 3,0; dla CF 4: (4,0 - 2,5) \u003d 1,5; dla BF 3: (4,0 - 2,0) \u003d 2,0; dla HF: (4,0 - 2,1) \u003d 1,9. Największa różnica w wartościach elektroujemności w LiF, co oznacza, że \u200b\u200bzwiązek ten charakteryzuje się największą biegunowością.

Zadanie 21. Określić: a) rodzaje sieci krystalicznych, b) cząstki znajdujące się w miejscach sieci następujących substancji: 1) grafit, 2) NaNO 3, 3) Al, 4) Cl 2.

Decyzja. Istnieją 4 rodzaje sieci krystalicznych: atomowa, molekularna, metaliczna i jonowa. Sieci atomowe są charakterystyczne dla prostych substancji, w węzłach sieci krystalicznej są połączone atomy wiązania kowalencyjne... Grafit i diament mają sieć atomową. Substancje takie jak B, Si, Ge, As, Sb, Bi, Se, Te, Po również mają taką sieć. Sieć molekularnautworzone przez cząsteczki niepolarnych lub niskopolarnych. Do takich substancji należą Cl 2, a także takie jak: N 2, P 4, O 2, F 2, Br 2, J 2, H 2, H 2 O, NH 3. W miejscach sieci krystalicznej znajdują się cząsteczki. Metalowy grill. W przypadku metali (Al - metal) charakterystyczna jest sieć, utworzona przez dodatnie jony metali zlokalizowane w jej miejscach oraz elektrony, które wykonują wiązanie między jonami. Sieć jonowa charakterystyka związków pierwiastków bardzo różniących się elektroujemnością i tworzących cząsteczki z wiązaniami jonowymi. Jony o przeciwnych znakach znajdują się w miejscach sieci krystalicznej. NaNO 3 - sól. Ta substancja z typ jonowy znajomości. Jony Na + i NO 3 - i znajdują się w węzłach sieci krystalicznej.

TEMAT 3. TERMODYNAMIKA CHEMICZNA. SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNYCH

Do najważniejszych wartości charakteryzujących systemy chemiczneobejmują: energię wewnętrzną U, entalpię H, entropię S i energię Gibbsa (potencjał izobaryczno-izotermiczny) G. Przebiegowi reakcji chemicznej towarzyszy zmiana energii wewnętrznej reagujących układów. Jeśli energia wewnętrzna systemu spadnie (∆U< 0), то реакция протекает с выделением энергии или тепла (экзотермические реакции). Если внутренняя энергия возрастает (∆U > 0), wówczas procesowi towarzyszy absorpcja energii (reakcje endotermiczne). Zmiana zawartości energii w układzie (lub zmiana entalpii w warunkach standardowych ∆) jest równa sumie zmiany energii wewnętrznej (∆U) i doskonałego układu pracy (p ∆V): ∆H \u003d ∆U + p ∆V. Zmiana entalpii ∆ nazywana jest również efektem cieplnym reakcji Q p. Zmiana entalpii ∆ jest pierwszą charakterystyką energetyczną substancji (podaną w tabeli referencyjnej). W przypadku reakcji chemicznej zmiana entalpii w warunkach standardowych jest równa sumie standardowych entalpii tworzenia produktów reakcji pomniejszonej o sumę standardowych entalpii tworzenia materiałów wyjściowych:

∆ reakcja \u003d ∑n ∆ - ∑n ∆, gdzie: ∆ - standardowe entalpie tworzenia, podane w tabeli referencyjnej, n - współczynniki stechiometryczne reakcji (liczby przed wzorami substancji).

Jeżeli w obliczeniach okaże się, że zmiana ∆< 0 (т.е. запас энергии понижается), значит имеет место выделение тепла, происходит экзотермическая реакция; если ∆ > 0 (system nabiera energii), jest procesem endotermicznym, ciepło jest pochłaniane.

Zadanie 1 . Oblicz zmianę wartości energetycznej reakcji:

2Mg (K) + CO 2 (g) \u003d 2 MgO (K) + C (grafit) i określić rodzaj reakcji - egzotermiczna czy endotermiczna? Decyzja. Z tabeli wyszukujemy standardowe entalpie tworzenia substancji. Dla СО 2: ∆ \u003d –393,5, dla MgO: ∆ \u003d –601,8. Standardowe entalpie formacji proste substancje Mg i C wynoszą zero. ∆ \u003d 2∆ + ∆ \u003d 2 ∙ (–601,8) - (–393,5) \u003d –1203,6 + 393,5 \u003d –810,1 kJ. Dlatego ∆H p< 0, значит, реакция экзотермическая.

Zadanie 2 . Ile ciepła zostanie uwolnione podczas spalania 8 g metanu CH 4 zgodnie z reakcją: CH 4 + 2О 2 \u003d СО 2 + 2Н 2 О, jeśli ∆ \u003d –802 kJ? Decyzja.To równanie termochemiczne oznacza, że \u200b\u200bpodczas spalania 1 mola CH 4 (16 g) uwalnia się 802 kJ. ciepło. Następnie po spaleniu 8 g CH 4 uwolni się 401 kJ. ciepło.

W całkowitej zawartości energii w systemie jest pewna część energii, którą można zdefiniować jako energię związaną. Entropia S jest połączona z tą energią; jej zmianę przedstawia wyrażenie: ∆S \u003d, gdzie: ∆Q to ilość ciepła przekazanego do układu, T to temperatura bezwzględna.

Entropia S jest drugą cechą termodynamiczną. Standardowe wartości entropii podano w tabeli referencyjnej i należy pamiętać, że dla prostych substancji entropia nie jest równa zeru.

W przypadku reakcji chemicznej zmianę entropii ∆ oblicza się podobnie do zmiany entalpii, Rozwiązanie. Decyzja.