Salīdzinot datus par elektronu skaitu ārējā apvalkā ar ķīmisko saišu skaitu, ko var izveidot konkrētais atoms, atklājās, ka ķīmiskās saites veidošanās principi, kas atklāti ūdeņraža molekulas izpētē, ir spēkā arī citiem atomiem. Tas ir tāpēc, ka saitei ir elektrisks raksturs, un to veido divi elektroni (viens no katra atoma). Tāpēc ir sagaidāma korelācija starp atomu pirmo jonizācijas enerģiju (PEI) (kuriem ir elektrostatiskā izcelsme) un to saistīšanas enerģiju diatomu molekulās.
Eksperimentālie dati par saistīšanās enerģijas noteikšanu vairākām diatomu molekulām (gāzes fāzē), kas veidojas no 2. un 3. perioda atomiem, ir parādīti 4.2. tabulā un att. 4.2.1.
4.2. tabula
|
Molekula A 2 |
Saiknes enerģija (kJ/mol) |
Molekula |
Saites enerģija (kJ/mol) |
||
Rīsi. 4.2-1 Saistīšanas enerģija molekulās no otrā un trešā perioda elementiem atkarībā no elementa PEI
Šie dati (sk. 4.2. tabulu, 4.2.-1. att.) parāda, ka saistīšanās enerģija starp atomiem praktiski nav atkarīga no saistīto atomu SEI.
Vai ir iespējams, ka diatomu molekulās (kurās ir vairāk nekā viens elektrons) saite veidojas pēc cita mehānisma un ir papildu spēki, kurus mēs iepriekš ignorējām?
Pirms turpināt šo spēku identificēšanu, mēģināsim to izskaidrot neatkarība pamatojoties uz esošo mijiedarbību.
Sāksim ar papildu faktoru izpēti, kas izskaidro paredzamās korelācijas trūkumu un neatkarība eksperimentālie dati par PEI mērīšanu no saistīšanās enerģijas diatomu molekulās.
Mēs sadalām tabulu (4.2) četrās grupās:
A grupa ietver molekulas, kas sastāv no identiskiem atomiem ar saistīšanas enerģiju zem 40 kJ/mol. Gāzes fāzē šīs molekulas sadalās atomos.
B grupa ietver diatomiskas molekulas, kas sastāv no identiskiem atomiem, kuru saistīšanās enerģija svārstās no 400 kJ/mol līdz 1000 kJ/mol. Patiešām, saistīšanās enerģija šajās molekulās ievērojami atšķiras uz augšu, salīdzinot ar saistīšanas enerģiju ūdeņraža molekulā, kas ir 429 kJ/mol.
GrupaAR ietver diatomiskas molekulas, kas sastāv no dažādiem atomiem, kuru saistīšanās enerģija svārstās no 340 kJ/mol līdz 550 kJ/mol.
GrupaD ietver divatomiskās molekulas ar identiskiem atomiem, kuru saistīšanas enerģija ir 50-350 kJ/mol.
TABULA 4.4
KOMUNIKĀCIJAS ENERĢIJAMolekulās
|
A grupa |
B grupa |
||
| molekula | saistošā enerģija | molekula | saistošā enerģija |
| Esi 2 | 30 | C2 | 602 |
| Ne 2 | 4 | N 2 | 941 |
| 7.6 | O2 | 493 | |
| Ar 2 | 7 | P2 | 477 |
| S2 | 421 | ||
|
C grupa |
D grupa |
||
| molekula | enerģiju | molekula | enerģiju |
| LiF | 572 | B2 | 274 |
| NaF | 447 | Br2 | 190 |
| LiCl | 480 | Cl2 | 239 |
| NaCl | 439 | F2 | 139 |
| Li 2 | 110 | ||
| Na 2 | 72 | ||
Pirms sākam skaidrot, noskaidrosim jautājumus, kas mums jāaptver.
Pirmkārt jautājums:
Kāpēc saistīšanās enerģija starp daudzelektronu atomiem ir daudz mazāka vai lielāka (4.2. tabula) nekā ūdeņraža molekulā (H2)?
Lai izskaidrotu būtisko saistīšanās enerģijas novirzi poliatomu molekulās no saistīšanās enerģijas ūdeņraža molekulā, ir nepieciešams padziļināt mūsu izpratni par iemeslu, kāpēc elektronu skaits ārējā apvalkā ir ierobežots.
Elektrona piesaiste atomam notiek, kad notiek enerģijas pieaugums jeb, citiem vārdiem sakot, ja absolūts sistēmas potenciālās enerģijas vērtība atoms + elektrons palielinās elektrona un atoma saites rezultātā. Dati par atoma afinitāti pret elektronu, kas norādīti 4.3. tabulā, sniedz mums enerģijas pieauguma skaitlisko vērtību, kad elektrons ir pievienots atomam.
Tabula 4.3
|
Afinitāte |
|
Afinitāte |
Kad elektrons ir pievienots atomam, kopējā elektronu pievilkšanās enerģija kodolam palielinās, jo palielinās atomam piesaistīto elektronu skaits. No otras puses, starpelektronu atgrūšanas enerģija palielinās, palielinoties elektronu skaitam. Tas ir, elektrona piesaiste atomam notiek, ja šī savienojuma rezultātā piesaistes enerģijas ieguvums ir lielāks nekā enerģijas zudums atgrūšanas enerģijas pieauguma dēļ.
Enerģijas izmaiņu aprēķināšana, atomam pievienojot elektronu ūdeņradis dod enerģijas pieaugumu 3,4 eV. Tas ir, ūdeņraža atomam jābūt pozitīvai elektronu afinitātei. Tas ir tas, kas tiek novērots eksperimentā.
Līdzīgs potenciālās enerģijas izmaiņu aprēķins, kad elektrons ir pievienots atomam hēlijs parāda, ka elektrona pievienošana izraisa nevis potenciālās enerģijas pieaugumu, bet gan tās samazināšanos. Patiešām, hēlija atoma afinitāte saskaņā ar eksperimentu ir mazāka par nulli.
Tāpēc iespēju pievienot vai nepiesaistīt elektronu atomam nosaka atšķirības visu elektronu pievilkšanās kodolam potenciālās enerģijas absolūtajās vērtībās un savstarpējā starpelektroniskā atgrūšanās. Ja šī starpība ir lielāka par nulli, tad elektrons pievienosies, un, ja tā ir mazāka par nulli, tad nē.
4.3. tabulā sniegtie dati par atomu afinitāti pret elektronu liecina, ka 1., 2. un 3. perioda atomiem papildus būt,mg,Nē,Ar pievilkšanās enerģijas pieaugums elektronu piesaistes laikā kodolam ir lielāks nekā atgrūšanas enerģijas pieaugums.
Atomu gadījumā būt,mg,Nē,Ar, pievilkšanās enerģijas pieaugums elektronu piesaistes laikā kodolam ir mazāks nekā starpelektronu atgrūšanas enerģijas pieaugums. Neatkarīgs apstiprinājums šim secinājumam ir 4.2. tabulā sniegtā informācija par PEI 2. un 3. perioda atomiem (A grupa).
Veidojot ķīmisko saiti, elektronu skaits atomu ārējos elektronu apvalkos palielinās par vienu elektronu, un saskaņā ar ūdeņraža molekulas modeļa aprēķinu H 2, mainās saistīto atomu efektīvie lādiņi. Saistīto kodolu efektīvie lādiņi mainās lādētu kodolu piesaistes dēļ un elektronu skaita palielināšanās saistīto atomu ārējos apvalkos.
Ūdeņraža molekulā kodolu tuvošanās noved pie saistošo elektronu pievilkšanās spēka palielināšanās pie kodoliem par 50%, kas ir vienāds ar saistīto kodolu efektīvā lādiņa palielināšanos par 0,5 protonu vienībām (sk. 3. nodaļu). .
Runājot par enerģijas ieguvumu, saišu veidošanās ir kaut kas līdzīgs starpprocesam starp elektrona piesaisti neitrālam atomam (izmērīta elektronu afinitāte) un elektrona piesaisti atomam, kura kodola lādiņš palielinās par 1 vienību.
Saskaņā ar 4.3. tabulu, pārejot no litija (PEI - 519 kJ/mol) uz beriliju (PEI - 900 kJ/mol), PEI palielinās par 400 kJ/mol, un pārejot no berilija uz boru (PEI - 799 kJ/mol). ) enerģijas pieaugums samazinās līdz 100 kJ/mol.
Atcerieties, ka bora ārējā elektronu apvalkā ir 3 elektroni, bet berilija ārējā elektronu apvalkā ir 2 elektroni. Tas ir, kad elektrons pievienojas berilijam, vienlaikus palielinot kodollādiņu par vienu protona vienību, saistītais elektrons nonāk berilija ārējā apvalkā, bet enerģijas pieaugums būs par 100 kJ/mol mazāks nekā tad, kad elektrons nonāk ārējā apvalkā. litija (pārejas laikā no litija uz beriliju).
Tagad 4.3. tabulā norādītā straujā saistīšanās enerģijas samazināšanās atomiem ar negatīvu atoma-elektronu afinitāti ir diezgan saprotama. Tomēr, lai gan Nē,būt,mg,Ar nepievieno elektronus, tie rada molekulas, jo palielinās efektīvais kodollādiņš. Saistīšanas enerģija šajās molekulās (grupa A) ir daudz zemāks nekā citās molekulās.
Tagad atbildēsim otrais jautājums: Kāpēc saistīšanās enerģija B grupas diatomu molekulās ir parādīta 4.2. tabulā. 1,5-2 reizes lielāka par saistīšanas enerģiju ūdeņraža molekulā?
Uz oglekļa atomu ārējiem apvalkiem (C) slāpeklis (N) un skābeklis (o) ir attiecīgi 4, 5 un 6 elektroni. Saišu skaitu, ko veido šie atomi, ierobežo papildu elektronu skaits, kas var iekļūt ārējā apvalkā, kad tiek izveidota saite. Tātad oglekļa atomi (C) slāpeklis (N) un skābeklis (O) var veidot attiecīgi 4, 3 un 2 ķīmiskās saites. Attiecīgi starp diviem 4.4. tabulā parādītajiem atomiem var veidoties nevis viena, bet vairākas ķīmiskās saites, kas nozīmē daudz lielāku enerģijas pieaugumu, salīdzinot ar 1 saites veidošanos divatomu molekulā, kur savienotajiem atomiem ir 1 elektrons. ārējā apvalkā
Ja atomus savieno viena ķīmiskā saite, tad šādu saiti sauc par vienotu saiti. ķīmiskā saite vai kopējā ķīmiskā saite. Ja atomus saista vairākas ķīmiskās saites (divkāršās vai trīskāršās), šādas saites tiek sauktas vairākas obligācijas. Vairākas saites, piemēram, slāpekļa molekulās (N 2) un skābeklis (O2) ir aprakstītas ar strukturālajām formulām: N ≡ N Un O=O.
Tagad apsveriet grupu AR: Kāpēc saistīšanās enerģija dažās diatomu molekulās, kas sastāv no dažādiem atomiem, ir daudz lielāka nekā citās molekulās, kas sastāv no tiem pašiem atomiem?
Izjauksim molekulu NaCl. Nātrija un hlora atomiem ir ļoti atšķirīga elektronu afinitāte. Mēs piedāvājam saites veidošanos kā divpakāpju procesu. Pirmajā posmā enerģijas pieaugums tiek iegūts, pateicoties atomu afinitātei pret elektroniem. Tas ir, no šī viedokļa, enerģijas pieaugums molekulas veidošanās laikā Cl2, jābūt lielākam nekā veidojot molekulu NaCl ar atšķirību elektronu afinitātē.
Aprēķinot ūdeņraža molekulu (3. nodaļa), saistīšanas enerģija (enerģija, kas nepieciešama, lai molekulas sadalītu atomos) bija divu komponentu summa:
starpība starp ūdeņraža molekulas un divu ūdeņraža atomu elektronisko enerģiju;
papildu enerģija, kas tiek tērēta neatdalītu molekulu sildīšanai.
Aprēķinot pirmo komponentu, mēs aprēķinām molekulas enerģiju, kas ir vienāda ar starpību starp ūdeņraža atomu kodolu piesaistes enerģiju saistošajam elektronu pārim un starpelektronisko un starpkodolu spēku atgrūšanas enerģijas summu.
Lai novērtētu kodolu piesaistes enerģiju saistošajiem elektronu pāriem, kā arī novērtētu starpelektronu atgrūšanas enerģiju, vispirms jānoskaidro saistīto kodolu efektīvā lādiņa vērtība.
Jonizācijas potenciāls un saistīšanās enerģija diatomu molekulās
Kurā pārtrūkst viens dotās saites mols. Tiek pieņemts, ka sākotnējā viela un reakcijas produkti atrodas hipotētiskās ideālās gāzes standarta stāvoklī 1 atm spiedienā un 25 0 C temperatūrā. Ķīmiskās saites pārraušanas enerģijas sinonīmi ir: saites enerģija, diatomu molekulu disociācijas enerģija, ķīmiskās saites veidošanās enerģija.
Piemēram, ķīmiskās saites pārraušanas enerģiju var definēt dažādos veidos
No masu spektroskopijas datiem (masu spektrometrija).
Ķīmisko saišu pārraušanas enerģija dažādos savienojumos ir atspoguļota atsauces grāmatā.
Ķīmisko saišu pārraušanas enerģija raksturo ķīmiskās saites stiprumu.
| Savienojums | Savienojums | Saišu pārraušanas enerģija, kcal/mol | |
|---|---|---|---|
| H-H | 104,2 | CH3-H | 104 |
| HO-H | 119 | CH3CH2-H | 98 |
| CH3O-H | 102 | (CH3)2CH-H | 94,5 |
| C6H5O-H | 85 | (CH3)3C-H | 91 |
| F-H | 135,8 | C6H5-H | 103 |
| Cl-H | 103,0 | CH 2 \u003d CH-H | 103 |
| Br-H | 87,5 | HC≡C-H | 125 |
| I-H | 71,3 | H 2 N-H | 103 |
C-C saites pārraušanas enerģija.
Skatīt arī
Piezīmes
Wikimedia fonds. 2010 .
Skatiet, kas ir "ķīmisko saišu pārraušanas enerģija" citās vārdnīcās:
Tas ir vienāds ar darbu, kas jāpatērē, lai sadalītu molekulu divās daļās (atomos, atomu grupās) un noņemtu tās vienu no otras bezgalīgā attālumā. Piemēram, ja tiek ņemts vērā E. x. Ar. H3CH H metāna molekulā, tad šāds ... ... Lielā padomju enciklopēdija
Eksotermiska reakcija ir ķīmiska reakcija, ko pavada siltuma izdalīšanās. Pretstats endotermiskajai reakcijai. Kopējo enerģijas daudzumu ķīmiskajā sistēmā ir ārkārtīgi grūti izmērīt vai aprēķināt... Wikipedia
Trīskāršā saite valences saišu teorijas ietvaros Trīskāršā saite ir divu atomu kovalentā saite molekulā caur trim kopīgiem saistošiem elektronu pāriem. Pirmais trīskāršās saites vizuālās struktūras attēls tika sniegts ... Wikipedia
Atšķirīga spirtu iezīme ir hidroksilgrupa pie piesātināta oglekļa atoma attēlā, kas iezīmēts sarkanā (skābeklis) un pelēkā krāsā (ūdeņradis). Alkoholi (no latīņu valodas ... Wikipedia
C (carboneum), nemetālisks ķīmiskais elements no Elementu periodiskās tabulas IVA apakšgrupas (C, Si, Ge, Sn, Pb). Dabā tas sastopams dimanta kristālu (1. att.), grafīta vai fullerēna un citās formās un ir daļa no organiskās ... ... Collier enciklopēdija
Vairumā gadījumu, kad veidojas saite, saistīto atomu elektroni tiek dalīti. Šo ķīmiskās saites veidu sauc par kovalento saiti (priedēklis "co-" latīņu valodā nozīmē saderību, "valence" - spēku). Saistošie elektroni pārsvarā atrodas telpā starp saistītajiem atomiem. Sakarā ar atomu kodolu piesaisti šiem elektroniem, veidojas ķīmiskā saite. Tādējādi kovalentā saite ir ķīmiska saite, kas rodas, palielinoties elektronu blīvumam reģionā starp ķīmiski saistītiem atomiem.
Pirmā kovalentās saites teorija pieder amerikāņu fizikālajam ķīmiķim G.-N. Lūiss. 1916. gadā viņš ierosināja, ka saites starp diviem atomiem veic elektronu pāris, un ap katru atomu parasti veidojas astoņu elektronu apvalks (okteta noteikums).
Viena no būtiskajām kovalentās saites īpašībām ir tās piesātinājums. Ar ierobežotu ārējo elektronu skaitu reģionos starp kodoliem, katra atoma tuvumā veidojas ierobežots skaits elektronu pāru (un līdz ar to arī ķīmisko saišu skaits). Tieši šis skaitlis ir cieši saistīts ar jēdzienu par atoma valenci molekulā (valence ir atoma veidoto kovalento saišu kopskaits). Vēl viena svarīga kovalentās saites īpašība ir tās orientācija telpā. Tas izpaužas aptuveni vienādās ķīmisko daļiņu ģeometriskajā struktūrā ar līdzīgu sastāvu. Kovalentās saites iezīme ir arī tās polarizējamība.
Kovalentās saites raksturošanai galvenokārt tiek izmantotas divas metodes, kuru pamatā ir dažādi tuvinājumi Šrēdingera vienādojuma risināšanā: molekulāro orbitāļu metode un valences saišu metode. Šobrīd molekulāro orbitāļu metodi izmanto gandrīz tikai teorētiskajā ķīmijā. Tomēr valences saišu metode, neskatoties uz aprēķinu lielo sarežģītību, sniedz vizuālāku ķīmisko daļiņu veidošanos un struktūru.
Kovalentās saites parametri
Atomu kopums, kas veido ķīmisko daļiņu, būtiski atšķiras no brīvo atomu kopas. Ķīmiskās saites veidošanās jo īpaši izraisa izmaiņas atomu rādiusos un to enerģijā. Notiek arī elektronu blīvuma pārdale: palielinās iespējamība atrast elektronus telpā starp saistītajiem atomiem.
Ķīmiskās saites garums
Kad veidojas ķīmiskā saite, atomi vienmēr tuvojas viens otram - attālums starp tiem ir mazāks par izolēto atomu rādiusu summu:
r(A−B) r(A) + r(B)
Ūdeņraža atoma rādiuss ir 53 pm, fluora atoma rādiuss ir 71 pm, un attālums starp atomu kodoliem HF molekulā ir 92 pm:
Starpkodolu attālumu starp ķīmiski saistītiem atomiem sauc par ķīmiskās saites garumu.
Daudzos gadījumos saites garumu starp atomiem vielas molekulā var paredzēt, zinot attālumus starp šiem atomiem citās ķīmiskajās vielās. Saites garums starp oglekļa atomiem dimantā ir 154 pm, starp halogēna atomiem hlora molekulā - 199 pm. No šiem datiem aprēķinātā attālumu puse starp oglekļa un hlora atomiem ir 177 pm, kas sakrīt ar eksperimentāli izmērīto saites garumu CCl 4 molekulā. Tajā pašā laikā tas ne vienmēr notiek. Piemēram, attālums starp ūdeņraža un broma atomiem diatomu molekulās ir attiecīgi 74 un 228 pm. Šo skaitļu vidējais aritmētiskais ir 151 pm, bet faktiskais attālums starp atomiem ūdeņraža bromīda molekulā ir 141 pm, tas ir, ievērojami mazāks.
Attālums starp atomiem ievērojami samazinās, veidojot vairākas saites. Jo lielāka ir saites daudzkārtība, jo mazāks ir starpatomiskais attālums.
Dažu vienkāršu un daudzkārtēju obligāciju garumi
Valences leņķi
Kovalento saišu virzienu raksturo valences leņķi - leņķi starp līnijām, kas savieno saistītos atomus. Ķīmiskās daļiņas grafiskā formula nesniedz informāciju par saites leņķiem. Piemēram, SO 4 2− sulfāta jonā saites leņķi starp sēra un skābekļa saitēm ir 109,5 o , bet tetrahlorpalladāta jonā – 2− 90 o . Saites garumu un saites leņķu kombinācija ķīmiskajā daļiņā nosaka tās telpisko struktūru. Lai noteiktu saišu leņķus, tiek izmantotas eksperimentālās metodes ķīmisko savienojumu struktūras izpētei. Valences leņķus teorētiski var novērtēt, pamatojoties uz ķīmiskās daļiņas elektronisko struktūru.Kovalentās saites enerģija
Ķīmisks savienojums veidojas no atsevišķiem atomiem tikai tad, ja tas ir enerģētiski labvēlīgs. Ja pievilcīgie spēki ņem virsroku pār atgrūdošajiem spēkiem, mijiedarbojošo atomu potenciālā enerģija samazinās, pretējā gadījumā tā palielinās. Noteiktā attālumā (vienāds ar saites garumu r 0) šī enerģija ir minimāla.
Tādējādi, veidojoties ķīmiskai saitei, enerģija tiek atbrīvota, un, kad tā tiek pārtraukta, enerģija tiek absorbēta. Enerģija E 0 , kas nepieciešams, lai atdalītu atomus un noņemtu tos vienu no otra attālumā, kurā tie nesadarbojas, sauc saistošā enerģija. Divatomu molekulām saistīšanas enerģiju definē kā molekulas disociācijas enerģiju atomos. To var izmērīt eksperimentāli.
Ūdeņraža molekulā saistīšanās enerģija ir skaitliski vienāda ar enerģiju, kas izdalās, veidojoties H 2 molekulai no H atomiem:
H + H \u003d H 2 + 432 kJ
Tāda pati enerģija ir jāiztērē, lai pārrautu H-H saiti:
H 2 \u003d H + H - 432 kJ
Poliatomiskām molekulām šī vērtība ir nosacīta un atbilst tāda procesa enerģijai, kurā noteiktā ķīmiskā saite pazūd, bet visas pārējās paliek nemainīgas. Ja ir vairākas identiskas saites (piemēram, ūdens molekulai, kas satur divas skābekļa-ūdeņraža saites), to enerģiju var aprēķināt, izmantojot Hesa likums. Ir zināmas enerģijas vērtības ūdens sadalīšanai vienkāršās vielās, kā arī ūdeņraža un skābekļa disociācijas enerģijas atomos:
2H 2O \u003d 2H2 + O 2; 484 kJ/mol
H2 \u003d 2H; 432 kJ/mol
O 2 \u003d 2O; 494 kJ/mol
Ņemot vērā, ka divas ūdens molekulas satur 4 saites, skābekļa-ūdeņraža saites enerģija ir:
E(О−Н) \u003d (2. 432 + 494 + 484) / 4 \u003d 460,5 kJ / mol
Molekulās ar sastāvu AB n secīgu B atomu atslāņošanos pavada noteikti (ne vienmēr identiski) enerģijas izdevumi. Piemēram, enerģijas vērtības (kJ/mol) ūdeņraža atomu secīgai eliminācijai no metāna molekulas ievērojami atšķiras:
| 427 | 368 | 519 | 335 | |||||
| CH 4 | → | CH 3 | → | CH 2 | → | CH | → | AR |
Šajā gadījumā A–B saites enerģija tiek definēta kā visos posmos iztērētās enerģijas vidējā vērtība:
CH4 \u003d C+4H; 1649 kJ/mol
E(С−Н) = 1649 / 4 = 412 kJ/mol
Jo augstāka ir ķīmiskās saites enerģija, jo stiprāka tā ir.. Saite tiek uzskatīta par stipru vai stipru, ja tās enerģija pārsniedz 500 kJ/mol (piemēram, 942 kJ/mol N 2), vāja - ja tās enerģija ir mazāka par 100 kJ/mol (piemēram, 69 kJ/mol NO. 2). Ja atomu mijiedarbības laikā izdalās enerģija, kas mazāka par 15 kJ/mol, tad tiek uzskatīts, ka ķīmiskā saite neveidojas, bet tiek novērota starpmolekulāra mijiedarbība (piemēram, Xe 2 2 kJ/mol). Saites stiprums parasti samazinās, palielinoties saites garumam.Viena saite vienmēr ir vājāka par vairākām saitēm - dubultās un trīskāršās - starp tiem pašiem atomiem.
Dažu vienkāršu un daudzkārtēju saišu enerģijas
Kovalentās saites polaritāte
Ķīmiskās saites polaritāte ir atkarīga no savienojošo atomu elektronegativitātes atšķirības.
Elektronegativitāte ir nosacīta vērtība, kas raksturo molekulā esošā atoma spēju piesaistīt elektronus. Ja diatomiskā molekulā A–B savienojošie elektroni tiek piesaistīti B atomam spēcīgāk nekā A atomam, tad B atoms tiek uzskatīts par elektronnegatīvāku.
Elektronegativitātes skalu izmantoja L. Paulings atomu spējas polarizēt kovalentās saites kvantitatīvajiem raksturlielumiem. Elektronegativitātes kvantitatīvam aprakstam papildus termoķīmiskiem datiem tiek izmantoti arī dati par molekulu ģeometriju (Sandersona metode) vai spektrālajiem raksturlielumiem (Gordija metode). Plaši tiek izmantota arī Allred un Rochova skala, kurā aprēķinos tiek izmantots efektīvais kodollādiņš un atoma kovalentais rādiuss. Amerikāņu fizikāli ķīmiķa R. Mullikena (1896-1986) piedāvātajai metodei ir visskaidrākā fizikālā nozīme. Viņš definēja atoma elektronegativitāti kā pusi no tā elektronu afinitātes un jonizācijas potenciāla summas. Elektronegativitātes vērtības, kas balstītas uz Mulliken metodi un paplašinātas uz plašu dažādu objektu klāstu, sauc par absolūtām.
Fluoram ir visaugstākā elektronegativitātes vērtība. Vismazāk elektronegatīvais elements ir cēzijs. Jo lielāka ir atšķirība starp divu atomu elektronegativitāti, jo polārāka ir ķīmiskā saite starp tiem.
Atkarībā no tā, kā notiek elektronu blīvuma pārdale ķīmiskās saites veidošanās laikā, izšķir vairākus tās veidus. Ķīmiskās saites polarizācijas ierobežojošais gadījums ir pilnīga elektrona pāreja no viena atoma uz otru. Šajā gadījumā veidojas divi joni, starp kuriem veidojas jonu saite. Lai divi atomi veidotu jonu saiti, to elektronegativitātei jābūt ļoti atšķirīgai. Ja atomu elektronegativitātes ir vienādas (kad no identiskiem atomiem veidojas molekulas), saiti sauc nepolārais kovalents. Visbiežāk atrasts polārais kovalents saite - tā veidojas starp jebkuriem atomiem, kuriem ir dažādas elektronegativitātes vērtības.
Kvantitatīvā noteikšana polaritāte("jonu") saites var kalpot kā efektīvie atomu lādiņi. Atoma efektīvais lādiņš raksturo atšķirību starp elektronu skaitu, kas pieder konkrētam atomam ķīmiskajā savienojumā, un elektronu skaitu brīvā atomā. Vairāk elektronegatīvā elementa atoms piesaista elektronus spēcīgāk. Tāpēc elektroni atrodas viņam tuvāk, un viņš saņem kādu negatīvu lādiņu, ko sauc par efektīvu, un viņa partnerim ir tāds pats pozitīvais lādiņš. Ja elektroni, kas veido saiti starp atomiem, tiem pieder vienādi, efektīvie lādiņi ir nulle. Jonu savienojumos efektīvajiem lādiņiem jāsakrīt ar jonu lādiņiem. Un visām pārējām daļiņām tām ir starpvērtības.
Labākā metode atomu lādiņu noteikšanai molekulā ir atrisināt viļņu vienādojumu. Tomēr tas ir iespējams tikai neliela atomu skaita klātbūtnē. Kvalitatīvi lādiņu sadalījumu var novērtēt, izmantojot elektronegativitātes skalu. Tiek izmantotas arī dažādas eksperimentālās metodes. Divatomu molekulām var raksturot saites polaritāti un noteikt atomu efektīvos lādiņus, pamatojoties uz dipola momenta mērījumu:
μ = q r,
Kur q ir dipola pola lādiņš, kas ir vienāds ar divatomiskās molekulas efektīvo lādiņu, r− starpkodolu attālums.
Saites dipola moments ir vektora lielums. Tas ir novirzīts no pozitīvi lādētās molekulas daļas uz tās negatīvo daļu. Pamatojoties uz dipola momenta mērījumu, tika konstatēts, ka HCl molekulā ūdeņraža atomam ir pozitīvais lādiņš +0,2 elektronu lādiņa frakcijas, bet hlora atomam ir negatīvs lādiņš -0,2. Tādējādi H-Cl saite ir jonu par 20%. Un Na-Cl saite ir 90% jonu.
Ķīmiskā saite un molekulārā struktūra
Tā kā vielu īpašības tika pētītas, radās nepieciešamība tās izskaidrot un aprakstīt. Pirmkārt, skaidrojumu prasīja pats molekulu un struktūrvienību (CE) veidošanās fakts no atomiem, t.i. atomu pievilkšanās enerģijas raksturs un lielums vielās - ķīmiskās saites enerģija.
Tika izveidota arī īpaša ķīmiskās saites īpašība, kas
baru var definēt kā piesātināmība: atomam molekulā vai CE ir noteikts valence un tajā var būt neliels skaits valenču. Molekulu un SE īpašībām ir svarīgs ne tikai noteiktu atomu skaits tajās, bet arī izkārtojuma secība (struktūras teorija
A.M. Butlerovs), attālums starp atomiem un molekulu ģeometrija un SE ( stereoķīmija- Van't Hoff un Le Bel).
Visbeidzot, vielām ir noteiktas optiskās (krāsa, spektri), elektriskās (dipola moments, atomu lādiņi) un magnētiskās īpašības, kas izskaidrojamas ar to struktūru.
Idejas par pievilkšanās spēku raksturu starp atomiem sekoja lielajiem atklājumiem fizikā: universālās gravitācijas likuma atklāšana - atomu gravitācijas mijiedarbības teorija (Bergmans un Bertolē); elektrisko parādību atklāšana - elektroķīmiskā teorija (Berzelius); elektronu atklāšana noveda pie tā saukto ķīmisko saišu elektronisko teoriju izstrādes (Morozovs, Kosels, Lūiss, Pisarževskis, Mihaiļenko, Heitlers un Londona, Mullikens un Hunds u.c.).
Mūsdienu ķīmisko saišu struktūras teorija balstās uz kvantu mehāniskiem priekšstatiem par elektronu kustību atomos, molekulās un citās CE vielās; tas pierādīja, ka pievilcību starp atomiem var attēlot kā elektronu mākoņu un pozitīvi lādētu kodolu elektrostatisko mijiedarbību.
Ķīmiskās saites galvenās īpašības
Ķīmiskā saite ir atomu enerģijas samazināšanās molekulas vai CE veidošanās laikā. EnerģijaĶīmisko saiti var definēt kā enerģiju, kas nepieciešama šīs saites pārraušanai. Divatomu molekulai tas ir vienāds ar disociācijas enerģiju (entalpiju), piemēram:
H 2 \u003d 2H, ΔH 0 \u003d En-n \u003d 432 kJ.
Poliatomisku molekulu gadījumā saistīšanās enerģija ir atkarīga no reaģentu un produktu stāvokļa. Tāpēc identisku saišu secīgas pārrāvuma enerģijas nav vienādas viena ar otru, Piemēram, metāna molekulā:
CH 4 ® CH 3 + H, E 1 \u003d 427 kJ / mol;
CH 3 ® CH 2 + H, E 2 \u003d 368 kJ / mol;
CH 2 ® CH + H, E 3 \u003d 519 kJ / mol;
CH ® C + H, E 14 \u003d 335 kJ / mol;
CH 4 ® C + 4H, 4Es-n \u003d 1649 kJ / mol.
Tomēr to summa ir vienāda ar visu saišu vienlaicīgas pārraušanas enerģiju. Šo četru saišu vidējā enerģija, Ec-n = 1649/4 » 412 kJ, ievērojami atšķiras no katras no četrām saitēm. No otras puses, ir aptuvens modelis: ķīmiskās saites starp vieniem un tiem pašiem atomiem dažādās molekulās ir aptuveni vienādas, ja atomi atrodas vienādos valences stāvokļos. Ar atoma valences stāvokli saprot to ķīmisko saišu skaitu un veidu (skatīt zemāk) aplūkojamā savienojumā. Tāpēc metāna saišu secīgas pārraušanas enerģijas atšķiras.
4.1. tabulā parādītas ķīmisko saišu enerģijas vidējās vērtības, kas dažādiem savienojumiem ir aptuveni vienādas.
Var atzīmēt arī citas likumsakarības. Piemēram, ķīmisko saišu enerģijas starp tiem pašiem diviem atomiem var atšķirties apmēram 2 un 3 reizes. Tā rezultātā tika ieviests jēdziens "vienkāršās (vienkāršās), dubultās un trīskāršās saites (E c-c "350, E c = c" 600, E cºc "820 kJ/mol). Šo funkciju sauc komunikācijas daudzveidība.
Tika arī parādīts, ka viena veida savienojumu sērijās saistīšanās enerģija regulāri mainās: E n-F > E H-Cl > E n-Br > E n-I.
Tomēr citā sērijā saistīšanas enerģija mainās neregulāri:
E F-F< E Cl-Cl >E Br-Br > E I-I, kas prasa skaidrojumu no molekulu struktūras viedokļa.
Saites garums. Atšķirībā no atoma izmēra, to var precīzi noteikt: tas ir vienāds ar attālumu starp blakus esošo atomu centriem molekulā. Saišu garumi ir tādā pašā lielumā (> 100 pm) kā atomu diametri - tas ir triviāls secinājums, jo atomu nosacītie (efektīvie) rādiusi tiek atrasti, sadalot starpkodolu attālumus divās daļās. Tas ir, saites garumu var aptuveni noteikt, pievienojot atbilstošos atomu vai jonu rādiusus:
d A-B » r A + r B » (d A-A + d B-B) /2
Saišu garumi ir atkarīgi no atomu valences stāvokļa, tas ir, piemēram, no saites daudzveidības: d c-c » 154 pm, d c=c » 134 pm un
d сºс » 120 pm.
Saišu garumu salīdzinājums ar to enerģijām parāda, ka starp tiem pastāv apgriezta sakarība: jo garāks garums, jo zemāka saistīšanas enerģija(4.1. tabula). Pastāv arī regulāras viena veida saišu garumu izmaiņas atkarībā no elementu stāvokļa Periodiskajā sistēmā, kas ir saistīts ar līdzīgām atomu un jonu izmēru izmaiņām.
4.1. tabula
Dažu ķīmisko saišu vidējās enerģijas (E St) un garumi (d St).
Valences leņķi- leņķi starp saitēm, ko veido viens atoms molekulā vai CE. Tie ir atkarīgi no atomu rakstura (to elektroniskās struktūras) un ķīmiskās saites rakstura (kovalentā, jonu, ūdeņraža, metāliskā, parastā, daudzkārtējā). Saites leņķus pašlaik nosaka ļoti precīzi ar tādām pašām metodēm kā saišu garumus. Piemēram, ir pierādīts, ka AB 2 molekulas var būt lineāras (CO 2) vai leņķiskas (H 2 O), AB 3 – trīsstūrveida (BF 3) un piramīdas (NH 3), AB 4 – tetraedriskas (CH 4), vai kvadrātveida (PtCl 4) -, vai piramīdveida (SbCl 4) -, AB 5 - trigonāli-bipiramidāli (PCl 5), vai tetragonāli-piramidālu (BrF 5), AB 6 - oktaedru (AlF 6) 3 - utt.
Saites leņķi dabiski mainās, palielinoties sērijas numuram periodiskajā tabulā. Piemēram, H-E-H leņķis H 2 O, H 2 S, H 2 Se samazinās (attiecīgi 104,5; 92 un 90 0).
Saišu enerģijas, garumi un leņķi sniedz svarīgu informāciju par ķīmiskās saites raksturu. Tālāk ir aplūkota saistība starp molekulu elektronisko struktūru un šīm īpašībām.
Molekulu spektri. Liela nozīme molekulu un kondensēto vielu izmēra, ģeometrijas un elektroniskās struktūras noteikšanā ir to spektriem. Tie parasti atspoguļo vielas (fotonu, elektronu vai jonu veidā) absorbcijas vai enerģijas emisijas intensitātes (I) atkarību no vielas ārējās iedarbības enerģijas. Kurā es parasti mēra ar kvantu skaitu laika vienībā virsmas vai tilpuma vienībā, un enerģijas skalu - enerģijas, frekvences vai viļņa garuma vienībās.
Zinātnē pašlaik ir milzīgs skaits spektrālo metožu vielu pētīšanai, kas ļoti atšķiras pēc iedarbības veidiem (radioviļņi, infrasarkanā, redzamā vai ultravioletā gaisma, rentgenstari un g-stari, elementārdaļiņu stari - elektroni, pozitroni, protoni, neitroni ..... ), reģistrēto parādību veidi, kas saistīti ar matērijas struktūras elementiem.
Elektronu spektroskopijas metodes spektra ultravioletajos un redzamajos apgabalos reģistrē un pēta valences elektronu pārejas no viena elektroniskā stāvokļa citā (tas atbilst pārejām starp valences atomu orbitālēm). Pārejas atbilst līnijām E 1, E 2 un E 3, kas parādītas 3.1. attēlā.
Infrasarkanās vibrācijas spektroskopijas metodes pēta atomu vibrācijas molekulās un kondensētās vielās. Pētījumi ir parādījuši, ka šīs vibrācijas, tāpat kā elektroniskās pārejas, tiek kvantificētas. Pārejas enerģijas vienai saitei mainās regulāri (DEkol. 3.1. att.).
Šo pāreju mērīšana un izpēte, kā arī molekulu rotācijas spektri ļauj noteikt molekulu saites enerģiju, izmēru un formu.
Magnētiskās īpašības. Kā zināms no fizikas kursa, visas vielas mijiedarbojas ar magnētisko lauku. Ir divi galvenie vielas mijiedarbības veidi ar magnētisko lauku.
1. Paramagnētisks mijiedarbība - vielas atomos un molekulās ir nepāra elektroni, viela tiek magnetizēta magnētiskajā laukā un ievilkta starp magnēta poliem.
2. Diamagnētisks mijiedarbība - vielas atomos un molekulās visi elektroni ir sapāroti, magnētiskie momenti tiek kompensēti, viela netiek magnetizēta, bet piedzīvo nelielu atgrūšanos no starppolu telpas.
Pirmajā gadījumā magnētiskā lauka līnijas ir sabiezinātas, bet otrajā - vielas iedarbības rezultātā tās tiek retas. Pie paramagnētiskajām vielām pieder visi atomi (Li, B, N, F u.c.), kā arī molekulas (NO, NO 2, CO +, N 2 +, 3+) ar nepāra elektronu skaitu. Dažas molekulas un vielas, kurām ir pāra elektronu skaits, arī ir paramagnētiskas (O 2, F 2 2+, 2+ utt.) Acīmredzot šie fakti ir saistīti ar attiecīgo vielu elektronisko uzbūvi.
Cita veida mijiedarbība – feromagnētiskā un antiferomagnētiskā – rodas vielā blakus esošo atomu un molekulu elementāro magnētu (nesapāroto elektronu) mijiedarbības rezultātā, un tie šajā kursā netiks aplūkoti.
Saiknes enerģija ir enerģija, kas izdalās, veidojoties molekulai no atsevišķiem atomiem. Saistošā enerģija ir enerģija, kas tiek absorbēta, kad divi atomi ir atdalīti bezgalīgā attālumā viens no otra. Un veidošanās entalpija ir siltums, kas izdalās, kad vielu iegūst no vienkāršām vielām, tas ir, saišu enerģiju valodā runājot, vispirms bezgalīgi lielā attālumā (ar enerģijas absorbciju) izkliedējas vienkāršo vielu atomi. ), tad tie apvienojas, veidojot vēlamo vielu (tiek atbrīvota enerģija). Atšķirība ir veidošanās entalpija.
Saistīšanas enerģija atšķiras no ΔH arr. Veidošanās siltums ir enerģija, kas tiek atbrīvota vai absorbēta molekulu veidošanās laikā no vienkāršām vielām. Tātad:
N 2 + O 2 → 2NO + 677,8 kJ / mol - ∆H arr.
N + O → NO - 89,96 kJ / mol - E St.
Divatomu molekulām saites enerģija ir vienāda ar disociācijas enerģiju, kas ņemta ar pretēju zīmi: piemēram, F 2 molekulā saites enerģija starp F-F atomiem ir - 150,6 kJ / mol.
Poliatomiskām molekulām ar viena veida saiti, piemēram, AB n molekulām, vidējā saistīšanās enerģija ir 1/n daļa no kopējās savienojuma veidošanās enerģijas no atomiem. Tātad, CH 4 veidošanās enerģija \u003d -1661,1 kJ / mol. Tā kā CH 4 molekulā ir četras saites, vienas CH saites enerģija ir 415,3 kJ / mol. Liela pašlaik zināmo datu kopuma izpēte par saistīšanas enerģijām liecina, ka saistīšanās enerģija starp noteiktu atomu pāri bieži vien izrādās nemainīga vērtība, ja vien pārējā molekulas daļa mainās maz. Tātad piesātinātajos ogļūdeņražos E st (C - H) = 415,3 kJ / mol, E st (C - C) = 331,8 kJ / mol.
Saišu enerģijas molekulās, kas sastāv no identiskiem atomiem, samazinās grupās no augšas uz leju.Periodā saišu enerģijas palielinās. Tajā pašā virzienā palielinās arī elektronu afinitāte.
Pēdējā rindkopā mēs sniedzām piemēru reakcijas termiskā efekta aprēķināšanai:
C (tv) + 2 H 2 (g) \u003d CH 4 (g) + 76 kJ / mol.
Šajā gadījumā 76 kJ ir ne tikai šīs ķīmiskās reakcijas termiskais efekts, bet arī metāna veidošanās siltums no elementiem .
ENTALPIJA ir reakcijas termiskais efekts, ko mēra (vai aprēķina) gadījumam, kad reakcija notiek atvērtā traukā (t.i., pastāvīgā spiedienā). Apzīmēts kā ∆H.
Ja tilpums, ko aizņem reakcijas produkti, atšķiras no tilpuma, ko aizņem reaģenti, ķīmiskā sistēma var veikt papildu darbu PΔV (kur P ir spiediens un ΔV ir tilpuma izmaiņas). Tāpēc ΔН un ΔЕ ir savstarpēji saistīti ar attiecību:
ΔH = ΔE + PΔV
Tātad, ja reakcija netiek veikta "bumbā", tad ENTALPIJA un SILTUMA EFEKTS viens ar otru sakrīt. Entalpiju sauc arī par "siltuma saturu". Ja mēs veicam ūdens iegūšanas reakciju atvērtā traukā, tad 286 kJ / mol ir "siltums" ΔH, ko satur ūdeņradis un skābeklis gadījumam, kad mēs saņemam ūdeni no tiem. Tā kā sākotnējās vielas (ūdeņradis un skābeklis) bija mūsu eksperimentā standarta apstākļos (25 ° C un spiediens 1 atm), un mēs arī nogādājām reakcijas produktu (ūdeni) līdz standarta apstākļiem, mums ir tiesības teikt, ka 286 kJ/mol ir STANDARTA ŪDENS VEIDOŠANĀS SILTUMS vai, kas ir tas pats - STANDARTA ŪDENS VEIDOŠANĀS ENTALPIJA. Ja no vieniem un tiem pašiem elementiem mēs iegūstam nevis ūdeni, bet ūdeņraža peroksīdu H 2 O 2, tad šādas ķīmiskās sistēmas "siltuma saturs" būs atšķirīgs (187,6 kJ / mol). Reakciju gaitā, veidojoties 1 molam ūdens vai 1 molam H 2 O 2, izdalās atšķirīgs enerģijas daudzums, kas bija sagaidāms. Turpmāk mēs biežāk atsauksimies uz vielu standarta veidošanās siltumu kā veidošanās standarta entalpija ΔН. Lai uzsvērtu šīs vērtības derīgumu tikai standarta nosacījumiem, tabulās tas apzīmēts šādi: ΔН aptuveni 298
Maza "nulle" blakus ΔH tradicionāli simbolizē noteiktu standarta stāvokli, un cipars 298 atgādina, ka vērtības ir norādītas vielām 25 ° C (vai 298 K) temperatūrā. Standarta entalpija nav nepieciešams jābūt vielas veidošanās entalpijai no elementiem. Jebkurai ķīmiskai reakcijai var iegūt standarta entalpijas ΔH vērtību aptuveni 298. Bet mūsu gadījumā, ražojot ūdeni no ūdeņraža un skābekļa, mēs ieguvām tieši standarta ūdens veidošanās entalpiju. Tas ir rakstīts šādi: H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O (ΔH o 298 \u003d -286 kJ / mol)
No kurienes mīnusa zīme termiskā efekta priekšā? Šeit autoram ar nopūtu jāinformē lasītājs par vēl vienu siltuma (un entalpijas) attēlojuma pazīmi termodinamikā. Šeit tas ir pieņemts zaudēja pārstāvēt enerģiju jebkurā sistēmā ar mīnusa zīmi. Apsveriet, piemēram, jau pazīstamo metāna un skābekļa molekulu sistēmu. Rezultātā eksotermisks starp tām notiek reakcijas. atlase siltums: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) + 890 kJ
Šo reakciju var uzrakstīt arī ar citu vienādojumu, kur izdalītajam ("zaudētajam") siltumam ir mīnusa zīme: CH 4 (g) + 2 O 2 (g) - 890 kJ = CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)
Pēc tradīcijas šī un citu entalpija eksotermisks reakcijas termodinamikā parasti raksta ar zīmi "mīnuss": ΔН о 298 = –890 kJ/mol (izdalās enerģija).
Un otrādi, ja rezultātā endotermisks reakcijas sistēma norija enerģiju, tad šādas endotermiskas reakcijas entalpiju raksta ar zīmi "plus". Piemēram, jau pazīstamajai reakcijai CO un ūdeņraža iegūšanai no oglēm un ūdens (karsējot): C (tv) + H 2 O (g) + 131,3 kJ = CO (g) + H 2 (g)
(ΔН aptuveni 298 = +131,3 kJ / mol)
Pie šīs termodinamiskās valodas iezīmes tikai jāpierod, lai gan sākumā apjukums ar zīmēm var būt visai kaitinošs, risinot problēmas.
Vispirms mēģināsim atrisināt to pašu problēmu termodinamiskā skalu (kur reakcijas rezultātā izdalītajam siltumam ir mīnusa zīme), un pēc tam iekšā termoķīmiski skala (ko izmantojām iepriekšējā rindkopā un kur reakcijas rezultātā atbrīvotajai enerģijai ir plus zīme).
Tātad, sniegsim piemēru reakcijas siltuma efekta aprēķināšanai: Fe 2 O 3 (tv) + 3 C (grafīts) \u003d 2 Fe (tv) + 3 CO (g)
Šī reakcija notiek domnā ļoti augstā temperatūrā (apmēram 1500°C). Uzziņu grāmatās, kur termodinamiskā mērogā, jūs varat atrast Fe 2 O 3 (ΔH o 298 \u003d -822,1 kJ / mol) un CO (ΔH o 298 \u003d - 110,5 kJ / mol) veidošanās standarta siltumu. Pārējās divas vielas šajā vienādojumā, ogleklis un dzelzs, ir elementi, kas nozīmē, ka to veidošanās siltums pēc definīcijas ir nulle. Tāpēc aplūkojamās reakcijas standarta siltums ir vienāds ar:
ΔН aptuveni 298 = 3 × (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 kJ
Tātad dzelzs oksīda (III) oglekļa reducēšanās reakcija ir endotermisks(ΔН aptuveni 298 ir pozitīvs!), un viena mola Fe 2 O 3 reducēšanai ar trim moliem oglekļa būtu nepieciešami 490,6 kJ, ja izejmateriāli pirms reakcijas sākuma un produkti pēc reakcijas beigām ir zem. standarta apstākļos (tas ir, istabas temperatūrā un atmosfēras spiedienā). Tas nekas, ka izejmateriāli bija stipri jākarsē, lai notiktu reakcija. Vērtība ΔН о 298 = +490,6 kJ atspoguļo endotermiskās reakcijas "tīro" termisko efektu, kurā reaģenti vispirms tika uzkarsēti ar ārēju siltuma avotu no 25 līdz 1500 ° C, bet reakcijas beigās produkti atkal atdzesē līdz istabas temperatūrai, atdodot visu siltumu apkārtējai videi. Šajā gadījumā dotais siltums būs mazāks nekā tas bija jātērē apkurei, jo daļa siltuma tika absorbēta reakcijā.
Veiksim to pašu aprēķinu, izmantojot termoķīmiski mērogā. Pieņemsim, ka mēs zinām oglekļa un dzelzs sadegšanas siltumu skābeklī (pie nemainīga spiediena):
1) C + 1/2 O 2 = CO + 110,5 kJ
2) 2 Fe + 3/2 O 2 = Fe 2 O 3 + 822,1 kJ
Lai iegūtu mūs interesējošās reakcijas termisko efektu, pirmo vienādojumu reizinām ar 3 un otro pārrakstām apgrieztā secībā:
1) 3 C + 3/2 O 2 = 3 CO + 331,5 kJ
2) Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 2 Fe + 3/2 O 2
Tagad pievienojiet abus vienādojumus pa vārdam: 3 C + 3/2 O 2 + Fe 2 O 3 + 822,1 kJ = 3 CO + 331,5 kJ + 2 Fe + 3/2 O 2
Pēc skābekļa samazināšanas abās vienādojuma daļās (3/2 O 2) un pārnesot 822,1 kJ uz labo pusi, mēs iegūstam: 3 C + Fe 2 O 3 \u003d 3 CO + 2 Fe - 490,6 kJ
ķīmisko reakciju kinētika- fizikālās ķīmijas nozare, kas pēta ķīmisko reakciju modeļus laikā, šo modeļu atkarību no ārējiem apstākļiem, kā arī ķīmisko pārvērtību mehānismus Ķīmiskā kinētika ir zinātne par ķīmisko procesu ātrumu un modeļiem laikā.
Ķīmiskā kinētika pēta procesa mehānismu, t.i. tie starpposmi, kas sastāv no elementāriem aktiem, caur kuriem sistēma pāriet no sākuma stāvokļa uz galīgo.
Ķīmiskā kinētika pēta šo posmu ātrumu un faktorus, kas ietekmē to ātrumu.
Ķīmiskās reakcijas vienādojums parāda sistēmas sākotnējo stāvokli (sākotnējās vielas) un galīgo stāvokli (reakcijas produkti), bet neatspoguļo procesa mehānismu.