Функции состояния системы. Энтальпия. Правила термохимии. Закон Гесса

Размеры атомов и ионов. Ионный, ковалентный, металлический и вандерваальсов радиусы.

Билет 30

Размер атома определить сложно. Резкой границы между атомом и окружающим его пространством не существует, поэтому размер атома можно определить по расстоянию между ядрами соседних атомов,образ. ков.связь.

Радиус атома –расстояние между атомным ядром и само дальней из стабильных орбит электронной оболочке дан.атома.Уменьшается по периоду,т.к. усиливаются силы кулоновского взаимодействиямежду возраст.зарядом ядра и электроном.Увеличивается по группам,т.к. растёт число энерг.уровней.

Радиус иона нельзя измерить точно(нет чётких границ). Размер иона определяется ионным радиусом.

Ионный- это одна из двух частей межъядерного расстояния между соседними одноатомными(простыми) ионами в кристаллическом ионном соединении (соли

Вандерваальсов- равен половине межядерного расстояния между несвязанными атомами;хар-ет минимально допустимое расстояние между атомами, принадлеж.разным молекулам

, ковалентный (равен половине межъядерного расстояние (длины связи)между двумя одинаковыми атомами связанными ковалентой связью, он короче чем вандерваальсов радиус),

металлический (равен половине межъядерного расстояния между двумя соединенными ионами в крист. решетке металла),

Состояние системы определяется термодинамическими параметрами состояния – температурой, давлением, концентрацией, объемом и т. д. Система характеризуется, кроме того, такими свойствами как внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G. Их изменение в ходе химических реакций характеризуют энергетику системы. Перечисленные свойства системы зависят от температуры, давления, концентрации, поэтому они называются функциями состояния, не зависят от пути процесса и определяются только конечным и начальным состояниями системы.

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. Энтальпия имеет размерность энергии (кДж). 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. Пользуясь табличными значениями можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений, испльзуя закон Г. И. Гесса «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое». 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.

Следствия: 1)Теплота образования в-ва не зависит от способа его получения. 2)тепловой эффект хим.реакции = сумме теплот образовавшихся продуктов р-ии. 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

Дата добавления: 2015-04-23