Электронная структура атомов. Энергетика химических реакций

Содержание

Введение 3
1. Электронная структура атомов. Зависимость свойств элементов от строения
их атомов. 4
2. Энергетика химических реакций. Химико-термодинамические расчеты 6
Заключение 9
Список литературы 10

Введение
Химики XIXв. не в состоянии были ответить на вопрос, в чем суть различий между атомами разных элементов, например меди и йода. Лишь в период 1897-1911гг. удалось установить, что сами атомы состоят из еще более мелких частиц. Открытие этих частиц и исследование строения атомов – того, каким образом построены атомы разного вида из более мелких частиц, - одна из наиболее интересных страниц истории науки. Более того, знание строения атомов позволило затем провести успешную систематизацию химических фактов, а это сделало химию более легкой для понимания и усвоения.
Частицы, из которых состоят атомы, – это электроны и атомные ядра. Электроны и атомные ядра несут электрические заряды, которые в значительной степени обуславливают свойства самих частиц и строение атомов.
Химическая термодинамика – это раздел физической химии, которая изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, кристаллизации. Химическая термодинамика исследует возможности и границы самопроизвольного протекания физических процессов.
Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система, под которой понимают условно выделенную из пространства совокупность тел, между которыми возможен масса- и теплообмен.
Цель работы – закрепить полученные теоретические знания. Основная задача – развитие навыков работы с научной и учебной литературой, знакомство с электронным строением атома и энергетикой химических реакций.
Электронная структура атомов. Зависимость свойств элементов от строения их атомов.Атомная электронная орбиталь – состояние электрона в атоме, отвечающее определенным значениям квантовых чисел n, l, m и s.
Главное квантовое число n определяет возможные энергетические состояния электрона в атоме. Орбитальное квантовое число – l – определяет геометрическую форму атомной орбитали. Магнитное квантовое число – m – определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Спиновое квантовое число – s – определяет магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси.
Особенно важное значение для характеристики состояния электрона имеет волновая функция Ψ, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения. Квадрат волновой функции – Ψ2 – величина положительная, именно она определяет вероятность обнаружения электрона в соответствующей области пространства: чем больше величина Ψ2 в данной области пространства, тем выше вероятность обнаружения электрона.
Орбитальное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с l = 0 (l = 0, 1, 2, 3, … n-1).
Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует атомная орбиталь особой формы. Значению орбитального квантового числа l = 0 соответствует s-орбиталь. Значению орбитального квантового числа l = 1 соответствуют p-орбитали. Значению орбитального квантового числа l = 2 соответствуют d-орбитали. Значению орбитального квантового числа l = 3 соответствуют f-орбитали.
Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Из этого следует, что на одной орбитали может находиться не более двух электронов, которые имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (n, l, m) и должны отличаться спиновым квантовым числом (s)
При заполнении атомных орбиталей электронами необходимо учитывать, что атомные орбитали заполняются в порядке последовательного возрастания их энергий. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется правилами Клечковского, которые учитывают зависимость энергии орбитали от значений главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел.
1-е правило Клечковского: заполнение уровней происходит в последовательности увеличения суммы главного и орбитального чисел (n + l).
1-е правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы главного и орбитального чисел (n + l), заполнение уровней происходит в порядке последовательного возрастания главного квантового числа.
Правилом Хунда определяется размещение электронов по атомным орбиталям в пределах одного энергетического уровня. Согласно этому правилу минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по атомных орбиталям данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально; при любом другом размещении электронов атом будет находиться в возбужденном состоянии, т.е. будет характеризоваться более высокой энергией.
Элементы, валентные электроны которых расположены на орбиталях, описываемых общей для всех элементов формулой, называются электронными аналогами.
В следствие отрыве электрона от атома, последний превращается в положительно заряженный ион. Энергию, которую необходимо затратить на отрыв электрона, называют энергией ионизации. Единица измерения энергии ионизации – электрон-вольты (эВ).
Потенциал ионизации (I) – наименьшая разность потенциалов, при которой скорость электрона становится достаточной для ионизации атомов. Потенциал ионизации (I), выраженный в вольтах (В), численно равен энергии ионизации (Е), выраженной в электрон-вольтах.
При прочих равных условиях потенциал ионизации тем больше, чем больше заряд ядра и меньше радиус атома или иона. С этой точки зрения в периоде с ростом заряда ядра должна наблюдаться тенденция к возрастанию потенциала ионизации (при удалении электрона с одним и тем же главным квантовым числом). Действительно, значения I1 и I2 для Be меньше, чем соответствующие значения для С.
Но, кроме того, потенциал ионизации зависит и от электронной конфигурации атома или иона. В частности, полностью или наполовину заполненные подуровни обладают повышенной устойчивостью.
Энергетика химических реакций. Химико-термодинамические расчетыФункциями состояния называются величины, которые зависят от состояния системы и не зависят от способа, которым это состояние достигнуто. Функции состояния характеризуют химические системы, к ним относятся: внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G.
Как правило, протекание химической реакции сопровождается изменением внутренней энергии реагирующих систем. Если внутренняя энергия системы уменьшается (∆U < 0), то реакция протекает с выделением энергии (экзотермические реакции). Если же внутренняя энергия системы возрастает (∆U > 0), то процесс сопровождается поглощением энергии из внешней среды (эндотермические реакции).
Если в результате протекания химической реакции система поглотила количество теплоты Q и совершила работу А, то изменение внутренней энергии ∆U определяется уравнением:
∆U = Q – A.
Согласно закону сохранения энергии, ∆U зависит только от начального и конечного состояний системы, но не зависит от способа осуществления процесса (реакции).
Работа расширения системы (А = P∆V), при протекании реакции при постоянном объеме (∆V = 0, изохорный процесс), равна нулю. Если при этом не совершаются и другие виды работы (например, электрическая), то сU = QV, где QV – тепловой эффект реакции (т. е. количество поглощенной системой теплоты), протекающей при постоянном объеме. Если QV < 0 – реакция экзотермическая, для эндотермической реакции QV > 0.
Для характеристики процесса, протекающего при постоянном давлении Р (∆Р = 0, изобарный процесс) используют не внутреннюю энергию U, а энтальпию Н, которая определяется соотношением:
∆H = ∆U + P∆V ,т. е. изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (∆U) и совершенной системой работы расширения (P∆V).
Если при этом никакие другие виды работы не совершаются, то ∆Н = QР, где QР – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Для экзотермической реакции Qp < 0, для эндотермической Qp > 0.
Стандартным состоянием вещества при данной температуре называется его состояние в виде чистого вещества при давлении (в случае газов – при парциальном давлении данного газа), равном нормальному атмосферному давлению (101,325 кПа, или 760 мм рт. ст.). Условия, при которых все участвующие в реакции вещества находятся в стандартных состояниях, называются стандартными условиями протекания реакции.
Отнесенные к стандартным условиям изменения соответствующих величин называются стандартными изменениями и их обозначения снабжаются верхним индексом °: ∆U° – стандартное изменение внутренней энергии при химической реакции, ∆H° – стандартное изменение энтальпии при химической реакции (стандартная энтальпия реакции).
Стандартной энтальпией образования вещества называется стандартная энтальпия реакции образования 1 моля данного вещества из простых веществ. Выражается в килоджоулях на моль (кДж/моль).
Химические уравнения, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими уравнениями.
Например, уравнение
РЬО (к.) + СО (г.) = РЬ (к.) + СО2 (г.), ∆H ° = – 64 кДж
означает, что при восстановлении 1 моля РЬО оксидом углерода (II) выделяется количество теплоты, равное 64 кДж. Сокращения «к.», «ж.» и «г.» указывают соответственно на кристаллическое, жидкое или газообразное состояние вещества.
В основе термохимических расчетов лежит положение экспериментально установленное в 1840 г. Г. И. Гессом (закон Гесса): тепловой эффект химической реакции (т. е. изменение энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Следствие закона Гесса: стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ.
Мерой вероятности состояния системы в термодинамике принято считать энтропию S – величину, пропорциональную логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние.
Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру; обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и выражают в Дж/(моль∙К).
Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии.
Напротив, все процессы, в результате которых упорядоченность системы возрастает (конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшение числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.
Изменение энтропии системы в результате химической реакции (AS) равно сумме энтропии продуктов реакции за вычетом суммы энтропии исходных веществ. Как и при вычислении энтальпии, суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.
Следует иметь в виду, что в отличие от энтальпии образования энтропия простого вещества, даже находящегося в кристаллическом состоянии, не равна нулю.
Функцией состояния, одновременно отражающей влияние обеих упомянутых выше тенденций на направление протекания химических процессов, служит энергия Гиббса, связанная с энтальпией и энтропией соотношением
G = H – TS,
где Т – абсолютная температура.
Для изобарно-изотермических процессов (т. е. процессов, протекающих при постоянных температуре и давлении) изменение энергии Гиббса равно:
∆G = ∆H – T∆S.
Изменение энергии Гиббса ∆G в результате химической реакции (энергия Гиббса реакции) равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ; суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.
При постоянстве температуры и давления химические реакции могут самопроизвольно протекать только в таком направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается (∆G < 0).
В табл. 1 показана возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции при разных сочетаниях знаков ∆Н и ∆S.
Таблица 1
Направленность протекания реакций при разных знаках ∆Н и ∆S
Знак изменения функции Возможность (невозможность) самопроизвольного протекания реакции Пример реакции
∆H ∆S ∆G – + – Возможно при любых температурах C6H6(ж.) + 7,5О2(г.) = 6СО2(г.) + 3 Н2О(г.)
+ – + Невозможно при любых температурах N2(г.) + 2О2(г.) = 2NО2(г.)
– – ± Возможно при достаточно низких температурах 3H2 + N2(г.) = 2NH3(г.)
+ + ± Возможно при достаточно высоких температурах N2O4(г.) = 2 NО2(г.)
Так, если для какой-либо реакции ∆Н < 0 (экзотермическая реакция), a ∆S > 0, то при всех температурах ∆G < 0; это значит, что реакция может самопроизвольно протекать при любых температурах. Если ∆Н < 0 и ∆S < 0, то реакция возможна при условии, что ∆Н в уравнении для энергии Гиббса больше по абсолютному значению, чем T∆S; поскольку абсолютное значение T∆S с ростом множителя Т увеличивается, то указанное условие будет осуществляться при достаточно низких температурах.
При высоких температурах наиболее вероятно протекание реакций, сопровождающихся возрастанием энтропии, в том числе и эндотермических реакций.
Значения ∆Н, ∆S и ∆G реакции зависят не только от природы реагирующих веществ, но и от их агрегатного состояния и концентраций.
Заключение
Каждый элемент имеет свое строго уникальное строение. Атомы различных элементов характеризуются определенным значением заряда ядра и равным числом электронов, распределенных по энергетическим уровням. Химические свойства атома определяются строением его электронной оболочки. Электроны локализуются на электронных орбиталях. Электронная орбиталь – пространство вокруг атомного ядра, где вероятность нахождения электрона наибольшая.
Энергетические эффекты химических реакций изучает термохимия. Данные об энергетических эффектах используются для выяснения направленности химических процессов, для расчета энергетических балансов технологических процессов и т.д. С их помощью можно рассчитать температуру горения различных веществ и материалов, температуру пожаров и т.п.
Для характеристики состояния системы и происходящих в ней изменений важно знать также изменение таких свойств системы, как ее внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S, энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал) G. По изменению этих свойств системы можно судить, в частности, об энергетике процессов.
Список литературы
1. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для вузов / Под ред. В. А. Рабиновича и Х. М. Рубиной. – 23-е изд., исправленное – Л.: Химия, 1985. – 264 с.