Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса. Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщенность ионной связи

Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщенность ионной связи. Степень окисления атомов в молекуле. Поляризуемость ионов и их взаимное поляризующее действие. Влияние степени поляризации ионов на свойства веществ.

Билет 15

Наиболее типичные соеднинения с ионной связью - это тв неорганические соли (в т ч и комплексные), существующие в виде ионных кристаллов. Идеальной «стопроцентной» ионной связи не существует.

Поляризация ионов. Ионная связь возникает между атомами элементов с сильно различающейся электроотрицательностью, которые в результате электронных переходов превращаются в противоположнозаряженные ионы. Электростатическое воздействие на частицу вызывает смещение в ней электрических зарядов, называемой поляризацией. (влияние ионов друг на друга, которое приводит к деформации электронной оболочки иона) Наибольшее смещение испытывают электроны внешнего слоя. Под действием одних и того электрического поля разлиные ионы деформируются в разной степени. Иначе говоря поляризуемость различных ионов неодинакова: чем слабее связаны внешние электроны с ядром. Тем легче поляризуется ион, тем сильнее он деформируется в электрическом поле. У ионов одинакового заряда, обладающих аналогичным строением внешнего электронного слоя, поляризуемость возрастает с увеличением размера иона, т.к. внешние электроны удаляются все дальше от ядра. Превращение атома в катион всегда приводит к уменьшению его размеров. Кроме того избыточный положительный заряд катиона затрудняет деформацию его внешних электронных облаков. Анионы всегда имеют большие размеры, чем нейтральные атомы, а избыточный отрицательный заряд приводит здесь к отталкиванию электронов и, следовательно, ослаблению связи их с ядром => поляризуемость анионов значительно выше поляризуемости катионов. Поляризующая способность ионов т.е. их способность оказывать деформирующее воздействие на другие ионы, также зависит от заряда и размера иона. Чем больше заряд иона, тем сильнее создаваемой им электрическое поле=> больше поляризующая способность. Поляризующая способность ионов одинакового заряда и аналогичного электронного строения падает с увеличением ионного радиуса. Анионы обладают меньшей поляризующей способностью чем катионы.

Таким образом анионы (в сравнении с катионами) характеризуются сильной поляризуемостью и слабой поляризующей способностью, поэтому при взаимодействии разноименных ионов поляризации в соновном подвергается анион. Поляризация ионов оказывает заметное влияние на свойства образуемых ими соединений. Это сказывается на диссоциации солей в водных растворах. Так хлорид бария является сильным элеткролитом и практически полностью диссоциирует, тогда как хлорид ртути почти не диссоциирует на ионы. Это объясняется сильным поляризующим действием иона Hg²⁺. В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает направленностью. (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.) Ненаправленность ионной связи объясняется тем, что электрическое поле иона обладает сферической симметрией, т.е. убывает в любом направлении по одному и тому же закону. Поэтому взаимодействие между ионами осуществляется одинаково независимо от направления. Система из двух зарядов, одинаковых по величине но противополжных по знаку создает в окр пространстве эл поле. Это означает что два разноименных заряда притянувшиеся друг к другу сохранют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. Поэтому ионная связь не обладает насыщаемостью. Т е к данному иону может присоединиться различное число ионов противоположного знака. Это число определяется относит размерами противоположных ионов и тем сто силы притяжения должны преобладать над силами отталкивания. Степень окисления – численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Энтальпия (Н) – тепловой эффект реакции. [Дж]. Энтальпия образования (∆_f H⁰) – энтальпия реа-и образования 1 моль вещ-ва в станд. состоянии из соответствующих простых вещ-в, взятых в станд. условиях.[Дж\моль] Энтальпия системы - однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением H=U+PV, где V – объем системы.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы (P = const), и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса: Q=∆H, ∆H=∆U+P∆V. В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, Δ H < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, Δ H > 0. Уравнения химических реакций с указанием энтальпии процесса называют термохимическими. Численные значения энтальпии Δ H указывают через запятую в кДж на моль и относят ко всей реакции с учетом стехиометрических коэффициентов всех реагирующих веществ. Поскольку реагирующие вещества могут находиться в разных агрегатных состояниях, то оно указывается нижним правым индексом в скобках: (т) – твердое, (к) – кристаллическое, (ж) – жидкое, (г) – газообразное, (р) – растворенное. Химические реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими, а с поглощением тепла – эндотермическими.

Первый закон термодинамики: энергия не возникает и не исчезает, а лишь переходит из одной формы в другую. В любом процессе общее изменение внутр. энергии = сумме поглощенной теплоты и проделанной работы. ∆U = q (теплота) + W (работа) или Q=∆U+A

Пользуясь табличными значениями можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Основанием для таких расчетов является закон, сформулированный петербургским профессором Г. И. Гессом «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое». Анализ закона Гесса позволяет сформулировать следующие следствия:1.Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов. 2. Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей E _св исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.3.Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.

(Следствие 1)Теплота образования в-ва не зависит от способа его получения. 2)тепловой эффект хим.реакции = сумме теплот образовавшихся продуктов р-ии --- сумма теплот образования исх. в-в)Из вышесказанного видно, что закон Гесса позволяет обращаться с термохимическими уравнениями как с алгебраическими, т. е. складывать и вычитать их, если термодинамические функции относятся к одинаковым условиям.

Термохимия – наука, изучающая энергетические эффекты реакций. Термодинамическая сис-ма – любой объект, который является предметом рассмотрения с точки зрения превращения энергии. Внутренняя энергия U – полная энергия системы, складывающаяся из кинетической и потенциальной энергии атомных ядер, электронов, атомов и молекул.

Н S G

– + – Возможна при любых температурах

+ – + Невозможно при любых температурах

+ + ± Возможно при достаточно высоких

– – ± Возможно при достаточно низких

Дата добавления: 2015-04-23