Тема 2. Химическая связь

При выполнении контрольного задания по теме "Химическая связь" необходимо знать природу химической связи, метод ва­лентных связей (ВС), образование химических связей, насыщен­ность химических связей, направленность ее, типы связей (σ-, π-связи), донорно-акцепторный механизм образования связи, определение валентности по методу ВС, метод молеку­лярных орбиталей (МО), кратность связи в МО, энергетические диаграммы.

Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное распо­ложение атомов и молекул.

Полярность ковалентной связи. Дипольный момент. Полярные и неполярные молекулы. Ионная связь. Водородная связь; био­логическая роль водородной связи. Характеристика веществ с различным типом химических связей.

Методические указания к решению типовых задач

Пример I. Какую ковалентность может проявить бром в своих соединениях?

Решение. Электронная формула атома брома 4s²4p⁵. Ковалентность определяется числом неспаренных электронов (по методу ВС). Ковалентность равна I. Но бром может проявлять ковалентность, равную 3 и выше. У атома брома есть свободные d-орбитали на четвертом энергетическом уровне. При переходе одного из р-электронов на d-подуровень в неспаренном состоя­нии окажутся 3 электрона. При переводе второго р-электрона в возбужденное состояние в неспаренном состоянии окажутся 5 электронов. Ковалентность, равную семи, можно объяснить тео­ретически, но такое состояние неизвестно

Электронные формулы брома, соответствующие значениям ковалентности:

Реально существующие

Пример 2. Какая из связей Н-N, H-S, H-Те, H-Li является наиболее полярной? К какому из атомов смещено моле­кулярное электронное облако в каждом из приведенных параметров?

Решение. Чтобы определить характер связи, необхо­димо найти разность относительных электроотрицательностей (ДОЭО) в приведенных парах, используя табличные данные:

а) Δ ОЭО H-N = 3,0 - 2,1 = 0,9;

б) Δ ОЭО Н-S = 2,5 - 2,1 = 0,4;

в) Δ ОЭО Н-Те = 2,1 - 2,1 = 0,0;

г) Δ ОЭО H-Li = 2,1 - 1,0 = 1,1.

Чем больше разность электроотрицательностей, тем более полярна связь. Наиболее полярна связь H-Li. Молекулярное электронное облако смещается в сторону е большей электроотрицательностью, т.е. к азоту в первом примере H→N; к сере H→S; к водороду Н←Li; Н←Те . Молекулярное электрон­ное облако находится на одинаковом расстоянии от H и от Tе.

Пример 3. Составить электронную диаграмму В₂, определить порядок связи.

Решение. Энергетическая диаграмма В₂ (рисунок) должна включать в себя МО, происходящие из 2s- и 2р-уров­ней изолированных атомов бора.

В соответствии с правилом Гунда происходит заполнение π-связывающих орбиталей:

Электронная диаграмма

Кратность связи (В₂) равна единице, молекула В₂ - парамаг­нитна.

Тема 3. Энергетика химических процессов

Для решения задач по этой теме необходимо:

1. Иметь представление о термодинамических функциях со­стояния:

а) энтальпия ( Н°), [кДж/моль];

б) энтропия (S°), [Дж/к-моль];

в) свободная энергия ( G ), [кДж/моль].

2. Знать общие свойства этих функций:

(1)

где или или или

Абсолютные величины Н и G для соединений не могут быть измерены. Измерены только величины и для хими­ческих соединений; эти величины для простых веществ в стан­дартных условиях равны нулю.

Абсолютные величины энтропии для многих веществ (простых и сложных) измерены и известны; (простых и сложных) веществ (третье начало термодинамики или тепловая теорема В. Нернста), поэтому

(2)

3. Знать закон Г. И. Гесса для определения величин тепло­вых эффектов реакций, уметь пользоваться термохимическими уравнениями. Помнить, что:

+ Q (к окружающей среде) = -ΔН° (от системы).

- Q (от окружающей среды) = +ΔН° (к системе), т.е.:

Q > 0 или ΔН° < 0 - это экзотермический процесс, а

Q < 0 или ΔН° > 0 - эндотермический процесс.

(Первое начало термодинамики - закон сохранения энергии в применении к тепловым явлениям. Закон Гесса - применение первого начала термодинамики к химическим процессам - част­ный случай всеобщего закона сохранения энергии).

4. Уметь оценить знак изменения энтропии процесса для гетерогенных и газовых реакций по виду химического урав­нения (без вычислений по величинам продуктов и реаген­тов), по изменению числа молей газов в процессе или по изме­нению агрегатного состояния веществ.

5. Знать фундаментальное уравнение химической термодина­мики:

(3)

Это математическое выражений второго начала термодинамики. Так как величины и зависят от температуры не так явно, как , то в первом приближении считают, что

и

а уравнение (3) приобретает вид:

(4)

6. Уметь определять направление протекания химического процесса по знаку

- идет прямой процесс;

- невозможен прямой процесс, но возможен об­ратный;

- условие химического равновесия;

- температура химического равновесия.

7. Уметь проводить анализ влияния температуры на направ­ление химического процесса по уравнению

(определять направление изменения при изменении Т по из­вестным знакам изменения и для рассматривае­мого процесса).

8. Уметь пользоваться термодинамическими данными, изло­женными в справочных таблицах, для проведения необходимых по условию задачи вычислений.

Основным источником термодинамических данных является справочная таблица величин (Л.Глин­ка "Задачи и упражнения по общей химии").

Для некоторых веществ данные приведены непосредственно в условии задачи (так как отсутствуют в задачнике).

Пример. Для процесса синтеза аммиака:

I. Определить знак изменения энтропии процесса (без вы­числения величины ).

2. По знаку определить, как влияет изменение температуры на возможность самопроизвольного протекания процесса в стандартных условиях.

3. Вычислить величины (и определить характер про­цесса) , а также величину равновесной температуры.

4. Определить (вычислить) возможность протекания процес­са при:

а) 289 К и б) 600 К.

Решение.

1. Поскольку в данном процессе уменьшается число молей газа, то уменьшается степень беспорядка в системе, т.е.

Ответ I:

2. Так как самопроизвольности протекания процесса способ­ствует уменьшение величины , то для данного процесса уменьшению Т соответствует уменьшение ΔG° (поскольку , , то с ростом Т увеличивается ΔG°)

Ответ 2. Самопроизвольному протеканию данного про­цесса способствует понижение температуры (это уменьшает ).

3. Чтобы ответить на третий и четвертый вопросы, выпишем табличные данные для термодинамических функций состояния:

Вещество	(кДж/моль)	(Дж/моль·К)	(кДж/моль)
N2(г)	0	191,5	0
H2(г)	0	130,5	0
NH3(г)	-46,2	192,6	-16,7

а) = = 2(-46,2) = -92,4 (кДж/моль), так как < 0 - процесс экзотермический;

б) = = 2 • 192,6 - (191,5 + 3 • 130,5) = 385,2 - 191,5 - 391,5 = =385,2 - 583,0 = -197,8 (Дж/моль-К) = -0,1978 (кДж/моль-К);

в) в случае равновесия = 0 или , откуда (или 197°С).

Ответ 3. Процесс экзотермический = -92,4; = -197,8.

4. a) 2(-16,7) = -33,4 (кДж/моль),

Ответ 4 а. Так как 0 самопроиз­вольный процесс в стандартных условиях при 298 К.

б) 600 · = -92,4 + 600 • 0,1978 = -92,4 + 118,6 = +26,2 (кДж/моль).

Ответ 4 б. Так как , невозможен этот процесс в стандартных условиях при 600 К (см.также ответ 2).