Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики. Ковалентные соединения

Ковалентные соединения

Билет 16

1. Ковалентная связь. Основные положения теории отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП), теории валентных связей (ТВС). Гибридизация. Ковалентная связь - хим. связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов. Неполярная (между атомами неметаллов с одинаковой элеткроотрицательностью) полярная (между атомами неметаллов с разной электроотрицательностью). Связь становится полярной когда один из атомов перетягивает к себе общую эл пару.

Свойства ковалентной связ: 1)ковалентная связь насыщенная, это значит что между атомами ограниченное число связей; 2)Связь направлена по оси ох, оу, оz;(Направленность связи. Образование ковалентной связи взывается перекрыванием электронных облаков взаимодействующих атомов. Но такое перекрывание возможно только при определенной взаимной ориентации электронных облаков; при этом область перекрывания располоагется в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам.) 3)Связь поляризуемая - деформируется во внешнем эл.поле.

Газообразные, жидкие или тв в-ва с низкой температурой плавления <300*С; многие не растворяются в полярных растворителях, большиноство растворимы в неполярных растворителях; р-ры и р-вы не проводят электричество.

Представления о ковалентной связи можно разделить на 3 группы: 1) теория отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП); 2) теория валентных связей (ТВС); 3) теория молекулярных орбиталей.

ОВЭП: 1. Каждая валентная электронная пара является равнозначной; 2. отталкивание вэп определяет строение молекулы.

ТВС: 1. Хим связ возникает между двумя атомами за счет обобществления электронов с разными спинами; 2. при образовании молекулы электронная структура взаимодействующих атомов сохраняется; 3. хим связь располагается в направлении, обеспечивающим максимальное перекрывание электронных облаков; 4. прочность хим связи зависит от степени перекрывания взаимодействующих орбиталей.

Гибридизация – взаимодействие определенной серии атомных орбиталей с образованием новой серии атомных орбиталей с тем же общим числом электронов и со св-вами и энергией промежуточной по сравнению с негибридизованными орбиталями. Sp – линейная форма, 180⁰; Sp² – плоский треугольник, 120⁰; Sp³ – тетраэдрическая, 109,5⁰; Sp³d – тригонально-бипирамидальная, 90⁰, 120⁰; Sp³d² – октаэдрическая, 90⁰.

Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж∙моль^–1∙K^–1. Изменение энтропии в необратимых и обратимых процессах передается соотношениями Δ S > Q / T и Δ S = Q / T. Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии) плавления Δ S _пл = Δ H _пл/ T _пл Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии. Энтропия вещества или системы тел при определенной температуре является абсолютной величиной. Энтропия зависит от:

6. Агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар).

7. Изотопного состава (H₂O и D₂O).

8. Молекулярной массы однотипных соединений (CH₄, C₂H₆, н-C₄H₁₀).

9. Строения молекулы (н-C₄H₁₀, изо-C₄H₁₀).

10. Кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.

стремление системы к беспорядку проявляется тем больше, чем выше температура. Произведение изменения энтропии системы на температуру T Δ S количественно оценивает эту тенденцию и называется энтропийным фактором. S возрастает при переходе в-ва из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при хим.взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы в результате которых упорядоченность системы возрастает(конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшения числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.

В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается Δ S > 0 (второй закон термодинамики).

Энтропия равна нулю только у идеального кристалла при абсолютном нуле (третий закон термодинамики).

Дата добавления: 2015-04-23