Закономірності перебігу хімічних процесів

Завдання для індивідуальної самостійної роботи

Періодичний закон і періодична система елементів Д. І. Менделєєва.

Приклад 24. Який вищий і нижчий ступінь окиснення проявляють арсен, селен і бром? Складіть формули сполук даних елементів, що відповідають цим ступеням окиснення.

Рішення:

Вищий ступінь окиснення елемента визначає номер групи періодичної системи Д. І. Менделєєва, у якій він перебуває. Нижчий ступінь окиснення визначається тим умовним зарядом, що здобуває атом при приєднанні тієї кількості електронів, яких необхідно для утворення стійкої восьмиелектронної оболонки (ns²np⁶).

Дані елементи перебувають відповідно в головних підгрупах V, VI, VII-груп і мають структуру зовнішнього енергетичного рівня s²р³, s²p⁴, s²p⁵. Отже, ступені окиснення арсену, селену, брому в сполуках такі:

Аs +5 (вища), –3 (нижча) – As₂O₅, AsH₃;

Se +6 (вища), –2 (нижча) – SeO₃, Na₂Se;

Br +7 (вища), –1 (нижча) – КВrО₄, KBr.

Приклад 25. У якого з елементів четвертого періоду марганцю або брому сильніше виражені металічні властивості?

Рішення:

Електронні формули даних елементів:

₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵

₃₅Br 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵.

Манган – d-елемент VII-групи побічної підгрупи, а бром – p-елемент VII-групи головної підгрупи. На зовнішньому енергетичному рівні у атома мангану два електрони, а у атома брому – 7. Атоми типових металів характеризуються наявністю невеликого числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, а отже, тенденцією втрачати ці електрони. Вони мають тільки відновні властивості й не утворять негативних іонів. Елементи, атоми яких на зовнішньому енергетичному рівні містять більше трьох електронів, мають певну спорідненість до електрона, а отже, здобувають негативний ступінь окиснення й утворять негативні іони. Таким чином, манган, як і всі метали, має тільки відновні властивості, тоді як для брому, що проявляє слабкі відновні властивості більше властиві окисні функції. Отже, металеві властивості більше виражені у мангана.

Для наведених у таблиці елементів за допомогою електронної формули описати положення елемента в періодичній системі (період, група, підгрупа) та передбачити головні хімічні властивості (метал або неметал, ступені окиснення, формули та характер оксидів).

Варі-ант	Елементи	Варі-ант	Елементи	Варі-ант	Елемен-ти	Варі-ант	Елементи
	Na, P		S, Fe		Bi, Ba		Sr, Se
	K, N		As, Co		In, Ag		As, Na
	Mn, B		Se, Ni		Sn, V		Cu, Cl
	Te, Sc		Br, Ca		Hg, Cl		F, Ti
	C, Mo		Pb, I		F, Sr		I, Ca
	O, Zn		Ga, Be		P, Tc		O, Fe
	Ti, F		Al, Mg		Zn, S
	Cr, Si		Sb, Cd		Cd, Br

Хімічна термодинаміка – це наука, що вивчає перехід енергії з однієї форми в іншу; енергетичні ефекти – це ефекти, що супроводжують хімічні та фізичні процеси.

Системою в хімії називають речовину або сукупність речовин, які від оточуючого середовища обмежені видимою поверхнею розділу. Система, яка не обмінюється масою або енергією з навколишнім середовищем і має сталий об’єм, називають ізольованою системою.

Для характеристики процесу користуються ентальпією (тепловмістом)

Н = U+ РV,

де: Н – ентальпія, Р – тиск у системі, V – об’єм системи.

За сталим тиском ∆Н = ∆U + P∆V, тобто зміна ентальпії дорівнює сумі зміни внутрішньої енергії (∆U) і удосконаленій системою роботи розширення (Р∙∆U). Якщо при цьому ніяки види робіт не завершуються, то ∆Н = Q_p

Для екзотермічної реакції Q_p > 0,

Для ендотермічної Q_p < 0

Таким чином, Q_p це кількість тепла, що виділилося або що поглинулося, а ∆Н – тепловміст системи.

Якщо тепло при реакції виділяється (+ Q_p), то тепловміст системи зменшується (– ∆Н), реакція екзотермічна, якщо тепло реакції поглинається (– Q_p), то тепловміст системи збільшується (+∆Н), реакція ендотермічна.

Рівняння реакцій, в яких біля формул хімічної сполуки, вказують її агрегатний стан або кристалічну модифікацію, а також числові значення теплових ефектів, називають термохімічними. Значення ΔН реакцій наводять у правій частині, відокремлюючи від рівняння реакцій комою або крапкою з комою. У термохімічних рівняннях між системами реагентів і кінцевих продуктів ставлять знак рівності, а не знак оберненості. Наприклад, відповідно термохімічне рівняння має вигляд:

C_(т) + О_2(г) = СО_2(г.) + Q; Q = 395,5 кДж

∆Н^o_СО2 = – 395,5 кДж

Теплові ефекти, визначені при температурі 298 К (25°С) та тиску 101,325 кПа, називають стандартними (стандартними ентальпіями) і позначають ΔН°₂₉₈.

Верхній індекс – це стандартна величина теплового ефекту реакції, а нижній – стандартна температура. Оскільки стандартні теплові ефекти відносять до утворення одного моль речовини, то у термохімічних рівняннях можуть бути дробові коефіцієнти.

Лавуазьє і Лаплас встановили, що теплота розкладання даної сполуки чисельно дорівнює теплоті утворення, але має протилежний знак – це перший закон термохімії.

Тепловий ефект хімічних реакцій, які відбуваються при сталому об’ємі або при сталому тиску, не залежить від числа проміжних стадій і визначається лише початковим та кінцевим станом системи – другий законом термохімії (Закон Гесса).

Для термохімічних розрахунків використовується наслідок закону Гесса: стандартна зміна ентальпії хімічної реакції дорівнює різниці між сумами стандартних теплот (ентальпій) утворення продуктів реакцій і стандартних теплот утворення вихідних речовин.

∆Н^o_{298 хр} = ∑ν ∆Н^o _{утв кінцевих продуктів} – ∑ ν ∆Н^o _{утв вихідних речовин}

де ν – стехіометричні коефіцієнти у рівнянні реакції, що враховують число моль кожного з вихідних речовин.

Для оцінки ступеня безладу в системі запропонована функція стану системи, яка має назву ентропія. Ентропію позначають літерою S, стандартну ентропію – S⁰₂₉₈ [Дж/(моль∙К)], ії зміну – ∆S⁰ (∆S = S₂ – S₁).

Ентропію реакції можна визначати як різницю між сумою ентропій продуктів реакції та сумою ентропій вихідних речовин:

∆S^o₂₉₈ = ∑ν ∆S^o _{утв кінцевих продуктів} – ∑ν ∆S^o _{утв вихідних речовин}

Для визначення напряму перебігу хімічних процесів використовують енергію Гіббса (ізобарно-ізотермічний потенціал, вільна енергія Гіббса).

∆G = ∆Н – Т∆S

де ΔG – зміна енергії Гіббса, Дж/моль; T – абсолютна температура, К; ∆S – зміна ентропії, Дж/(моль∙К).

Зміну вільної енергії хімічного процесу також можна визначати як різницю між сумою вільних енергій продуктів реакції та вихідних речовин

∆G^o₂₉₈ = ∑ν ∆G ^o _{обр кінцевих продуктів} – ∑ν ∆G ^o _{обр вихідних речовин}

Характер зміни вільної енергії дає змогу зробити висновки про принципову можливість перебігу реакції:

∆G < 0 – реакція відбувається у прямому напрямку;

∆G > 0 – реакція відбувається у зворотному напрямку;

∆G = 0 – стан хімічної рівноваги.

Енергію Гіббса утворення відносять до 1 моль речовини і відображають у кДж.

Значення ΔН, ΔS,ΔG залежать від природи реагуючих речовин від агрегатного стану і від концентрації.

Дата добавления: 2014-11-07