Некоторые типы химических связей

Ионная связь - это электростатическая связь между ионами противоположных зарядов. Ионная связь может рассматриваться как предельный случай ковалентной полярной связи. Ионная связь образуется, если разница электроотрицательностей атомов DX больше, чем 1,5-2,0.

где энергия сродства к электрону Еср= А = 345 кДж

где энергия кулоновского взаимодействия Екул = 585 кДж.

Поэтому энергия образования ионной связи из атомов равна:

Из формулы видно, что энергия ионной связи зависит, во-первых, от энергии электростатического взаимодействия между ионами, которая увеличивается с увеличением зарядов ионов и уменьшением их радиусов; во-вторых, от энергии электронного сродства неметалла, которая обычно увеличивается с увеличением неметаллических свойств элемента, и, в-третьих, от энергии ионизации металла, которая уменьшается с увеличением металлических свойств элемента. Поэтому ионная связь образуется между активными металлами и активными неметаллами.

Ионная связь является ненаправленной ненасыщаемой связью. В кристалле NaCl ион Na+ притягивается всеми ионами Cl- и отталкивается всеми другими ионами Na+ независимо от направления взаимодействия и числа ионов. Это предопределяет большую устойчивость ионных кристаллов по сравнению с ионными молекулами.

Водородная связь - это связь между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом (F, Cl, N) другой молекулы. Отсутствие у водорода внутренних электронов позволяет его катиону внедряться в электронные оболочки других атомов и образовывать с ними связь. Водородная связь менее прочна, чем ковалентная или ионная и обозначается тремя точками.

Существование водородной связи объясняет аномальные свойства воды: температура кипения воды гораздо выше, чем у ее химических аналогов: tкип(H2O) = 100oC, а tкип(H2S) = -61oC. Для разрыва водородных связей между молекулами воды необходимо затратить энергию - поднять температуру. Между молекулами H2S водородные связи не образуются.

Образование водородных связей объясняет существование димеров органических кислот и спиртов, связывание между элементами белковых макромолекул и т.д.

В молекулярных кристаллах притяжение между молекулами обусловлено силами Ван дер Ваальса. Эти силы имеет электростатический характер и их энергия меньше, чем энергия водородных связей. Они объясняются воздействием, которое оказывают на молекулу электрическое поле других молекул. Возможны следующие случаи:

1. Ориентационное взаимодействие - притяжение между постоянными диполями полярных молекул.

2. Индукционное взаимодействие - притяжение между постоянным диполем полярной молекулы и индуцированным диполем поляризуемой молекулы.

3. Дисперсионное взаимодействие - притяжение между мгновенными индуцируемыми диполями поляризуемых молекул.

Электроны в двух молекулах координируют свое движение, избегая друг друга насколько это возможно. Отсюда следует возникновение мгновенных диполей и взаимная поляризация молекул. Притяжение между мгновенными индуцированными диполями увеличивается с увеличением поляризуемости молекул, то есть с увеличением их размеров и числа электронов. Например, Cl2 - газ, Br2 - жидкость, а I2 - твердое вещество при комнатной температуре. Дисперсионное взаимодействие значительнее, чем ориентационное или индукционное.

Существование сил Ван дер Ваальса объясняет конденсацию при низких температурах всех веществ, включая инертные газы.

Лекции 10-15 Закономерности протекания химических процессов

Цель: Изучить термодинамические и кинетические параметры протекания химических реакции, а также химическое равновесие.

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.

где 1 и 2 соответственно направление прямой и обратной реакции, имеем:

где v - скорость реакции, k - константа скорости, [А] - молярная концентрация вещества А.

Константа скорости k численно равна скорости реакции, если концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.

– если [H2] увеличивается в 2 раза, то и v1 увеличивается в 2 раза, а v2 не изменяется;

–если [HI] увеличивается в 2 раза, то v1 не изменяется, а v2 увеличивается в 4 раза;

–если давление p увеличивается в 2 раза, то все концентрации увеличиваются в 2 раза, при этом и v1 и v2 увеличиваются в 4 раза.

Скорость реакции не зависит от концентрации твердых веществ, которая остается постоянной, а зависит от площади их поверхности. Так, для реакции CaO(тв) + CO2(газ) CaCO3(тв) имеем: v1 = k1´[CO2], так как [CaO]=const, v2=k2, так как [CaCO3]=const.

Простые реакции - это реакции, которые идут согласно стехиометрическому уравнению, отражающему элементарный акт реакции.

Сложная реакция - это сумма нескольких простых реакций. Уравнение сложной реакции не отражает процесса на молекулярном уровне.

Молекулярность реакции - это число молекул, участвующих в элементарном акте реакции. Для простых реакций, например, mA + nB ® pC + qD молекулярность равна сумме коэффициентов m+n. Реакции могут быть одно-молекулярными, например, I2 ® 2I, двумолекулярными H2 + I2 ® 2HI и редко трехмолекулярными 2NO + H2 ® N2O + H2O. Реакции более высокой молекулярности не встречаются.

Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентрации в экспериментальном выражении скорости химической реакции. Так, для сложной реакции mA + nB ® pC + qD экспериментальное выражение скорости реакции имеет вид:

v1 = k1´[А]a´[В]b и порядок реакции равен (a+b). При этом a и b находятся экспериментально и могут не совпадать с m и n соответственно, поскольку уравнение сложной реакции не отражает процессов на молекулярном уровне и представляет собой итог нескольких простых реакций. Порядок сложной реакции определяется порядком наиболее медленной его стадии. Порядок простой реакции совпадает с молекулярностью этой реакции.

Например, для реакции 2HI + H2O2 ® 2H2O + I2 экспериментальное выражение скорости записывается в виде v=k´[HI]´[H2O2]. Это обусловлено тем, что указанная реакция является сложной и идет в две стадии:

Кинетика общей реакции определяется первой медленной стадией.

Влияние температуры. Скорость реакции зависит от числа эффективных столкновений молекул. Эффективные столкновения происходят только между активными молекулами. Увеличение температуры увеличивает число активных молекул, сообщая им необходимую энергию активации Еакт. и увеличивает скорость химической реакции.

Правило Вант-Гоффа. При увеличении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в 2 - 4 раза.

Математически это записывается в виде: v2 = v1´(t2-t1)/10,

где v1 и v2 - скорости реакции при начальной (t1) и конечной (t2) температурах, g - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10°.

Пример. Как изменится скорость реакции при нагревании на 30°, если g=2?

Правило Вант Гоффа является приближенным. Более точно зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса: k = A´e-E/(RT), где k - константа скорости, А - постоянная, не зависящая от температуры, е = 2,71828, Е - энергия активации, R - газовая постоянная R=8,312Дж/(К´моль); Т - температура (К).

Влияние катализатора. Катализаторы увеличивают (или уменьшают) скорость реакции и остаются практически неизменными после реакции. В случае равновесия катализатор одинаково увеличивает скорость прямой и скорость обратной реакции, не сдвигая равновесия. Если вещества могут реагировать по разным механизмам, катализатор направляет реакцию по одному из них, проявляя селективное действие.

Например, при горении аммиака на воздухе имеем:

В то время как в присутствии металлической платины реакция идет по другому пути:

Гомогенный катализ - катализатор образует с веществами одну фазу (жидкую или газообразную). Например, окисление SO2 в SO3 в присутствии NO. Без катализатора реакция

SO2 + 1/2O2 ® SO3 идет медленно. В его присутствии быстро идут процессы: NO + 1/2O2 ® NO2 и SO2 + NO2 ® SO3 + NO или суммарно SO2 + 1/2O2

SO3.

Гетерогенный катализ - катализатор образует отдельную фазу - твердую - в присутствии жидких или газообразных веществ. Примером может служить вышеприведенная реакция окисления аммиака в присутствии металлической платины.

Автокатализ - один из продуктов реакции играет роль катализатора. Примером автокаталитической реакции является реакция:

2KMnO4 + 5C2H2O4 + 3H2SO4 ® 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O, где образующиеся ионы Mn2+ увеличивают скорость реакции.

Система находится в равновесии, если её состояние не изменяется во времени. Подвижное динамическое равновесие сохраняется во времени не из-за отсутствия процесса, а вследствие его протекания в двух противоположных направлениях с равными скоростями. Равенство скоростей прямой и обратной реакции - условие сохранения равновесия системы.

Примером обратимой реакции является реакция

Изменение скоростей прямой (v1) и обратной (v2) реакций во времени представлены на графике:

В начальный момент времени в системе имеются лишь исходные вещества H2 и I2, и отсутствует HI, поэтому v1 имеет максимальное значение, а v2 равно 0. В процессе реакции v1 уменьшается с уменьшением [H2] и [I2], а v2 увеличивается с увеличением [HI] до тех пор, пока не установится равновесие, то есть v1 станет равной v2.

Для равновесия имеем: v1 = v2 или k1´[H2]´[I2] = k2·[HI]2 или

Закон действия масс: отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ, все концентрации в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, есть постоянная, называемая константой равновесия.

Константа равновесия - это количественная мера прямой реакции данного уравнения.

Константа равновесия реакции К связана с величиной изменения стандартной энергии Гиббса G для этой же реакции:

Если К>1, то lgK>0 и G <0, то есть, если равновесие сдвинуто вправо, то реакция - переход от исходного состояния к равновесному - идет самопроизвольно.

Если К<1, то lgK<0 и G >0, то есть, если равновесие сдвинуто влево, то реакция самопроизвольно вправо не идет.

Константа позволяет рассчитать количества веществ в момент равновесия.

Пример. В объёме, равном 1 л смешали 1 моль Н2 и 1 моль I2. Найти равновесные концентрации веществ, если К=4.

K =

= (2x)2/(1-x)2 = 4; 2x/(1-x) = 2; 2x =2-2x, 4x=2, x=0,5. В момент равновесия имеем [H2] = [I2] = 0,5М; [HI] = 1М.

Закон смещения равновесия. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в системе возникает процесс, который противодействует внешнему воздействию.

Действие температуры. Увеличение температуры сдвигает равновесие в сторону эндотермической реакции. Уменьшение температуры - в сторону экзотермической реакции.

Действие давления. Повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньшего числа газообразных молекул. Понижение давления - в сторону большего числа газообразных молекул.

Действие концентрации. Увеличение концентрации вещества сдвигает равновесие в сторону реакции, которая уменьшает количество этого вещества. Уменьшение концентрации - в сторону реакции, которая увеличивает количество этого вещества.

Пример. В какую сторону сместится равновесие

а) при увеличении температуры; б) при увеличении давления; в) при увеличении концентрации водорода?

Решение: а) Поскольку DН < 0, то прямая реакция экзотермическая, а обратная эндотермическая. Согласно приведенному выше правилу, равновесие сдвигается влево.

б) Все вещества газообразные, причем в левой части уравнения четыре молекулы, а в правой - две. Равновесие сдвинется вправо.

в) Увеличение концентрации водорода сдвинет равновесие вправо.

Цель: Изучить основные типы растворов, способы выражения концентрации растворенного вещества.

Раствор - однородная система, которая состоит из двух или более компонентов. Компоненты раствора - растворитель и растворенное вещество. В зависимости от вида растворителя растворы могут быть газообразные, жидкие или твердые.

Тепловой эффект растворения. Растворение твердого вещества в жидкости можно разделить на две стадии: разрушение кристаллической решетки твердого тела (эндотермический процесс) и взаимодействие получаемых частиц с молекулами растворителя - сольватация (экзотермический процесс). Общий тепловой эффект растворения твердого вещества в жидкости может быть экзотермическим или эндотермическим в зависимости от преобладания того или иного процесса. Так, например, растворение NH4NO3 в воде - эндотермический процесс.

Растворение жидкостей и газов в растворителе сопровождается сольватацией и является экзотермическим процессом. Например, растворение H2SO4 в воде - экзотермический процесс.

Концентрация растворов. Концентрация показывает отношение массы или количества растворенного вещества к массе, объёму или количеству раствора или растворителя.

Массовая доля w равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора:

 = mв-ва/mр-ра или  = mв-ва/(V´), так как mр-ра = Vр-ра×rр-ра

Процентная концентрация С% показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора. Например, если С%=40%, значит, в 100 граммах раствора содержится 40 грамм вещества. С%=´100%

Молярная концентрация См равна отношению числа моль растворенного вещества к объёму раствора, измеряется в моль/л и обозначается М (2М º 2 моль/л):

Молярная концентрация показывает число моль растворенного вещества в 1 л раствора. Например, 0,5М раствор означает, что в 1 л раствора содержится 0,5 моль растворенного вещества.

Молярная концентрация эквивалента (нормальная или эквивалентная концентрация) СЭ равна отношению числа эквивалентов растворенного вещества к объёму раствора, измеряется в моль/л (может обозначаться н или N (2н º 2 моль/л)):

Нормальная концентрация показывает число моль эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора. Например, 2н раствор содержит в 1 л раствора два моля эквивалентов вещества.

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом...

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право...

Что способствует осуществлению желаний? Стопроцентная, непоколебимая уверенность в своем...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: