 |
Металлическая связь. Свойства металлической связи.
|
|
|
|
Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.
Свойства:
Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность. Вещества, обладающие металлической связью, часто сочетают прочность с пластичностью, так как при смещении атомов друг относительно друга не происходит разрыв связей. Также важным свойством является металлическая ароматичность.
Металлы хорошо проводят тепло и электричество, они достаточно прочны, их можно деформировать без разрушения. Некоторые металлы ковкие (их можно ковать), некоторые тягучие (из них можно вытягивать проволоку). Эти уникальные свойства объясняются особым типом химической связи, соединяющей атомы металлов между собой – металлической связью.
Металлы в твердом состоянии существуют в виде кристаллов из положительных ионов, как бы “плавающих” в море свободно движущихся между ними электронов.
Металлическая связь объясняет свойства металлов, в частности, их прочность. Под действием деформирующей силы решетка металла может изменять свою форму, не давая трещин, в отличие от ионных кристаллов.
Высокая теплопроводность металлов объясняется тем, что если нагреть кусок металла с одной стороны, то кинетическая энергия электронов увеличится. Это увеличение энергии распространится в “электронном море” по всему образцу с большой скоростью.
Становится понятной и электрическая проводимость металлов. Если к концам металлического образца приложить разность потенциалов, то облако делокализованных электронов будет сдвигаться в направлении положительного потенциала: этот поток электронов, движущихся в одном направлении, и представляет собой всем знакомый электрический ток.
|
|
|
Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. Энтальпия. Тепловой эффект изохорного и изобарного процессов.
“Если к системе подводится теплота, то она расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение системой работы.”
Под внутренней энергией подразумевается общий запас энергии, включая энергию межмолекулярного взаимодействия в среде, энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов и других частиц, за исключением кинетической и потенциальной энергии системы в целом.
Внутренняя энергия системы -это функция состояния вещества, её изменение не зависит от пути перехода из одного состояния в другое.
Абсолютное значение внутренней энергии определить невозможно, можно определить только её изменение(DU).
Энтальпия – функция состояния системы, она не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Абсолютное значение энтальпии определить невозможно, можно определить только её изменение. В термохимии изменение энтальпии называют тепловым эффектом реакции.
· Тепловой эффект изобарного процесса (р = const): Qp = DН( Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции при постоянных давлении и температуре (DН процесса), называются термохимическими).
· Тепловой эффект изохорных процессов (V = const) равен: Qv = DU. (где DU - изменение внутренней энергии).
Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Термохимические уравнения. Стандартная энтальпия образования вещества. Расчет стандартной энтальпии химической реакции.
Тепловой эффект химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция.
|
|
|
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути процесса и количества промежуточных стадий.
Поэтому тепловой эффект всей реакции является суммой всех промежуточных стадий этой реакции:
ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6...
ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6...
где ΔH1 - общий тепловой эффект реакции, а ΔH2, ΔH3 и так далее - стадии этой реакции.
Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов. В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую.
Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ в стандартных условиях: Т=289 К, Р=1 атм=101325 Па.Теплоты образования простых веществ равны нулю. νi, νj – стехиометрические коэффициенты перед соответствующими веществами в уравнении реакции.
Зная свободную энергию и энтропию, можно вычислить энтальпию. Свободная энергия, или энергия Гиббса, представляет собой часть энтальпии системы, затраченную на превращение в работу, и равна разности энтальпии и температуры, умноженной на энтропию: ΔG=ΔH-TΔS (ΔH, ΔG, ΔS - приращения величин)Энтропия в данной формуле является мерой неупорядоченности частиц системы. Она возрастает при увеличении температуры T и давления. При ΔG<0 процесс идет самопроизвольно, при ΔG>0 - не идет.
ФОРМУЛА
17) Второй и третий закон термодинамики. Энтропия. Стандартная энтропия вещества. Расчёт стандартной энтропии химической реакции
Второй закон термодинамики устанавливает критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного состояния термодинамических систем. Согласно второму закону термодинамики критериями самопроизвольности процессов и равновесного состояния термодинамических систем является изменение энтропии.
|
|
|
Любой самопроизвольный процесс в изолированной системе приводит к возрастанию энтропии этой системы (dS>0). Самопроизвольный процесс приводит систему к состоянию равновесия, при котором энтропия достигает своего максимального значения (dS=0). Другими словами, энтропия изолированной системы не может убывать. Следует также понимать, что энтропия неизолированных систем может изменяться за счёт теплообмена с внешней средой: dS = δQобр/T (дифференциальная форма уравнения) или ∆S = Qобр/T (интегральная форма уравнения), где δQ – бесконечно малое количество теплоты, отданное окружающей среде или полученное от неё при обратимом проведении процесса; T – абсолютная температура, при которой происходит процесс; Таким образом, энтропия неизолированной системы может повышаться или понижаться за счёт теплообмена с окружающей средой в соответствии с тем, положительна или отрицательна величина δQ.
Третий закон: При температуре абсолютного нуля (T = 0 K) все идеальные кристаллические вещества имеют одинаковую энтропию, равную нулю. Третий закон термодинамики находится в согласии с формулой Больцмана (S = k·lnW), так как для идеального кристалла при абсолютном нуле W = 1, следовательно S = k·lnW = k·ln1 = 0; S = 0. Третий закон термодинамики используется для вычисления абсолютных энтропий веществ при любой температуре T
Энтропия любого химического соединения при абсолютном нуле температуры является нулевой и может быть принята за начало отсчёта при определении абсолютного значения энтропии вещества при любой температуре. Абсолютное значение энтропии вещества в стандартном состоянии (T = 298K, p = 1 атм, n = 1 моль) – стандартная энтропия вещества. Рассчитаем изменение энтропии некоторого вещества при нагревании от абсолютного нуля до температуры T при постоянном давлении. Для расчёта абсолютной энтропии веществ надо знать зависимость Cp от T для каждой из фаз, а также температуры и энтальпии фазовых переходов. Например, абсолютная энтропия газообразного вещества при температуре T складывается из следующих составляющих:
термодинамических таблицах приводятся значения абсолютной энтропии при T = 298 К. В этом случае абсолютная энтропия вещества при температуре T равна:
|
|
|
