Паспорт роботи

Таблиці та плакати

1.Періодична система Д.І Менделєєва.

2.Електронні хмари у молекулі водню (перекривання хмар)

3.Схема утворення сігма- і пі- зв'язків.

4.Гібридізація орбіталей та форми молекул.

5.Схема утворення комплексних іонів.

6.Індуктування молекул у зовнішньому електричному полі.

7.Кристалічна гратка NaCl.

Результати оформлення роботи

Всі записи, що будуть зроблені на дошці студентами при вивченні даної теми, оформляються у вигляді звіту в лабораторному зошиті.

Контрольні питання

1.Які бувають основні типи хімічного зв’язку?

2.Назвіть основні положення метода молекулярних орбіталей?

3.Як утворюється хімічний зв’язок з позицій методу валентного зв’язку? Наведіть приклади.

4.Поясніть з позицій метода молекулярних орбіталей утворення хімічного зв’язку в молекулі водню.

5.Поясніть донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку. В чому його відмінність від механізму обміну? Наведіть приклади.

6.Дайте визначення поняттю “валентність” та “ступінь окислення”

7.Який ковалентний зв’язок називають” полярним “а який “неполярний” ?

8.В яких одиницях вимірюється полярність молекул?

9.Чим визначається міцність хімічного зв’язку, його довжина?

10.Який процес називається гібридизацією електронних орбіталей?

11.Від чого залежить геометрична конфігурація молекул? Приведіть приклади.

12.Вкажіть на основні особливості водневого зв’язку, який вплив на хімічні та фізичні властивості речовин має цей зв’язок?

13.Який зв’язок називається іонним? Чи досягають ефективні заряди однозарядних іонів одиниці?

14.Чи завжди співпадають поняття “окислювальне число” і “заряд іона”? Приведіть приклади.

РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА

1.Кульман А.Г. Общая химия. - М : Колос, 1979. - гл.5,ст.81-135.

2.Глинка Н.Л. Общая химия. - Химия, 1986. - гл.4,ст.109-147.

3.Химия. Методические указания. Программа решения типовых задач и контрольные задания нехимических специальностей. – М: Высшая школа, 1986.

4. Лекції.

Лабораторна робота №4.

ТермоХімія. Мета роботи – навчитися експериментально визначати ентальпію хімічних реакцій і робити розрахунки, використовуючи термохімічні рівняння.

Вимоги до знань та умінь

Студент повинен знати: основні поняття: визначення хімічної термодинаміки (ентальпія, ентропія, ізобарно – ізотермічний потенціал), закон Лавуаз'є – Лапласа, закон Гесса і наслідок з цього закону.

Студент повинен уміти: робити розрахунки по термохімічних рівняннях, експериментально визначати ентальпію хімічних реакцій.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

Галузь термодинаміки, що вивчає енергетичні зміни в хімічних реакціях, називається хімічною термодинамікою.

При протіканні хімічних процесів мають місце глибокі якісні зміни в системі: рвуться хімічні зв’язки в вихідних речовинах, утворюються нові зв’язки в молекулах продуктів. Ці зміни супроводжуються поглинанням і виділенням енергії. В більшості випадків це теплова енергія.

Розділ термодинаміки, що вивчає теплові ефекти хімічних реакцій, називається термохімією.

Процеси, що мають місце при постійному тиску, називають ізобарними, а при постійному об’ємі – ізохорними.

Термодинаміка розглядає загальні закономірності протікання хімічних реакцій. Кількісно вони можуть бути визначені такими термодинамічними характеристиками (термодинамічними функціями): внутрішня енергія системи (V), ентальпія (Н), ентропія (S) і ізобарний потенціал (вільна енергія Гібса – G ).

Внутрішня енергія речовини V – це сукупність всіх видів енергії частинок, що складають дану систему.

Відповідно до першого началу термодинаміки зміна внутрішньої системи визначається рівнянням:

ΔV=Q – A (1)

Де: ΔV – зміна внутрішньої енергії системи;

Q – теплота, що поглинається (або виділяється системою);

А – робота, що виконується системою.

Хімічні реакції у більшості випадків протікають при постійному тиску (р = const). В цьому випадку зручно використовувати поняття ентальпія. В загальному вигляді її можна записати як : Н = V + pV (2).

За умовою, що термодинамічна система виконує роботу розширення, зміна ентальпії може бути записана як:

ΔH = ΔV + pΔV = ΔV + A (3),

Де pΔV – робота розширення даної системи (pΔV = А).

Порівнюючи рівняння (1) і (3) отримуємо:

ΔH = Qp , (4)

Де Qp – теплота. Що поглинається системою при постійному тиску (на це вказує індекс р біля Q).

З точки зору термохімії теплота, що поглинається системою, відповідає ендотермічній реакції з тепловим ефектом – Q.

Звідси витікає важливий висновок: зміна ентальпії в хімічній реакції, що протікає при постійному тиску і температурі, дорівнює тепловому ефекту реакції, взятий з протилежним знаком. Тобто, для ендотермічних процесів ΔH > 0; для екзотермічних процесів ΔH < 0.

При розрахунках ентальпії реакцій можна застосувати два способи запису:

1. В термодинаміці, теплота, що виділяється системою, позначається знаком (-), що означає утрату енергії; теплота, що поглинається при реакції, позначається знаком (+): це означає зростання енергії системи.

Наприклад : С_(т) + О_{2 (г)} = СО_{2 (г)} ΔH⁰ = - 393,81 кДж/моль

(реакція екзотермічна)

2С_(т) + Н_{2 (г)} = С₂Н_{2 (г)} ΔH⁰ = +226,75 кДж/моль

(реакція ендотермічна).

2. В термохімічних записах, теплота, що виділяється в реакції позначається знаком (+), а та, що поглинається – знаком (-).

Наприклад : С_(т) + О_{2 (г)} = СО_{2 (г)} + 393,81 кДж/моль

(реакція екзотермічна)

2С_(т) + Н_{2 (г)} = С₂Н_{2 (г)} - 226,75 кДж/моль

(реакція ендотермічна).

В термічних рівняннях вказують модифікацію і фазовий стан реагуючих речовин: к – кристалічна; р – рідкий розчин; г – газ; т – тверда; або С_{(ГРАФІТ)}, С _(АЛМАЗ).

Всі термохімічні розрахунки роблять на основі законів:

1. Закон Лавуаз’є – Лапласа: теплота розкладу хімічної сполуки дорівнює теплоті її утворення, взята з протилежним знаком.

Наприклад: Н₂О _(Р) = Н_{2 (Г)} + ½ О_{2 (Г)} ΔН = + 285,84 кДж/моль

Н_{2 (Г)} + ½ О_{2 (Г)} = Н₂О _(Р) ΔН = - 285,84 кДж/моль

Отож, при розкладанні складної речовини на прості виділяється (або поглинається) стільки ж тепла, скільки поглиналося (або виділялося) при його утворенні з простих речовин.

Теплотою утворення (ентальпією утворення) даної сполуки називають тепловий ефект реакції утворення цієї сполуки з простих речовин, що взяті в найпоширенному у стандартних умовах стані.

2. Закон Гесса: при постійній температурі і об'єму тепловий ефект хімічного процесу не залежить від кількості його стадій, а визначається тільки початковим і кінцевим станами системи.

При термохімічних розрахунках часто користуються наслідком з закону Гесса:

“Тепловий ефект реакції (ΔQ х.р.) дорівнює сумі теплот утворення (ΔQ утв.) продуктів реакції мінус сума теплот утворення вхідних речовин” (з врахуванням коефіцієнтів перед формулами цих речовин в рівнянні реакції).

ΔQ х.р. = Σ ΔQ _{утворенних продуктів} – Σ ΔQ _{утворення вхідних речовин} (5)

На основі закону Гесса та його наслідку можна розрахувати теплові ефекти багатьох реакцій, використовуючи данні теплових ефектів інших реакцій, які або більш доступні для точного вимірювання або в літературі є для них данні.

Слід звернути увагу й на те, що в термохімічних таблицях теплоти утворення простих речовин дорівнюють нулю. Треба відрізняти також теплоту утворення, тому що вона вища за молекулярну.