Контрольні питання

101. За методом ВЗ показати будову молекул: HF, РН₃, Н₂О.

102. За МО ЛКАО пояснити характер зміни енергії зв'язку, кратності зв'язку, між'ядерної відстані та магнітних властивостей у ряду: N₂→N₂⁺→N₂^-.

103. Який хімічний зв'язок у сполуках О₂, MgO, KCl, NH₄Cl?

104. За методом ВЗ покачати будову молекул: СН₄, BeF₂, Cl₂.

105. За МО ЛКАО пояснити характер зміни енергії зв'язку, кратності зв'язку, між'ядерної відстані та магнітних властивостей у ряду О₂→O₂→⁺O₂^-.

106. Який хімічний зв'язок у сполуках N₂, NaF, CaO, BeH₂?

107. За методом ВЗ показати будову молекул: НС1_(г), BF₃, F₂.

108. За МО ЛКАО пояснити характер зміни енергії зв'язку, кратності зв'язку, між'ядерної відстані ти магнітних властивостей у ряду СN^-→СО→СО⁺.

109. Який хімічний зв'язок у сполуках Cl₂, Na₂O, MgCl₂, SnCl₄?

110. За методом ВЗ показати будову молекул: HBr (г), H[BF₄], NH₄Cl

111. За МО JIKAO пояснити характер зміни енергії зв’язку, кратності зв’язку, між'ядерної відстані та магнітних властивостей у ряду: В₂ →C₂ →N₂.

112. Який хімічний зв'язок у сполуках CO, CO₂, Вr₂, LiCl?

113. За методом ВЗ показати будову молекул NH₃, HI, H₂Те.

114. 3a MO ЛКАО пояснити характер зміни енергії зв'язку, кратності зв'язку, між'ядерної відстані та магнітних властивостей у ряду: O₂ →F₂→NO.

115. Який хімічний зв'язок у сполуках Н₂. НВr, NaI, K₂SO₄?

116. За методом ВЗ пояснити характер зміни валентних кутів і геомет­рію молекул: NH₃, PH₃, AsH₃.

117. ЗА МО ЛКАО пояснити характер зміни енергії зв'язку, кратності зв'язку, між'ядерної відстані та магнітних властивостей у ряду: F₂ →F₂⁺→F₂^-.

118. За методом ВЗ показати будову молекул та пояснити характер зміни полярності молекул в ряду: HF →НСl →НВr →НІ

119. За методом ВЗ пояснити характер зміни дипольного моменту в молекулах: HI → НBr →НСl

120. Визначити ступені окислення (електровалентність), ковален­тність та координаційне число центрального атома у сполуках і відобра­зити будову частинок: СО₂, NH₄⁺, N₂, СН₄.

Основні закономірності протікання хімічних реакцій. Елементи хімічної термодинаміки і термохімії

Науку про взаємні перетворення різних видів енергії називають термодинамікою. Термодинаміка встановлює закони цих перетворені, а також напрямок самодовільного протікання різних процесів у даних умовах.

Розділ термодинаміки, який вивчає теплові ефекти хімічних реакції, називають термохімією. Реакції, які супроводжуються виділенням теплоти, називають екзотермічними, а ті, що супроводжуються поглинанням теплоти, — ендотермічними (позначаються знаками "-" і "+" відповідно).

При будь-якому процесі спостерігається закон збереження енергії. Теплота Q, яка поглинається системою, втрачається на зміну її внутрішньої енергії ΔU і на виконання роботи А:

Q=ΔU+A.

При хімічних реакціях А — це робота проти зовнішнього тиску, тобто у першому наближенні A=pΔV, де ΔV — зміна об'єму системи (V₂-V₁). Оскільки більшість хімічних реакцій відбувається при постій­ному тиску, то для ізобарно-ізотермічного процесу (p=const, T=const)

теплота

Q_p=ΔU+pΔV,

Q_P=(U₂-U₁)+p(V₂-V_l),

Q_p=(U₂+pV₂)-( U₁+pV_l).

Суму (U + pV) позначаємо через Н, тоді

Q_р=Н₂-H₁=ΔH.

Величину Н називають ентальпією.

Ентальпія, як і внутрішня енергія, є функцією стану. Неважко помітити, що теплота реакції в ізохорно-ізотермічному процесі (V=const, T=сonst), при якому ΔV=0, дорівнює зміні внутрішньої енергії системи:

Q_V=ΔU.

Теплоти хімічних процесів, які протікають при p,V=const і V,Т=const, називають тепловими ефектами.

Реакція, яка протікає при даній температурі з виділенням теплоти, при іншій температурі проходить з поглинанням теплоти. Це пояснюється тим, що з одного боку система прагне до упорядкованості (агрегації), до зменшення Н; з другого боку, система прагне до безладдя (дезагрегації).

Перша тенденція зростає з пониженням, а друга — з підвищенням температури. Тенденцію до безладдя характеризує величина, яку називають ентропією (S, Дж/моль_*К). Вона відображає рух частинок речовини і є мірою невпорядкованості системи (зростає при нагріванні, випарюванні, плавленні та ін.) ≈ TΔS. Ентропія є функцією стану, тобто її зміна (ΔS) залежить від початковою (S₁) і кінцевого (S₂) стану і не залежить від шляху процесу:

ΔS_х.р. = ∑S⁰_прод. – S⁰_вих.

Таким чином, рушійна сила процесу складається із двох сил: прагненням до упорядкованості (Н) і прагненням до безладдя (TS). При p=const і Т=const загальну рушійну силу процесу, яку позначають ΔG. можна знайти із співвідношення:

ΔG=ΔН-TΔS.

Величина G — ізобарно-ізотермічний потенціал або енергія Гіббса. Таким чином, мірою хімічної спорідненості є зменшення енергії Гіббса (ΔG), яка залежить від природи речовини, її кількості і під температури (г функцією спіну), тому

Якщо ΔG<0, процес принципово можливий; якщо ΔG>0, процес самодовільно протікати не може.