Достоинства и недостатки метода валентных связей

Метод валентных связей нагляден, хорошо объясняет насыщаемость и направленность химических связей, раскрывает физический смысл валентности элементов, но методу ВС присущи некоторые принципиальные недостатки.

Во-первых, он не допускает присутствия в молекулах неспаренных электронов, но кислород, оксиды азота NO и NO₂, а также многие другие вещества парамагнитны, т.е. содержат неспаренные электроны.

Во-вторых, он не объясняет существования частиц – молекулярных катионов, в которых химическая связь осуществляется не парой, а одним электроном (H₂⁺, Na₂⁺, Hе₂⁺ и др.), причем, в некоторых из них, например в молекулярном катионе F₂⁺, энергия связи больше (318,4 кДж/моль), чем в молекуле F₂ (159 кдж/моль).

В-третьих, при отрыве электрона от многоатомных молекул все связи в образующихся молекулярных катионах остаются одинаковыми по длине и энергии. Например, в ионе CH₄⁺ все четыре связи С–Н равноценны, хотя, казалось бы, электрон должен был оторваться только от одной из них. Создается впечатление, что от каждой из четырех связей С–Н электрон отрывается «частями», равномерно от каждой связи, во что поверить невозможно. Для объяснения этих и других фактов параллельно с методом ВС разработан и применяется метод молекулярных орбиталей (метод МО). Он будет рассмотрен на следующей лекции.

Поскольку по этой теме читается две лекции, то тест для самоконтроля и задания для самостоятельной работы приведены в пятой лекции

МОДУЛЬ II. ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИЙ

ЛЕКЦИЯ 6

Тема 6. Основы химической термодинамики

По этой теме необходимо знать и уметь следующее.

1.(46). Знать предмет химической термодинамики и параметры стандартного состояния, объяснять понятие «химическая система» и знать типы систем (открытая, закрытая, изолированная).

2.(47). Знать классификацию реакций в химической термодинамике (экзотермические и эндотермические, изохорные и изобарные, самопроизвольные и несамопроизвольные).

3.(48). Объяснять понятия внутренней энергии и энтальпии системы (вещества) и знать их взаимосвязь (первый закон термодинамики).

4.(49). Уметь записывать термохимические уравнения реакций, знать их особенности.

5.(50). Определять, не проводя вычислений, тип реакции (экзотермическая или эндотермическая) при известном и неизвестном значении энтальпии этой реакции.

6.(51). Знать определение понятия «стандартная энтальпия образования вещества»; уметь вычислять её, если известны масса (объем – для газа) простого вещества, взаимодействующего без остатка с другим простым веществом, и количество выделяющегося при этом тепла.

7.(52). По энтальпии образования вещества вычислять количество тепла, которое выделяется или поглощается при получении любой массы (объема – для газа) этого вещества.

8.(53). Вычислять энтальпию реакции по закону Гесса посредством алгебраических преобразований данных термохимических уравнений; вычислять энтальпию реакции по следствию закона Гесса.

9.(54). Вычислять количество тепла, которое выделяется или поглощается при получении известной массы (объема – для газа) продукта или при израсходовании известной массы или объема (для газов) реагента.

10.(55). Объяснять физико-химический смысл энтропии системы и стандартной энтропии вещества; определять по уравнению реакции, не проводя расчетов, как изменяется энтропия (увеличивается, уменьшается) при её протекании.

11.(56). Вычислять энтропию реакции и по полученному результату определять направление её протекания в изолированной системе (второй закон термодинамики).

12.(57). Вычислять энергию Гиббса химической реакции при стандартной и нестандартной температуре и делать выводы о возможности и направлении её самопроизвольного протекания в неизолированной закрытой системе.

13.(58). Определять, не проводя вычислений, направление реакции по знакам энтальпии и энтропии этой реакции.

14.(59). Сравнивать термодинамическую устойчивость соединений по справочным значениям их стандартной энергии Гиббса образования.

Содержание лекции.

Дата добавления: 2014-12-16