Контрольная работа: Реакційна здатність неорганічних сполук
Електронна конфігурація атома.
Заповнення атомних орбіталей електронами відбувається відповідно до основного закону природи - принципу найменшої енергії (з урахуванням принципу Паулі, правила Гунда, правила Клечковського). Сукупність заповнених атомних орбіталей характеризує електронну конфігурацію атома. При цьому стан кожного електрона строго визначається четвіркою квантових чисел. Електрони найближчих до ядра шарів – міцно зв'язані з ядром і не приймають участі в хімічних перетвореннях. Це внутрішні електрони. Хімічні властивості атомів залежать від зовнішніх – валентних електронів.
1.3Валентність і ступінь окислення
Валентність атома того або іншого елемента в хімічній сполуці визначається числом загальних електронних пар (числом ковалентних зв'язків і графічно відповідає числу "рисок" між атомами в структурній формулі з'єднання). Наприклад, атом нітрогену має на зовнішньому валентному рівні три неспарених електрони:
атомний електрон валентність квантовий
| ↑↓ | ↑ | ↑ | ↑ |
2s2 2р3 і валентність нітрогену дорівнює трьом: у молекулах нітрогену N ≡ N, гідразину H2 N-NH2 , аміаку NH3 .
Ступінь окислення - це умовний електричний заряд, який одержав би даний атом, якби кожна загальна пара електронів, що зв'язує його з іншими атомами, цілком перемістилася до більш електронегативного атома. Іншими словами, ступінь окислення - це умовний заряд атома в молекулі, обчислений, виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів. Наприклад, у розглянутих вище з'єднаннях нітроген стосовно гідрогену поляризований негативно, тому що відносні електронегативності нітрогену й гідрогену відповідно рівні 3,1 і 2,1 (єднальна пара електронів цілком перемістилася до нітрогену).
Таким чином, ступінь окислення нітрогену в молекулах N2 , N2 H4 , NH3 дорівнює відповідно 0, -II, -III. Відзначимо, що ступінь окислення прийнято позначати римськими цифрами, що підкреслює формальний, умовний характер цієї величини - на відміну від реальної величини заряду іонів, для позначення якої використовують арабські цифри, наприклад, Са2+ , Аl3+ .
Для того, переконатися в розходженні понять "валентність" і "ступінь окислення", визначимо, наприклад, ступінь окислення атома вуглецю в молекулах метану, метилового спирту, формальдегіду, мурашиної кислоти і диоксиду вуглецю.
Таким чином, ступінь окислення є більш конкретним поняттям, чим валентність; дійсно, значення ступеня окислення атома вуглецю у вищенаведених з'єднаннях показують, що вуглець знаходиться в них не в однаковому стані (у той час як, з погляду валентності, ці розходження не розкриваються, тому що вуглець у всіх своїх з'єднаннях чотиривалентний).
Окислювально-відновні реакції - це реакції, що протікають із зміною ступеня окислення атомів, що входять до складу молекул реагуючих речовин; в окисників вона знижується, а у відновників підвищується.
1.4Енергетика хімічних реакцій
У 1840 р. російський вчений Г.І. Гесс сформулював закон, що є основним законом термохімії: "Сумарний тепловий ефект ряду послідовних хімічних реакцій дорівнює сумарному тепловому ефектові будь-якого іншого ряду реакцій, якщо вихідні речовини і їхні стани в обох випадках однакові і якщо однакові також кінцеві продукти і їхні стани". Іншими словами, тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового й кінцевого стану системи і не залежить від шляху переходу з початкового стану в кінцевий.
Закон Гесса є цілком строгим тільки для процесів, що відбуваються при постійному тиску або при постійному обсязі. Для цих процесів він може розглядатися як частна форма вираження закону збереження енергії стосовно до хімічних реакцій. Велике практичне значення для розрахунку теплових ефектів реакцій мають наслідки із закону Гесса.
Перший наслідок.
Тепловий ефект реакції дорівнює сумі ентальпій утворення продуктів з вирахування суми ентальпій утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів. Як вихідні речовини, так і продукти реакції можна синтезувати з простих речовин у стандартних умовах, тому зміну ентальпії реакції Δr Н0 знаходимо по рівнянню:
Δr Нo = ∑ν’i ∙ ΔН˚утв(прод) - ∑ νi ∙ ΔН˚утв(вих.р.) ,
де ∑ν’i ∙ΔН˚утв(прод) - сума стандартних ентальпій утворення продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів (ν’i );
∑νi ∙ΔН˚утв(вих.р.) – сума стандартних ентальпій утворення вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів (νi );
Справедливо також ствердження: тепловий ефект реакції дорівнює сумі енергій зв'язків молекул вихідних речовин за винятком суми енергій зв'язків продуктів з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.
Значення теплового ефекту реакції дозволяє оцінити кількість тепла, що поглинається або виділяється в ході хімічної реакції, але не дозволяє відповісти на запитання про можливість або неможливість протікання реакції в даних умовах.
У відповідності з другим початком термодинаміки - мимовільне протікання процесу можливе тільки убік збільшення ентропії (для адіабатно-ізольованих систем). Так як ентропія є функцією стану системи, то стандартна зміна ентропії в результаті здійснення хімічної реакції (стандартна ентропія реакції) обчислюється як сума стандартних ентропій продуктів з вирахуванням суми стандартних ентропій вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів.
Зміна ентропії реакції:
Δr So =∑ν’i ∙ So (прод) – ∑νi ∙ Sо (вих. р.) ,
де ∑ν’i ∙So (прод) – сума стандартних ентропій продуктів реакції з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів (ν’i );
∑νi ∙ S°(вих. р.) - сума стандартних ентропій вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів (νi ).
У закритих системах в ізобарно-ізотермічних умовах (р, Т=const) критерієм спрямованості мимовільного хімічного процесу є знак зміни енергії Гіббса (ΔG = ΔН – ТΔS ):
а) якщо ΔG<0 (енергії Гіббса убуває), то процес мимовільно може протікати в прямому напрямку, тобто термодинамічно можливий;
б) якщо ΔG>0 (енергії Гіббса зростає), то мимовільно може протікати тільки процес у зворотному напрямку;