Модуль 1 «Основные законы химии и Периодический закон. Строение атома и химическая связь»

Модуль 1 «Основные законы химии и Периодический закон. Строение атома и химическая связь»

Основные понятия и законы химии. Предмет и задачи общей и неорганическойхимии. Место химии в системе естественных наук. Краткий исторический очерк развития химии. Современные направления развития химической науки. Материя и движение. Химическая форма движения материи. Основные химические понятия: атом, молекула, простое вещество, химическое соединение. Химический элемент. Изотопы. Атомная и элементная массы. Молекулярная масса. Моль, молярная масса, молярная концентрация вещества. Основные законы атомно-молекулярного учения. Законы: сохранения, кратных отношений, постоянства состава, объемных отношений. Закон Авогадро. Соединения постоянного и переменного состава. Понятие о химической системе и способах описания.

Фаза, компонент. Гомогенные и гетерогенные системы. Газовые системы. Газовые законы. Идеальный газ. Газовая постоянная. Уравнение Менделеева – Клапейрона. Парциальное давление газа в смеси. Относительная плотность газов. Жидкие системы. Растворы. Концентрация растворов и способы ее выражения. Состояние вещества в растворе. Твердые системы. Кристаллы, аморфные тела и стекла. Понятие о кристаллической решетке. Твердые растворы. Нестехиометрические соединения.

Строение атома. Масса и энергия в материальном мире. Элементарные частицы и поля. Масса, заряд, спин и другие свойства элементарных частиц. Экспериментальные основы современной теории строения атома. Ядро и электронная оболочка. Планетарная модель атома и постулаты Бора, противоречия модели. Дуализм в поведении микрочастиц. Волновая природа элементарных частиц. Уравнение де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга. Атом водорода. Квантовомеханическая модель атома. Одноэлектронный атом. Волновое уравнение Шредингера. Решение уравнения Шредингера для водородоподобного атома. Квантовые числа, пределы их изменений. Смысл квантовых чисел. Волновая функция и электронная плотность электронов в атоме. Распределение электронной плотности в атоме. Атомные орбитали. Энергетические уровни электрона в одноэлектронном атоме. Многоэлектронный атом. Принцип Паули и емкость электронных оболочек. Правило Хунда и порядок заполнения атомных орбиталей. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского. Строение электронных оболочек элементов. Понятие эффективного заряда ядра атома. Экранирование заряда электронами. Периодичность строения электронных оболочек. Орбитальные энергии электронов. Потенциалы ионизации и сродство к электрону атомов, радиусы атомов и ионов в зависимости от положения элемента в периодической системе. Электроотрицательность атомов химических элементов.

Периодический закон и периодическая система химических элементов. Поиски основы классификации химических элементов до открытия Периодического закона. Сущность Периодического закона. Предсказание Д.И. Менделеевым свойств неизвестных элементов. Современная интерпретация Периодического закона. Варианты Периодической системы. Типические элементы. Полные и неполные электронные аналоги. Изменение важнейших свойств элементов по группам и периодам периодической системы. Вторичная периодичность и ее проявление в свойствах элементов IV и VI периодов. Эффект инертной пары и его проявление в свойствах элементов VI периода. Общенаучное и философское значение Периодического закона Д. И. Менделеева.

Химическая связь и строение молекул. Взаимодействие атомов. Причины образования химической связи. Природа химической связи. Молекула водорода и методы ее описания. Метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). Приближение ЛКАО. Перекрывание атомных орбиталей, σ- и π-связи, порядок (кратность) связи. Характеристики химической связи – энергия, длина, полярность. Химическая связь в частицах Н2, Н2 + и Н2 - с позиций методов МО и ВС. Химическая связь в гомоядерных двухатомных молекулах элементов второго периода с позиций методов МО и ВС. Схемы МО для молекул начала и конца второго периода. Изменение порядка связи, энергии связи, длины связи при переходе от Li2 к Nе2. Особенности молекул В2 и О2. Прочность связи в молекуле N2. Гетероядерные двухатомные молекулы элементов второго периода. Схемы МО для НF, СО, СN, ОF. Метод ВС и гибридизация орбиталей. Валентное состояние атома. Ковалентная связь в многоатомных молекулах. Донорно-акцепторное взаимодействие. Локализованная и делокализованная связь. Электронодефицитные и электроноизбыточные молекулы. Трехцентровые связи. Направленность и насыщаемость химической ковалентной связи. Теория отталкивания электронных пар валентной оболочки и пространственная структура молекул.

Межмолекулярные взаимодействия. Химическая связь и типы кристаллов. Основы зонной теории. Связь в металлах, полупроводниках и диэлектриках. Дефекты кристаллической решетки. Твердые растворы. Ионная связь. Взаимодействие ионов в кристаллической решетке. Энергия ионной кристаллической решетки, влияние размеров и зарядов ионов. Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное, индукционное и дисперсионное межмолекулярное взаимодействия. Роль межмолекулярных взаимодействий при проявлении физико-химических свойств веществ, явлений самосборки биологических молекул, супрамолекулярных и наносистем.

Кислотно-основные и окислительно-восстановительные процессы в растворах.

Классификация химических реакций. Обменные реакции в растворах. Реакции нейтрализации. Гидролиз солей. Ионные уравнения гидролиза. Константа и степень гидролиза. Сложные случаи гидролиза. Гидролиз солей. Представления Аррениуса и Вернера о механизме гидролиза. Понятие об аквакислотах. Константа и степень гидролиза. Ступенчатый характер гидролиза. Обратимый и необратимый гидролиз. Буферные растворы. Окислительно-восстановительные процессы как реакции переноса электрона. Окислители и восстановители. Участие воды в окислительно-восстановительных реакциях. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах. Метод ионно-молекулярных полуреакций. Типы окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Количественные характеристики окислительно-восстановительных переходов.

Водород. Положение в периодической системе, общая характеристика, изотопы, характеристика молекулы, термическая диссоциация, физические и химические свойства. Лабораторные и промышленные методы получения. Орто- и параводород. Гидриды, их классификация, способы получения и свойства. Гидридокомплексы. Общая характеристика водородных соединений неметаллов. Применение водорода и его соединений.

Щелочные и щелочноземельные металлы (s1 и s2-элементы). Общая характеристика s -элементов. Щелочные и щелочноземельные металлы. Строение электронных оболочек атомов, потенциалы ионизации, сродство к электрону. Простые вещества, восстановительные свойства. Взаимодействие с водой. Водородные соединения. Ионные гидриды. Роль щелочных и щелочноземельных металлов в стабилизации иона Н–. Взаимодействие ионных гидридов с водой. Оксиды щелочных металлов, формы, устойчивость, химические свойства оксидов. Пероксиды, супероксиды, озониды щелочных металлов. Оксиды и пероксиды щелочноземельных металлов. Получение кислорода через пероксид бария. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Щелочи. Особенности гидроксида бериллия. Диагональное сходство Ве и Аl. Соли щелочных металлов, их растворимость. Гидратация ионов щелочных металлов. Понятие об отрицательной гидратации. Причины отсутствия однозарядных ионов элементов II группы в водном растворе. Соли щелочноземельных металлов, их растворимость и гидролиз.

Цель: изучить основные понятия и законы химии

Химия - наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ. Известны вещества: органические (>10 млн.) и неорганические (>150 тыс.).

В настоящее время известно, что все органические и часть (10-20%) неорганических веществ имеют молекулярное строение, то есть, состоят из молекул. В то же время большинство неорганических веществ (металлы, соли и др.) имеют немолекулярное строение и состоят из атомов, ионов. Например, метан и этанол состоят из молекул, железо состоит из атомов, ионов и электронов, хлорид натрия состоит из ионов. Поэтому можно заключить, что вещества состоят из химических частиц (молекул, атомов, ионов), которые имеют сложное строение и состоят из элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов).

Атом - нейтральная частица, состоящая из положительного ядра и электронов.

Молекула - наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства; молекула - устойчивая группа атомов, связанных химическими связями.

Химический элемент - вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элемент обозначают

X, где X - символ элемента, Z - порядковый номер элемента, А - массовое число. Порядковый номер Z равен заряду ядра атома, числу протонов в ядре атома и числу электронов в атоме. Массовое число А равно сумме чисел протонов и нейтронов в атоме. Число нейтронов равно разности А-Z. Например, в атоме

Cl имеется 17 протонов, 17 электронов и 18 нейтронов, а в атоме

Cl имеется 17 протонов, 17 электронов и 20 нейтронов.

Изотопы - атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа. Изотопы имеют одинаковые числа протонов и электронов и разные числа нейтронов. Например, атомы

Cl и

Cl.

Относительная атомная масса (Аr) - отношение средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Атомная масса - среднее значение массовых чисел изотопов. Например, природный хлор состоит на 75% из 35Cl и на 25% из 37Cl. Поэтому Аr(Cl) = 0,75×35 + 0,25×37 = 35,5 а.е.м.

Относительная молекулярная масса (Мr) - отношение средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Относительная молекулярная масса молекулы может быть вычислена как сумма относительных масс атомов, составляющих эту молекулу.

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Моль - это количество вещества, содержащее 6,02×1023 структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

n = N/NA, где n - количество вещества (моль), N - число частиц, а NА - число Авогадро.

Молярная масса М (г/моль) - отношение массы вещества m (г) к количеству вещества n (моль).

Молярная масса численно равна массе одного моля вещества.

Молярный объем газа VМ (л/моль) - это отношение объема газа V (л) к количеству вещества этого газа n (моль).

Молярный объем газа численно равен объему одного моля. При нормальных условиях (t = 0оC или Т = 273 К и p = 101325 Па = 760 мм.рт.ст.) один моль любого газа занимает объем 22,4 л, и

Эквивалент - реальная или условная частица, взаимодействующая с одним атомом водорода, или замещающая его, или эквивалентная ему каким-либо другим способом.

Молярная масса эквивалентов МЭ - отношение массы вещества к количеству эквивалентов этого вещества:

В реакциях обмена зарядов молярная масса эквивалентов вещества А

с молярной массой М равна: МЭ = М/(n´m).

В окислительно-восстановительных реакциях молярная масса эквивалентов вещества с молярной массой М равна:

МЭ = М/n(е), где п - число переданных электронов.

Закон эквивалентов - массы реагирующих веществ пропорциональны молярным массам их эквивалентов.

Для растворов закон эквивалентов может быть записан в следующем виде: CN1×V1 = CN2×V2, где m1 и m2 - массы двух веществ, МЭ1 и МЭ2 - молярные массы эквивалентов, n1 и n2 - количества эквивалентов этих веществ, CN1, CN2 и V1 и V2 - нормальные концентрации и объёмы растворов этих двух веществ.

Объединенный газовый закон. pV = nRT, где имеем:

р - давление (Па, кПа), V - объем (м3, л), n - количество вещества газа (моль), Т - температура (К), T(K) = t(oC) + 273, R - константа,

Главное квантовое число - n - принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, соответствующие электронным уровням (слоям) K, L, M, N, O, P и Q.

Уровень - пространство, где расположены электроны с одинаковым числом n. Электроны разных уровней пространственно и энергетически отделены друг от друга, поскольку число n определяет энергию электронов Е (чем больше n, тем больше Е): E(n=1)<E(n=2)<... и расстояние R между электронами и ядром (чем больше n, тем больше R): R(n=1)<R(n=2)<...

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число - l. Число l - принимает значения в зависимости от числа n:

l = 0, 1,...(n-1). Например, если n = 2, то l = 0, 1; если n = 3,

то l = 0, 1, 2. Число l характеризует подуровень (подслой).

Подуровень (часть уровня) - пространство, где расположены электроны с определенными числами n и l. Число подуровней равно номеру уровня: первый уровень содержит один подуровень, второй - два и т.д. Подуровни данного уровня обозначаются в зависимости от числа l: s - если l=0, p - если l=1, d - если l=2, f - если l=3. Подуровни данного атома обозначаются в зависимости от чисел n и l, например, 2s (n=2, l=0), 2p (n=2, l=1), 3d (n=3, l=2), 5f (n=5, l=3) и т.д. Подуровни данного уровня имеют разную энергию (чем больше l, тем больше E): Es <Ep <Ed<... и разную форму орбиталей, составляющих эти подуровни: s-орбиталь имеет форму шара, p-орбиталь имеет форму гантели и т.д.

По законам квантовой физики мы можем указать не траекторию движения электрона, а место его наиболее вероятного нахождения. Поверхности, определяющие форму орбиталей, ограничивают пространство, в котором вероятность нахождения электрона составляет около 95%.

Магнитное квантовое число - ml - характеризует ориентацию орбитального магнитного момента, равного l, в пространстве относительно внешнего магнитного поля и принимает значения:

-l,...-1, 0, 1,...l, т.е. всего (2l + 1) значение. Например, если l = 2, то

Орбиталь (часть подуровня) - это пространство, где расположены электроны (не более двух) с определенными числами n, l, ml. Подуровень содержит 2l+1 орбиталь. Например, d-подуровень содержит 5 d-орбиталей. Орбитали одного подуровня, имеющие разные числа ml, имеют одинаковую энергию.

Магнитное спиновое число - ms - характеризует ориентацию собственного магнитного момента электрона s, равного 1/2, относительно внешнего магнитного поля и принимает два значению: +1/2 и -1/2.

Периодический закон открыт Д.И.Менделеевым в1869 году: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Химические свойства элементов зависят от строения внешних уровней их атомов. Строение внешних уровней периодически повторяется:

поэтому с увеличением зарядов ядер (и числа электронов) химические свойства атомов периодически повторяются.

Порядковый номер Z элемента в периодической таблице равен числу протонов и электронов в атоме. Номер периода равен числу электронных уровней атомов элементов этого периода. Номер группы равен числу электронов на внешних уровнях атомов элементов данной группы, равен максимальной степени окисления элементов данной группы.

Элементы можно разделить на четыре типа: s-, p-, d-, f-элементы, в зависимости от заполнения в них s-, p-, d-, f- подуровней соответственно.

Эффективные атомные радиусы R уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах:

Энергия ионизации Еион=I (потенциал ионизации) - это энергия необходимая для отрыва электрона от атома. Для процесса А = А+ + е имеем H=Eион>0. Энергия ионизации уменьшается в группах и увеличивается в периодах:

Энергия сродства к электрону Еср = А - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. Для процесса А + е = А- имеем H = Eср<0.

Электроотрицательность (Полинг, 1932 г.) - это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Рассмотрим молекулу А-В. Если атом А отдает электрон атому В, то затрата энергии составляют E = IA - AB. Если атом В отдает электрон атому А, то затраты энергии составляют E = IB - AA. Электроны смещаются в сторону, которой соответствуют меньшие затраты E. Если выгоднее переход электрона от атома А к атому В, то должно быть IA - AB < IB - AA или IA + AA < IB + AB и (I + A)A <

< (I + A)B или XA < XB, где X = I + A - электроотрицательность. Электроотрицательность увеличивается в периодах и уменьшается в группах.

1. Теории строения атома: модель Томсона, модель Резерфорда, модель Бора (постулаты). Этапы развития квантово-механических представлений: теория Планка, гипотеза де Бройля, уравнение Шредингера.

2. Квантовые числа, их возможные значения. Какие параметры состояния электрона в атоме ими определяются? Принцип Паули.

3. Электронная орбиталь. Энергия орбитали. Правила Клечковского. Порядок заполнения орбиталей электронами. Правило Хунда.

4. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Что является физической причиной явления периодичности?

5. Периодическая система элементов. Деление элементов на 4 типа по электронному строению (s-элементы, p- элементы, d- элементы, f- элементы).

6. Энергия ионизации атома. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Валентность и степень окисления.

Цель: Изучить принципы образования химических связей и их основные типы

Согласно методу валентных связей связь между атомами А и В образуется с помощью общей пары электронов. Связь называется ковалентной, если общая пара электронов образуется из неспаренных электронов двух атомов. Связь называется донорно-акцепторной, если общая пара электронов образуется из неподеленной пары одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора).

Ковалентная связь обычно образуется между атомами неметаллов и может быть простой, двойной или тройной в зависимости от числа общих пар электронов между двумя атомами. Ковалентная связь может быть неполярной, если общая пара находится на середине расстояния между двумя одинаковыми атомами, или полярной, если общая пара сдвинута в сторону более электроотрицательного атома.

Донорно-акцепторная связь имеет место между центральным ионом и лигандами внутренней сферы комплексного соединения. В комплексе [Ag(NH3)2]Cl центральный ион Ag+ является акцептором, так как имеет 4 свободные орбитали 4s04p0, а молекула аммиака является донором, так как азот имеет неподеленную пару электронов.

Валентность характеризует способность атомов, образовывать химические связи, и равна числу химических связей образованных атомом. Согласно методу валентных связей валентность равна числу общих пар электронов, а в случае ковалентной связи валентность равна числу неспаренных электронов на внешнем уровне атомов в основном или возбужденных состояниях.

Атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности. Это соответствует насыщаемости ковалентной связи.

Гибридизация атомных орбиталей (АО) - это смешение АО разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных химических связей. Эквивалентность гибридных орбиталей (ГО) объясняет эквивалентность образующихся химических связей. Например, в случае четырехвалентного атома углерода имеем один 2s и три 2p электрона. Чтобы объяснить эквивалентность связей, образованных углеродов в молекулах CH4, CF4 и т.д., атомные s- и p-орбитали заменяют эквивалентными гибридными sp3-орбиталями.

Гибридизация позволяет установить геометрию молекул, так как вследствие направленности ковалентной связи углы между связями равны углам между гибридными орбиталями.

Направленность ковалентной связи состоит в том, что она образуется в направлении максимального перекрывания орбиталей, образующих общую пару электронов.

В зависимости от типа гибридизации гибридные орбитали имеют определенное расположение в пространстве:

sp3 - тетраэдрическое, углы между орбиталями 109о

sp3d1 - тригонально-бипирамидальное, углы 90о и 120о

sp3d2 - октаэдрическое, углы между орбиталями 90о.

Атом бора в основном состоянии имеет лишь один неспаренный электрон, а в возбужденном состоянии - три неспаренных электронов, что соответствует валентности бора в BF3.

Неспаренные электроны атома бора находятся на различных (s- и p-) орбиталях, а связи B-F в молекуле BF3 одинаковые. Это объясняется sp2-гибридизацией АО, когда из одной s-АО и двух р-АО образуются три sp2-гибридные орбитали, имеющие одинаковую энергию и располагающиеся в пространстве под углом 120о.

Три неспаренных электрона на гибридных орбиталях бора взаимодействуют с неспаренными р-электронами фтора с образованием трех ковалентных связей. В силу направленности ковалентных связей эти три связи будут располагаться под тем же углом 120о, что и гибридные орбитали, и молекула BF3 будет иметь плоское строение с углами 120о между связями.

Энергия (Е)- способность производить работу. Механическая работа (А) совершается газом при его расширении: Е = р×V (Дж = Н×м).

Реакции, которые идут с поглощением энергии - эндотермические. Например, реакция фотосинтеза, которая идет на свету в хлорофилле:

идет с поглощением 15 МДж энергии на каждый килограмм синтезированной глюкозы.

Реакции, которые идут с выделением энергии - экзотермические. Так при сгорании 1 литра октана выделяется 40 МДж энергии. Уголь, нефть, природный газ, образовавшись в результате медленного превращения растительных материалов, наследовали энергию от Солнца.

Виды энергии: теплота, свет, электрическая, химическая, ядерная энергия и др. Типы энергии: кинетическая и потенциальная.

Кинетическая энергия - энергия движущегося тела, это энергия, которую может совершить тело до достижения им покоя, то есть, истратив свою кинетическую энергию. Теплота (Q) - вид кинетической энергии - связана с движением атомов и молекул. При сообщении телу массой (m) и удельной теплоемкостью (с) теплоты Q его температура повышается на величину t:

Потенциальная энергия - энергия, приобретенная телом в результате изменения им или его составными частями положения в пространстве. Энергия химических связей - вид потенциальной энергии, возникающей из-за расположения атомов или молекул относительно друг друга.

Первый закон термодинамики: Энергия может переходить из одного вида в другой, но не может исчезать или возникать.

Энергия может переходить из одного вида в другой, например, электрическая энергия переходит в тепловую энергию. В живых организмах энергия химических связей продуктов питания превращается в другие виды энергии.

Внутренняя энергия (U) - сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело. Химические превращения, то есть разрыв одних связей и образование других, сопровождаются изменением внутренней энергии системы. Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов (Q = U = U2 - U1) при условии, что система не совершила работы над окружающей средой. Если реакция идет при постоянном давлении, то выделяющиеся газы совершают работу против сил внешнего давления, и поглощаемая в ходе реакции теплота равна сумме изменений внутренней энергии U и работы A = p×V.

Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии H = U + p×V, определяя энтальпию как H = U + PV. Реакции жидких и твердых веществ протекают без существенного изменения объема (V=0), так, что для этих реакций H близка к U (H=U). Для реакций с изменением объема имеем H>U, если идет расширение, и H<U, если идет сжатие.

Изменение энтальпии обычно относят для стандартного состояния вещества: то есть для чистого вещества в определенном (твердом, жидком или газообразном) состоянии при давлении 1 атм. = 101325 Па, температуре 298 К и концентрации веществ 1 моль/л.

Стандартная энтальпия образования H обр - теплота, поглощаемая при образовании 1 моля вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, H обр(NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + 1/2Cl2(г) = NaCl(тв) при образовании 1 моля NaCl выделяется 411 кДж энергии. Это экзотермическая реакция, для которой H <0. В то же время H обр(C2H2) = 226 кДж/моль. Это значит, что в реакции 2C(тв) + H2О(г) = C2H2(г) поглощается 226 кДж энергии при образовании 1 моля С2Н2 и эта реакция является эндотермической (H >0).

Стандартная энтальпия сгорания - H сг - теплота, поглощаемая при полном сгорании вещества в атмосфере кислорода при давлении 1 атм. Горение - это экзотермическая реакция и H сг<0.

Стандартная энтальпия нейтрализации - H нейтр - теплота, выделяющаяся при взаимодействии кислоты и основания с образованием 1 моля воды при стандартных условиях.

Стандартная энтальпия реакции H - изменение энтальпии в ходе химической реакции определяются по формуле:

зная H обр(NH3) = -46 кДж/моль, H обр(HCl) = -92 кДж/моль и H обр(NH4Cl) = -315 кДж/моль имеем:

Закон Гесса: Стандартная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции.

Если возможно несколько путей протекания реакции, то общее изменение энтальпии не зависит от того, по какому пути протекает реакция. Закон Гесса используется для расчета энтальпий реакций, для которых экспериментальное определение энтальпий затруднено.

Например, экспериментальное определение энтальпии H для реакции

затруднено, а энтальпии сгорания H сг реагентов и H сг продуктов реакции легко определяются и известны, поэтому возможно составление цикла и расчет энтальпии этой реакции H:

2C(тв) + H2(г) + 2,5O2(г) ® 2CO2(г) + H2O(ж); H сг(реагентов)

= 2H сг(С) + H сг (H2О) - H сг(C2H2) = 2(-394) +(-286) -(-1300) =

Стандартная энтальпия разрыва связи - энергия, поглощаемая при разрыве связи двух атомов. Если для реакции

HCl(г) = H(г) + Cl(г) имеем H = 430 кДж/моль, это значит, что H разрыва связи H-Cl в молекуле HCl составляет 430 кДж/моль.

Самопроизвольно идущие процессы могут быть не только экзотермическими, то есть процессами с уменьшением энергии (H <0), но могут быть и эндотермическими процессами, то есть процессами с увеличением энергии (H >0). Подобными процессами являются, например, растворение HCl в воде (H = 19 кДж/моль), плавление льда (H = 6 кДж/моль), испарение воды (H = 44 кДж/моль) и т.д. Во всех этих процессах "беспорядок" системы увеличивается.

Энтропия - S - физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы. S - стандартная энтропия, S - изменение стандартной энтропии. Если S >0, беспорядок растет, если S <0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов растворения твердых веществ в жидкостях, для диссоциации, плавления, испарения, разложения и других процессах, в которых растет число частиц, мы имеем S >0. Для процессов соединения, ассоциации, конденсации и других, в которых число частиц уменьшается, мы имеем S <0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:

Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии, т.е. для которых Н <0, и с увеличением энтропии, т.е. для которых S >0. Учет обоих факторов приводит к выражению для энергии Гиббса: G = H - TS или G = H - T×S. Реакции, в которых энергия Гиббса уменьшается, т.е. G <0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т.е. G >0, самопроизвольно не идут. Условие G =0 значит, что между продуктами и реагентами установилось равновесие.

При низкой температуре, когда T близка к нулю, идут лишь экзотермические реакции, так как TS - мало и G = H <0. При высоких температурах TS - велико и, пренебрегая величиной H, имеем G = -TS, т.е. самопроизвольно будут идти процессы с увеличением энтропии, для которых S >0, а G <0. При этом, чем больше по абсолютной величине значение G, тем более полно проходит данный процесс.

Величина G для той или иной реакции может быть определена по формуле: G = G обр(продуктов) - G обр(реагентов). При этом величины G обр, а также H обр и S обр приведены в специальных таблицах.

Скорость химической реакции (v) определяется изменением молярной концентрации реагирующих веществ в единицу времени:

где v - скорость реакции, С - молярная концентрация реагирующих веществ,  - время.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции (температуры, концентрации, присутствия катализатора и т.д.)

Влияние концентрации. Чтобы две молекулы прореагировали, необходимо, чтобы они столкнулись. Лишь небольшая часть столкновений является эффективной, то есть ведет к реакции. Число эффективных столкновений пропорционально общему числу столкновений, а значит и концентрации реагирующих веществ.

Закон скоростей. В случае простых реакций скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятые в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.