Химическая термодинамика и кинетика. Химическая связь. Растворы

21

Размещено на http://www.allbest.ru

ВВОДНАЯ ЛЕКЦИЯ

Химия - это наука, изучающая вещества, их состав, строение, свойства и взаимные превращения.

Основные положения атомно-молекулярной теории:

1. Все вещества состоят из молекул.

Молекула - это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов.

Атом - это наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

Атом состоит из плотного, положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В целом атом электронейтрален.

Вид атомов с одинаковым зарядом ядра называется химическим элементом.

Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разной массой, называются изотопами.

Так, природный хлор состоит из двух изотопов: 35Cl и 37Cl.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении.

4. При химических реакциях молекулы одних веществ превращаются в молекулы других веществ. Атомы при химических реакциях не изменяются.

Вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента - называются простыми веществами. Простые вещества могут иметь несколько аллотропных модификаций, т.е. вещества состоят из атомов одного и того же элемента, но обладают разными свойствами.

Сложными веществами называются вещества, молекулы которых состоят из разных элементов и в разных соотношениях.

Раздел химии, изучающий количественный состав и количественное соотношение между реагирующими веществами, называется стехиометрией.

Единицей измерения количества вещества в химии является моль.

Моль вещества - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов) сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12С.

NA = 6,021023

Молярная (мольная) масса - это масса одного моль вещества (М).

[М] = [г / моль]

М Н О = 18 г / моль, М NaOH = 40 г / моль

Молярный (мольный) объём- это объём одного моля газообразного вещества (Vм).

При нормальных условиях Vм = 22,4 л

Нормальные условия: p= 101325 Па, Т = 273К

Основные стехиометрические законы .

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ.

Массы веществ, вступающих в реакцию, равны массе веществ, получающихся в результате реакции.

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА.

Каждое сложное вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Следовательно, химические вещества взаимодействуют друг с другом в строго определенных (эквивалентных) соотношениях.

Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая может присоединять, замещать, высвобождать один ион водорода в кислотно-основных и ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях.

Молярная масса эквивалентов - это масса одного моль эквивалентов, содержащая 6,021023 эквивалентов (Э). [Э] = [г / мольэкв]

Эквивалент зависит от условий протекания реакций, а молярная масса - постоянна.

Формулы для расчета эквивалентов.

Э оксида = М оксида / число атомов элемента валентность элемента

Э кислоты = М кислоты / основность кислоты

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое кислота отдает, реагируя с основанием.

Э основания = М основания / кислотность основанияКислотность основания - количество ионов гидроксила, которые замещаются при взаимодействии с кислотой.

Э соли = М соли / число атомов Ме валентность Ме, где (Ме - металл)

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам.

Массы (объемы) реагирующих веществ, прямо пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов.

1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Первый закон термодинамики

Химическая термодинамика представляет собой научную дисциплину, которая изучает:

переход энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой;

тепловые эффекты, сопровождающие химические и физические процессы;

возможность и направление самопроизвольного протекания процессов.

Основные понятия и определения химической термодинамики.

Система - это вещество или смесь веществ, мысленно или фактически выделенных из окружающей среды.

Системы бывают:

открытыми - могут обмениваться с окружающей средой и веществом и энергией;

закрытыми - могут обмениваться с окружающей средой только энергией;

изолированными - не могут обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

С другой стороны, системы бывают гомогенными и гетерогенными. В гомогенных системах вещества находятся в одной фазе, в гетерогенных - в разных фазах, т.е. в гетерогенных системах существуют поверхности раздела.

Фаза - часть системы, отделённая от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства меняются скачком.

Свойства системы называются параметрами состояния системы.

Параметры интенсивности не зависят от количества вещества (температура, давление, плотность), параметры экстенсивности зависят от количества вещества (масса, объём, площадь поверхности раздела).

Любое изменение одного или нескольких параметров называется переходом системы из одного состояния в другое или процессом.

Процессы бывают:

изотермические, при постоянной температуре (T = const.);

изохорные, при постоянном объёме (V = const.);

изобарные, при постоянном давлении (Р = const.).

Состояние системы бывает равновесным и стационарным. При равновесном состоянии соблюдается постоянство всех параметров при отсутствии обмена с окружающей средой веществом или энергией, при стационарном - все параметры остаются постоянными, но при этом наблюдается обмен веществом или энергией с окружающей средой.

Цикл - цепь последовательных превращений, при которых все параметры системы возвращаются к исходным значениям.

Первый закон химической термодинамики.

Первый закон химической термодинамики представляет собой в наиболее общем виде закон сохранения энергии для систем, в которых изменение энергии происходит в виде теплоты и работы.

Для любого процесса соблюдается равенство:

Q = ДU + A

Формулировка 1-ого закона химической термодинамики:

Если к системе подводится теплота, то она расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение системой работы.

U - внутренняя энергия. 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(U).

В термодинамике обычно исследуют две формы передачи энергии от одной системы к другой - теплоту и работу.

Теплота (Q) - микроскопическая форма передачи энергии при столкновении хаотически движущихся молекул и атомов соприкасающихся тел.

Под работой (А) подразумевается работа системы против внешних сил (давления, электрических и магнитных полей и др.)

В отличие от внутренней энергии, работа и теплота не являются функциями состояния системы, они зависят от вида процесса.

Если система переходит из одного состояния характеризуемого объёма V1 в другое, с объёмом V2 то:

,

где А - работа против всех сил, действующих на систему, кроме внешнего давления. рV - работа расширения системы.

Если изучаемая система находится только под действием давления, то

A = рV,

тогда 1-ый закон термодинамики имеет вид:

.

1) Для изохорных процессов (V=const, ДV=0):

,

т. е. теплота расходуется только на изменение внутренней энергии.

2) При постоянном давлении (изобарные процессы):

,

где Н - энтальпия (теплосодержание системы), т. е.

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.

Энтальпия процесса

1.1 Термохимия

Все химические процессы протекают либо с выделением, либо с поглощением тепла. Экзотермическими называют процессы, идущие с выделением тепла и эндотермическими - идущие с поглощением тепла. Количество выделяемой или поглощаемой теплоты называется тепловым эффектом реакции.

Для изохорных процессов тепловой эффект равен изменению внутренней энергии:

,

для изобарных - изменению энтальпии:

,

т. е. тепловой эффект не является функцией состояния системы, т.к. зависит от условий проведения реакции.

Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции при постоянном давлении и температуре, называются термохимическими уравнениями. Причём, в термодинамике все процессы рассматриваются со стороны самой системы: тепловой эффект считается положительным (Н > 0) для эндотермических процессов и отрицательным (Н < 0) для экзотермических процессов.

Тепловой эффект реакции при постоянном давлении (Н) измеряется в кДж, и относится к числу молей веществ, участвующих в реакции. Кроме того, в термохимических уравнениях указывают агрегатное состояние веществ, участвующих в реакции.

Энтальпия реакции приводится для стандартных условий: температуры 298К и давления в 1 атм. = 101325 Па.

Изменение энтальпии может быть найдено не только для химических реакций, но и для других процессов - например, фазовых переходов. Фазовым переходом называют переход одной фазы в другую: твёрдое - жидкое (испарение), твёрдое - газ (сублимация или возгонка) и т. д.

Стандартная энтальпия образования сложного вещества - это тепловой эффект реакции образования 1-го моля сложного вещества из простых веществ.

Стандартная энтальпия разложения сложного вещества - это тепловой эффект реакции разложения 1-го моля сложного вещества на простые вещества.

Стандартная энтальпия образования 1-го моля сложного вещества равна стандартной энтальпии разложения 1-го моля вещества, взятого с обратным знаком - закон Лавуазье-Лапласа.

,

где , - энтальпии образования (разложения) сложного вещества при стандартных условиях.

Энтальпия образования 1-го моля вещества приводится в таблицах и измеряется в . Энтальпии образования простых веществ равны нулю.

Основной закон термохимии (закон Гесса).

Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути проведения процесса, числа и вида промежуточных стадий, а зависит только от начального и конечного состояния реагирующих веществ, при условии постоянства давления или постоянства объёма.

1-ое следствие закона Гесса. Тепловой эффект процесса равен сумме тепловых эффектов промежуточных стадий.

2-ое следствие закона Гесса. Тепловой эффект процесса равен алгебраической разности между суммой теплот образований продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ, причём коэффициенты в уравнении учитываются как сомножители теплот образований.

сС + dD = аА + bВ;

;

Пример расчёта теплового эффекта химической реакции:

; Н = ?

Вещество	ДН0298, кДж/моль
NH3(г)	-46,2
О2(г)	0
Н2О(ж)	-285,8
NO(г)	90,3

=

= кДж.

1.2 Второй закон термодинамики

План:

возможность самопроизвольного протекания реакции;

энтропия;

изобарно - изотермический потенциал или свободная энергия Гиббса.

Самопроизвольными называются процессы, в результате которых может быть получена полезная работа, несамопроизвольными называются процессы, на которые нужно затратить работу.

Рассмотрим два самопроизвольных процесса - растворение гидроксида натрия и растворение нитрата аммония:

;

.

Это самопроизвольные процессы, но один из них сопровождается выделением тепла, а другой - поглощением тепла. Как видим, знак теплового эффекта процесса (энтальпийный фактор) не определяет однозначно возможность самопроизвольного протекания процесса. Существует 2-ой фактор самопроизвольности процесса - энтропийный фактор.

Что же такое энтропия?

Состояние любой системы может быть описано, с одной стороны, по значению измеряемых параметров системы (макросостояний системы), с другой стороны, состояние системы можно описать множеством мгновенных микросостояний, которым соответствуют разные энергетические уровни микрочастиц, составляющих нашу систему.

Число микросостояний, которое соответствует данному макросостоянию вещества, называется термодинамической вероятностью его состояния (W), т. е. W - это число способов, которыми молекулы можно распределить по разным энергетическим уровням.

С термодинамической вероятностью состояния связана функция состояния системы, называемая энтропией (S) .

S = k ln W,

где k - постоянная Больцмана, k ? 1,38•10-23 Дж/K ,

W - термодинамическая вероятность состояния системы.

Для 1 моль вещества:

S = R ln W,

где R - универсальная газовая постоянная, здесь S измеряется в .

Вероятность состояния максимальна при максимальной разупорядоченности системы, т. е. энтропия максимальна тогда, когда система находится в наиболее разупорядоченном состоянии. Именно к этому система стремится самопроизвольно.

Любая система стремится перейти в состояние наибольшего беспорядка, т. е. самопроизвольно, любая система стремится к увеличению энтропии. И энтропия является мерой беспорядка в системе. Она увеличивается в таких физических процессах, как плавление, кипение, расширение газов. В химических процессах энтропия увеличивается, если из исходных веществ, взятых в твёрдом или жидком состояниях, получается газообразные продукты реакции, или - если число молекул в ходе реакции увеличивается.

Пример:

,

т. е. энтропия растёт, т. к. увеличивается количество движущихся частиц.

, S < 0 , -

энтропия уменьшается т. к. уменьшается количество частиц (из 3-х в 2) и система переходит из газообразного состояния в жидкое.

Рассмотрим изменение энтропии в системе при переходе из одного, состояния, характеризуемого объёмом V1 в другое - с объёмом V2:

, ;

Если V2 > V1, то S > 0, если V2 < V1, то S < 0, т.е. при увеличении объема энтропия увеличивается.

Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле равна нулю, поэтому можно рассчитать абсолютное значение энтропии для каждого вещества. В таблицах приводится стандартное значение энтропии (S) при стандартных условиях.

Энтропия - функция состояния вещества, значит, не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое. Для обратимых изотермических процессов (фазовых переходов), изменение энтропии равно изменению энтальпии, деленному на температуру:

.

 Энтропия зависит от температуры:

,

где СР - молярная теплоёмкость при постоянном давлении.

Функция, которая связывает и энтальпийный и энтропийный фактор, G - свободная энергия Гиббса, или изобарно - изотермический потенциал.

G = H - TS,

где Н - энтальпия, Т - абсолютная температура, S - энтропия.

Для изобарно-изотермических процессов:

G = H - TS,

т. е. в изменении свободной энергии Гиббса учитывается и энтальпийный и энтропийный факторы.

Если система совершает полезную работу, то её энергия убывает.

, где - полезная работа.

G < 0, (1) - для самопроизвольных процессов.

G = 0, (2) - в состоянии равновесия.

Уравнения (1) и (2) - математическая запись 2-го закона термодинамики.

Формулировка 2-го закона термодинамики.

Любая система стремится перейти в состояние равновесия, которое является наиболее устойчивым состоянием системы.

Любая система стремится к уменьшению свободной энергии и устойчивому состоянию, которому соответствует состояние с наименьшим значением свободной энергии.

Изобарно - изотермический потенциал химической реакции зависит не только от абсолютного количества вещества, но и от концентрации веществ, участвующих в реакции. Эта зависимость выражается в уравнении изотермы Вант - Гоффа.

аА + bВ = сС + dD

,

- изменение свободной энергии Гиббса при постоянном давлении и температуре.

[C], [D], [А], [В] - концентрации веществ, участвующих в реакции.

R - универсальная газовая постоянная.

Т - абсолютная температура.

Кравн. - константа равновесия.

Изменяя концентрации веществ в исходном состоянии, можно изменить и G реакции, т. е. добиться таким путём желаемого направления и глубины процесса.

Стандартное состояние:

[C] = [D] = [А] = [В] = ,

температура = 298К, давление = 101,325кПа.

Стандартная изотерма Вант - Гоффа.



Пример термодинамического расчёта химической реакции:

Возможно ли при стандартных условиях самопроизвольное протекание процесса?

G = H - TS

Вещества
CaCO3(к)	-1207	88,7
CaO(к)	-635	39,7
СО2(г)	-393,5	213,7

По 2-ому следствию закона Гесса:

= + 178,5 (кДж).

H > 0.

= 164,7.

S > 0.

G = H - TS = 178,5 - 298164,710-3 = 129,6 (кДж).

G > 0.

Выводы:

H>0, процесс эндотермический, энтальпийный фактор против самопроизвольности процесса.

S>0, система стремится к беспорядку, энтропийный фактор за самопроизвольность процесса.

G>0, при стандартных условиях невозможно самопроизвольное протекание процесса.

Вопрос: при каких условиях возможно протекание процесса?

Вычислим температуру равновесного состояния:

G = 0 Н - TравнS = 0 Н = ТравнS,

,

при Т > 10840K, G<0, следовательно, данный процесс может протекать при температурах выше 10840К

Резюме.

Н < 0, S > 0, G < 0 - возможно самопроизвольное протекание процесса при любых условиях.

Н > 0, S < 0, G > 0, невозможно самопроизвольное протекание процесса при любых условиях.

Н < 0, S < 0 или H > 0, S > 0, невозможно однозначно сказать о значении G, но можно сказать, что при низких температурах на значение G больше влияет энтальпийный фактор, а при высоких - энтропийный фактор.

2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Химическая кинетика изучает скорости химических реакций и их зависимость от различных факторов.

По механизму протекания различают простые и сложные реакции.

Простые реакции протекают в одну стадию. Уравнение простой реакции отражает ее механизм.

Сложные реакции протекают в несколько последовательных или параллельных стадий:

Уравнение сложной реакции не отражает ее механизм, а является лишь алгебраической суммой отдельных стадий, например:

А + В C + D

A X + C

X + B D

По признаку молекулярности реакции делятся на моно-,би- и тримолекулярные.

Молекулярность - это число частиц, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия.

Мономолекулярные реакции:

I2 2I

NH4SCN (NH2)2CS

Бимолекулярные реакции:

CO + Cl2 COCl2

2HI H2 + I2

Тримолекулярные реакции:

2NO + Cl2 2 NOCl

Понятие молекулярность применимо только к простым реакциям или к элементарным стадиям сложных реакций. Реакции с молекулярностью выше трех маловероятны и не известны.

По фазовому состоянию реагирующих веществ различают гомогенные и гетерогенные реакции.

Гомогенные реакции протекают в пределах одной фазы, например, в смеси газов или в растворе.

Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, например, твердой и жидкой, твердой и газообразной.

В ходе гомогенной реакции химические взаимодействия происходят по всему объему системы. Скорость гомогенной реакции определяется числом взаимодействий в единицу времени в единице объема и измеряется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Так как концентрация исходных веществ уменьшается (dC<0), а продуктов реакции - растет (dC>0), перед дробью ставят знак + или - так, чтобы скорость всегда была положительной (рис.1):



(1)

Единица измерения скорости реакции -моль/лс.

Скорость реакции зависит от многих факторов. Основные факторы, влиящие на скорость реакции:

природа реагирующих веществ

концентрация

температура

катализатор.

Зависимость скорости от концентрации исходных веществ выражается законом действующих масс. Закон открыт опытным путём К. Гульдбергом и П. Вааге в 1867г.

аА + bВ = сС + dD

х = k[A]p[B]q,

где k - константа скорости химической реакции;

[A], [B] - концентрации исходных веществ;

а, b, - стехиометрические коэффициенты.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций исходных веществ, взятых в некоторых степенях.

Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением химической реакции.

Константа скорости химической реакции - одна из основных кинетических характеристик данной реакции.

Константа скорости равна скорости реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л, т.е. удельной скороcти реакции. Константа скорости реакции зависит от природы реагентов, температуры, катализатора и не зависит от концентрации реагентов.

Порядок реакции показывает характер зависимости скорости реакции от концентрации. Известны реакции нулевого, первого, второго, третьего и дробных порядков

Для простых реакций частные порядки по отдельным реагентам совпадают с их стехиометрическими коэффициентами: p=a и q=b, а общий порядок с молекулярностью реакции, например:

I2 2 I

H2 + I2 2 HI

2 NO + Cl2 2 NOCl

Для сложных реакций - pa и qb, например:

2 N2O5 4 NO2 + O2

2HI + H2O2 2 H2O + I2

2 NO2 + 4 H2 4 H2O + N2

N2 + O2 2 NO

Порядок реакции устанавливается экспериментально и зависит от механизма реакции. Если процесс включает несколько последовательных стадий, то порядок реакции будет определяться молекулярностью медленной стадии, которая лимитирует скорость всего процесса, например:

2 N2O5 4 NO2 + O2

стадия 1: N2O5 N2O3 + O2 медленно

стадия 2: N2O5 + N2O3 4 NO2 быстро

Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением химической реакции.

Гетерогенные реакции - это химические реакции с участием веществ, находящихся в разных фазах и образующих гетерогенную систему. Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз.

Примерами гетерогенных реакций могут служить процессы горения твердых веществ:

C(к) + O2(г) CO2(г) ;

восстановления оксидов металлов углеродом:

Fe3O4(к) + 2C(к) 3Fe(к) + 2CO2(г) ;

растворения металлов в кислотах:

Zn(к) + 2HCl(р) ZnCl2(к) + H2(г) .

Гетерогенные реакции - это сложные процессы, которые включают несколько последовательных стадий:

подвод реагентов к поверхности раздела фаз путем диффузии;

адсорбция реагентов на поверхности раздела фаз;

химическое взаимодействие;

десорбция продуктов реакции с поверхности раздела;

отвод продуктов от поверхности раздела путем диффузии.

Каждая из перечисленных стадий имеет свою скорость. Скорость процесса в целом определяется скоростью самой медленной (лимитирующей) стадии и описывается ее законами. Поэтому не существует единой формы кинетического уравнения для гетерогенных процессов. Если лимитирующей стадией процесса является химическое взаимодействие, то скорость химической реакции определяется законом действия масс. Если же сама химическая реакция протекает быстро, то скорость гетерогенного процесса будет определяться скоростью подвода реагирующих веществ к поверхности раздела и описываться уравнениями диффузионной кинетики.

Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением химической реакции.

Кинетические уравнения реакций 0-го, 1-ого и 2-ого порядков.

1. Реакции нулевого порядка.

,

, , , .

Графическое определение константы скорости нулевого порядка.



Здесь

2. Реакции первого порядка.

х = = kc1, , ln c = k + const,

когда = 0, ln c0 = const, c = c0, ln c - ln c0 = k, ln c0 - ln c = k, , ,

где с0 - исходная концентрация;

с - концентрация в данный момент времени;

константа скорости химической реакции 1-ого порядка.

Графическое определение константы скорости химической реакции 1-ого порядка.

ln c0 - ln c = k, ln c = ln c0 - k,

- соответствует уравнению прямой: y = b + ax.



Здесь tg = kI.

Константа скорости реакции 2ого порядка.

; ; ;

; = 0; c = c0; const = 1/c0;

; ;

Графическое определение константы скорости химической реакции 2ого порядка.

соответствует уравнению прямой:

y = ax + b.



Здесь tg = kII.

Определение константы скорости реакции и порядка реакции по методу Вант-Гоффа.

Определение константы скорости реакции и порядка реакции по методу Вант-Гоффа возможно для тех реакций, в которых скорость реакции зависит от концентрации одного вещества.

= kcn ; ln = ln k + n ln c;

Для определения порядка реакциистроят график зависимости lnх от lnc, в котором tgб равен порядку реакции, и график зависимости скорости от концентрации в степени n, в котором tgб равен константе скорости реакции:

Здесь tg = n. Здесь tg в = k.

2.1 Влияние температуры на скорость химической реакции

Энергия активации (Еакт) это избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества. Молекулы, обладающие избыточным запасом энергии, называются активными молекулами.

Энергия активации - это фундаментальная характеристика реакции. Энергия активации зависит от природы реагентов и механизма реакции и не зависит от температуры.

Энергию активации можно представить как энергетический барьер, который необходимо преодолеть молекулам исходных веществ на пути превращения их в продукты реакции (см. рис.2). Чем больше энергия активации, тем меньше при прочих равных условиях скорость реакции и тем в большей степени она зависит от температуры. При комнатной температуре с наблюдаемой скоростью протекают реакции с Еакт от 60 до 120 кДж/моль. Реакции с Еакт>120 кДж в этих условиях практически не идут, реакции с Еакт<60 КДж/моль при обычных условиях протекают практически мгновенно.

С повышением температуры, скорость химической реакции возрастает, потому что увеличивается число активных молекул. Зависимость скорости химической реакции от температуры, при невысоких значениях температуры выражается уравнением Вант-Гоффа:

где скорости химической реакции при температурах t1 и t2.

температурный коэффициент Вант-Гоффа.

Формулировка. Скорость химической реакции с увеличением температуры на каждые 10 возрастает в 2-4 раза.

Точнее зависимость скорости химической реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса.

где А фактор эффективности соударений;

е основание натурального логарифма;

Еакт энергия активации;

R универсальная газовая постоянная;

Т температура по Кельвину.

Уравнение Аррениуса - это зависимость, полученная опытным путем. Для его теоретического обоснования были предложены теория активных столкновений и теория активированного комплекса.

Согласно теории активных столкновений предэкспонециальный множитель А равен ZP , а выражение для расчета константы скорости имеет вид:



где Z - общее число столкновений молекул в единицу времени в единице объема;

- доля активных молекул в системе;

Р - стерический множитель.

Общее число столкновений молекул газа Z может быть рассчитано на основе молекулярно-кинетической теории газов.

Зная энергию активации, можно определить долю активных молекул при данной температуре. Так, если Еакт=100 кДж/моль , то доля активных молекул при Т=300К составит , т.е. только одно из 2,61017 соударений заканчивается химическим взаимодействием.

Константа скорости, вычисленная как произведение общего числа столкновения Z на долю активных молекул, как правило, превышает действительную величину. Это объясняется тем, что для химического взаимодействия молекулам кроме избыточной энергии требуется определенная взаимная ориентация в момент столкновения. Влияние пространственной ориентации молекул учитывают с помощью стерического множителя Р, значения которого лежат в пределах от 10-9 до 1. Малые значения Р отвечают реакциям между сложными по структуре органическими молекулами.

Согласно теории активированного комплекса химическая реакция протекает через образование молекулами реагирующих веществ неустойчивого переходного состояния или активированного комплекса, энергия которого (Е') соответствует максимуму на энергетической диаграмме процесса (см рис.2).

Активированный комплекс - это такое состояние реагирующей системы, при котором старые связи до конца не разорваны, а новые еще не образовались, например:

AB + C [ABC] A + BC

исходные активированный продукты

вещества комплекс реакции

Таким образом, энергия активации есть разность между энергией активированного комплекса Е' и средней энергией молекул исходных веществ E1.

Теория активированного комплекса позволяет рассчитать с помощью методов статистической термодинамики энергию активированного комплекса и связать константу скорости химической реакции с его термодинамическими характеристиками - энтропией активации (S) и энтальпией активации (H):

,

Сравнение полученного выражения с уравнением Аррениуса показывает, что предэкспоненциальный множитель

A=,

а энергия активации

Еакт=H .

2.1.1 Методы определения энергии активации

Аналитический метод определения энергии активации применим, если есть возможность определить две константы скорости при двух температурах.

; ;

; ;

.

Графический метод определения энергии активации. Необходимо иметь несколько значений k при разных T, чтобы построить график ln k = f(T).

Здесь tg = .

2.2 Катализ

Катализаторы - это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но не входят в состав продуктов реакции. Явление изменения скорости химической реакции под действием катализатора называют катализом.

Катализатор, как правило, ускоряет реакцию (положительный катализ). Вещества, в присутствии которых реакция замедляется (отрицательный катализ), называют ингибиторами.

Действие катализатора основано на том, что он образует с реагентами промежуточные соединения и направляет процесс по иному реакционному пути.

Основные положения теории катализа.

1) Катализ применим для изменения скорости только термодинамически возможных процессов (для каталитических реакций G<0).

2) Катализаторы изменяют механизм реакции, направляя её по пути с меньшей энергией активации, что и приводит к увеличению скорости процесса.

Например, реакция разложения перекиси водорода ускоряется в присутствии сульфата железа (II) в 105 раз, а под действием фермента каталазы - в 1010 раз, что связано с соответствующим уменьшением энергии активации процесса:

2H2O2 2H2O + O2 Еакт=75 кДж/моль

2H2O2 2H2O + O2 Еакт=40 кДж/моль

2H2O2 2H2O + O2 Еакт = 7 кДж/моль

3) Катализатор не влияет на тепловой эффект процесса.

4) Катализатор не влияет на положение химического равновесия, так как в равной степени ускоряет прямую и обратную реакции, сокращая тем самым время достижения равновесия.

5) Катализаторы действуют селективно, т. е. ускоряют одни процессы и не влияют на протекание других.

Так, из этанола в зависимости от катализатора и условий проведения реакции можно получить до 40 разных продуктов, например:

В отсутствие катализатора обе реакции протекают параллельно.

зависимости от фазового состояния катализатора и реагентов различают гомогенный и гетерогенный катализ.

При гомогенном катализе катализатор и реагенты находятся в одной фазе.

При гетерогенном катализе катализатор образует отдельную фазу, на поверхности которой протекает каталитическая реакция.

Механизм гомогенного катализа основан на образовании катализатором и реагентами в той же фазе реакционноспособных промежуточных соединений. В результате каталитическая реакция протекает по новому механизму, который складывается из элементарных стадий с меньшими энергиями активации, чем некаталитическая реакция, например (см. рис.1):

в отсутствие катализатора

А В Еакт=Е1

в присутствии катализатора К

1 стадия А + К АК Еакт=Е2

2 стадия АК В + К Еакт=Е3.

21

Размещено на http://www.allbest.ru

Примером гомогенной каталитической реакции может служить разложение ацетальдегида в присутствии паров иода:

без катализатора

CH3CHO(г) CH4(г) + CO(г) Еакт=190 кДж/моль

в присутствии катализатора

1 стадия CH3CHO + I2 CH3I + HI + CO

2 стадия CH3I + HI CH4 + I2

В качестве гомогенных катализаторов используют кислоты, основания, комплексные соединения переходных металлов. Примером гомогенного катализа является ферментативный катализ. Механизм гетерогенного катализа более сложен и включает несколько последовательных стадий:

диффузия реагентов к поверхности катализатора;

активированная адсорбция реагентов на поверхности катализатора, в результате которой происходит сближение реакционных центров и повышение их активности под действием силового поля поверхностных атомов катализатора и, как следствие, понижение энергии активации;

химическое взаимодействие;

десорбция продуктов каталитической реакции с поверхности катализатора;

отвод продуктов от поверхности катализатора путем диффузии.

Таким образом, и в гетерогенном катализе ускоряющее действие катализатора связано с понижением энергии активации, которое происходит за счет образования реагирующими веществами промежуточных поверхностных соединений на активных участках катализатора. Например, энергия активации реакции

2NH3 N2 + 3H2

в присутствии платинового катализатора уменьшается с 330 до 160 кДж/моль.

Катализаторами для гетерогенного катализа служат металлы (Pt, Pd, Ni, Fe, Co), оксиды металлов (Al2O3, V2O5, MnO2, Cr2O3, MoO3), сульфиды металлов (MoS2, CoS).

2.3 Химическое равновесие

Реакции, которые могут идти в двух взаимнопротивоположных направлениях, называются обратимыми.

Пример:

21

Размещено на http://www.allbest.ru

пр = kпр

кинетическое выражение для скорости прямой реакции,

обр = kобр

кинетическое выражение для скорости обратной реакции.

Химическое равновесие характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакций и постоянством концентраций всех веществ.

пр = обр;

Концентрации остаются постоянными.

; .

В общем виде:

aA + bB cC + dD

кинетическое уравнение для константы равновесия.

Констаната равновесия обратимой химической реакции равна отношению произведения концентраций продуктов реакции, взятых в некоторых степенях, к произведению концентраций исходных веществ в некоторых степнях. Константу равновесия можно рассчитать по стандартной изотерме Вант-Гоффа:

G = RT ln Kр

Пример расчёта равновесных концентраций.

При некоторой температуре в системе, образованной смешением SO2 и О2, установилось равновесие при концентрациях = 0,035моль/л,= 0,015моль/л и = 0,065моль/л.

Вычислить константу равновесия и исходные концентрации веществ.



.

По уравнеию химической реакции 2 моль SO3 образуется из 2 моль SO2 и 1 моль O2, следовательно, 0,065 моль SO3 образовалось из 0,065 моль SO2 и моль О2, тогда

н, моль	SO2	O2	SO3
нисх.	0,1	0,0475	0
нистрач.	0,065	0,0325	-
нравн.	0,035	0,015	0,065

Ответ: Кравн.= 230, Сисх.(SO2) = 0,1моль/л, Сисх.(О2) = 0,0474 моль/л.

Смещение равновесия.

Если не изменяются условия существования системы, то равновесие может существовать сколь угодно долго. Если изменить хотя бы одно из условий, то система выйдет из равновесия - скорости прямого и обратного процесса изменятся неодинаково - будет протекать реакция. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется сдвигом или смещением равновесия.

Сдвиг равновесия вправо, это сдвиг в сторону продуктов реакции. Сдвиг равновесия влево, это сдвиг в сторону исходных веществ.

Принцип смещения равновесия сформулировал Ле - Шателье:

Если изменить одно из условий, при которых система находится в равновесии, то в системе усиливается та реакция, которая противодействует произведённому изменению, т. е. система сопротивляется производимым изменениям.

Используя этот принцип, всегда можно определить направление смещения равновесия.

Пример:

При увеличении температуры в системе усиливаются те процессы, в результате которых температура будет снижаться, т.е. равновесие сместится в направлении эндотермической реакции, в данном случае - в сторону обратной реакции, т.е. влево.

При уменьшении температуры в системе усиливаются те процессы, в результате которых температура может увеличиться, т.е. равновесие сместится в направлении экзотермической реакции, в данном случае - в сторону прямой реакции, т.е. вправо.

При увеличении давления равновесия смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа, что приведет к снижению давления в данном объеме системы, т.е. в данном случае - вправо.

При уменьшении давления равновесие смещается влево, т. е. в сторону образования большего количества молекул газа.

Изменение давления влияет на смещение равновесия только в тех случаях, когда в системе имеются газы.

Изменение давления не влияет на смещение равновесия, если не меняется число молекул газообразных веществ.

При увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается вправо, т.е. в сторону продуктов реакции.

При увеличении концентрации продуктов реакции или уменьшении концентрации исходных веществ равновесие смещается влево, т. е. в сторону исходных веществ.

Концентрации газообразных веществ пропорциональны их парциальным давлениям, поэтому в кинетическом уравнении концентрацию газа можно заменять парциальным давлением:

Если реакция гетерогенная, то концентрации твёрдых веществ не входят в кинетическое уравнение для константы равновесия.

Пример:

;

3. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

3.1 Строение атома

Радиус атома: rа 0.1 нм; радиус ядра rя 10-6нм. Как видно, величина ядра очень мала по сравнению с размером атома, но плотность ядра очень велика (=1014), поэтому строение ядра более сложно и требует подробного рассмотрения.

Состав ядра:

Ядро состоит из нуклонов (протонов и нейтронов). Масса протона: mp = 1.00076 а.е.м.; масса нейтрона: mn = 1.0009 а.е.м. Заряд протона: zp =1.610-19 кулон, соответствует элементарному заряду (+1), заряд электрона (1).

Протон обозначается , нейтрон .

Массовое число атома равно:

А = N + Z,

где N сумма нейтронов, Z сумма протонов, масса же электрона ничтожно мала (), т. е. суммой масс электронов можно пренебречь.

Из таблицы Менделеева можно извлечь следующие данные:

массовое число атомная масса;

порядковый номер элемента заряд ядра, он же и число протонов в ядре;

число нейтронов вычисляется по формуле:

N = A Z.

 Пример. Указать состав атома .

А = 19, Z = 9, N = 19 9 = 10, e-1 = 9.

Совокупность атомов, обладающих одинаковым зарядом ядра, называется химическим элементом. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разными массами, называются изотопы.

Массу атомов и молекул принято выражать в виде относительной величины, в атомных единицах массы (а.е.м.). В настоящее время это углеродная единица, равная 1/12 части масссы атома углерода ().

3.2 Строение электронных оболочек атомов

В 1903 г. Томпсон предположил модель атома, состоящего из положительного ядра, в который вкраплены отрицательные заряды. Впоследствии эта модель была отвергнута, и Э. Резерфордом в 1911 г. была выдвинута планетарная модель атома. Он предположил, что положительно заряженное ядро находится внутри атома, а вокруг него, на большом расстоянии вращаются отрицательно заряженные электроны.

В 1913 г. Н Бор выдвинул 2 постулата:

Электорон, вращаясь по стационарной орбите, не излучает энергию.

При переходе с одной стационарной орбиты на другую, электрон может поглощать или излучать энергию, причём, если он переходит с дальней орбиты на ближнюю, он излучает энергию, а при переходе с ближней на дальнюю поглащает энергию.

Следствия:

E = E2 E1; Е = h

 квант энергии, где h постоянная Планка, равная 6,62610-34 Дж/с;

частота излучения, она равна количеству колебаний световой волны, которые происходят на отрезке в 300000 км., за 1 секунду, или сколько длин волны укладывается на этом отрезке в 1 с.

2-ой постулат Бора гласит, что энергия квантуется (когда какая-нибудь величина имеет ряд строго определённых значений, говорят, что она квантована).

Однако, теория Бора не обьясняет, где находится электрон, когда переходит с одной орбиты на другую.

3.3 Основные положения квантовой химии

1-ая идея квантовой химии: а) вещество дискретно; б) энергия квантуется.

2-ая идея квантовой химии: корпускулярно-волновой дуализм.

3-я идея квантовой химии: вероятностный характер законов микромира.

Дискретность вещество состоит из отдельных микрочастиц. Именно эти частицы изучает квантовая химия. Идею квантования энергии, основываясь на спектрах излучения нагретых тел, выдвинул Планк.

Корпускулярно-волновой дуализм. Микрочастицы в микромире обладают и свойствами частицы, и свойствами волны.

Впервые корпускулярно-волновой дуализм был предположен для света (электромагнитного излучения). С одной стороны свет, это электромагнитная волна и для него характерны такие свойства, как интерференция и дифракция, а с другой стороны при наблюдении явления фотоэффекта, было выдвинуто предположение, что свет это поток частиц - фотонов. Была измерена даже масса фотона. Энергия фотона равна mc2.

Электрон тоже обладает двойственной природой: с одной стороны это частица, обладающая определённой массой и скоростью, с другой стороны электрон может вести себя как волна. Для потока электронов были обнаружены свойства интерференции и дифракции.

Электронография метод изучения строения вещества, основанный на волновых свойствах потока электрона.

Уравнение, связывающее корпускулярные и волновые свойства, это уравнение де Бройля.

Е = mc2; E = h = h; mc2 = h;

где длина волны, с скорость света, m масса фотона.

уравнение де Бройля для световой волны.

Для электрона уравнение де Бройля имеет вид:

,

где скорость электрона. Когда

, 0, = , .

Вероятностный характер законов микромира.

В 1927 г. Гейзинберг выдвинул принцип неопределённости; согласно этому принципу невозможно точно определить местоположение частицы и её импульс в данный момент времени.

 ,

где px погрешность импульса вдоль оси Х, x погрешность координаты, квант действия константа.

Пусть px 0, тогда x , т. к. ,

и наоборот, если

x 0,

px .

Примечание. Эта неопределённость не связана с неточностью приборов, она является следствием самой природы электрона.

Следствия принципа неопределённости:

Движение электронов в атоме это движение без траектории, поэтому понятие “орбита”, выдвинутая Бором, в настоящее время не принимается, т.е. можно говорить только с той или иной степенью вероятности о нахождении электрона на определенном расстоянии от ядра.

На основании принципа неопределенности можно объяснить, почему электрон не падает на ядро.

Законы движения микрочастиц в квантовой химии выражены уравнением Шредингера, который применил волновую функцию , для описания движения электрона в 3х мерном пространстве.

;

,

где оператор “набла”, волновая функция, Е полная энергия, Еп потенциальая энергия, (Е Еп) кинетичская энергия.

2dV вероятность нахождения электрона в элементарном обьёме dV.

Решение уравнения Шреденгера в полярной системе координат даёт 3 независимые величины, которые называются квантовыми числами электрона: n, l, me. Вводят также ms спиновое квантовое число, которое характеризует движение электрона вокруг своей оси.

Квантовые числа прастранственные и энергитические характеристики электрона. Электроны в атоме образуют электронную оболочку, которая состоит из электронных слоёв, а электронные слои состоят из атомных орбиталей.

Атомная орбиталь область наиболее вероятного нахождения электрона.

1). n главное квантовое число, оно характеризует размер электронного облака, т. е. расстояние от ядра до наиболее плотной части этого облака. Электроны, имеющие облака одинакового размера, независимо от формы, составляют электронный слой оболочки атома или энергитический уровень.

n принимает значения 1;2;3;…;. n соответствует номеру периода.

2). ? орбитальное квантовое число, оно характеризует форму электронного облака или энергетический подуровень. ? принимает значения от 0 до n 1.

Электроны, характеризующиеся значениями орбитального квантового числа 0,1, 2 и 3, называют соответственно s-электронами,р-электронами, d-электронами и f-электронами. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают s-электроны, затем р-, d- и f-электроны.

n	?	Форма облака
1 2 3 4	0 0,1 0,1,2 0,1,2,3	s s,p s,p,d s,p,d,f

3). m? магнитное квантовое число, оно характеризует ориентацию электрона в поле, которое создают другие электроны.

Магнитное квантовое число принимает значения 2? + 1 ( ?, … 0, …+ ?).

?	подуровень	m?
0	s	1 (m = 1)
1	p	1, 0, +1 (m = 3)
2	d	2, 1, 0, +1, +2 (m = 5)
3	f	3, 2, 1, 0, +1, +2, +3 (m = 7)

Электронное облако определённого размера (с определённым значением n), определённой формы (с определённым значением ?), и определённым образом ориентированное в пространстве (с определённым значением m), называется электронной орбиталью и изображается в виде квантовой ячейки.

s d

p f

4). ms спиновое число.

Спиновое квантовое число отражает наличие у электрона собственного момента движения. Проекция собственного момента количества движения электрона на избранное направление и называется спином.

ms = Ѕ , т. е. электроны могут вращаться по часовой или против часовой стрелки. На одной электронной орбите могут находиться два электрона с противоположно направленными спинами.

Распределение электронов в многоэлектронных атомах.

Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе В. Паули и правиле Ф Хунда.

1. Заполнение энергетических уровней и подуровней происходит согласно принципу минимальной энергии: минимальной энергией обладают уровни и подуровни, ближайшие к ядру: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и т. д.

Правила Клечковского:

1). Минимальной энергии соответствует минимальное значение суммы n + ?.

2). Если эта сумма для двух электронов одинакова, то минимальная энергия (Emin) соответствует минимальному значению n.

n?	n + ?
1s	1 + 0 =1
2s	2 + 0 = 2
2p	2 + 1 = 3
3s	3 + 0 = 3
3p	3 + 1 = 4
3d	3 + 2 = 5
4s	4 + 0 = 4
4p	4 + 1 =5
4d	4 + 2 = 6
4f	4 + 3 = 7
5s	5 + 0 = 5
5p	5 + 1 = 6
5f	5 + 2 = 7
5f	5 + 3 = 8
6s	6 + 0 = 6
6p	6 + 1 =7

Emin: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f?5d<6p.

2. Принцип Паули состоит в том, что

в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Вспомним, что электрон может характеризоваться только одним набором 4-х квантовых чисел (n, l,ml и ms), а одной пространственной атомной орбитали (АО) соответствует состояние с фиксированными значениями 3-х квантовых чисел (n, l, ml). Тогда по принципу Паули для конкретной АО возможно лишь столько состояний электрона, сколько различных значений возможно для четвертого квантового числа ms. Для последнего возможны лишь два значения. Поэтому максимальное количество электронов для одной АО - 2. Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными. Согласно принципу Паули максимально возможное количество электронов на подуровне Nmax =2(2? + 1), так как каждому значению ? соответствует (2? + 1) значение магнитного квантового числа, т.е. (2? + 1) АО, а на каждой может находиться по 2 электрона.

На s подуровне Nmax = 2;

На р подуровне Nmax = 6;

На d подуровне Nmax = 10;

На f подуровне Nmax = 14.

Максимально возможное число таких комбинаций всех 4-х квантовых чисел при заданном значении n, чтобы не было двух одинаковых, дает нам максимальное число электронов на уровне Nmax=2n2.

Правило Хунда. Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одной электронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния атома.

Оно гласит: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален.

Например: для электронной конфигурации 2р3 возможны следующие варианты размещения электронов

1.Суммарный спин электронов: Ѕ +Ѕ +Ѕ = 3/2

2. Суммарный спин электронов: Ѕ - Ѕ +Ѕ = Ѕ

3. Суммарный спин электронов: Ѕ - Ѕ +Ѕ = Ѕ

Только в первом случае, когда каждой АО соответствует электрон со спином +1/2, достигается максимальный суммарный спин. Значит, это и есть энегетически самое выгодное состояние системы.

Правило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах электронной подоболочки. Состояние атома с меньшими значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и, в отличие от первого, называемого основным, будут относиться к возбужденным состояниям.

3.4 Составление электронных формул по двум квантовым числам

Максимальное заполнение энергетических уровней и подуровней.

n	N = 2n2	?	N = 2(2? + 1)	Запись электронного состояния
1	2	0(s)	2	1s2
2	8	0(s) 1(p)	2 6	2s2p6
3	18	0(s) 1(p) 2(d)	2 6 10	3s2p6d10
4	32	0(s) 1(p) 2(d) 3(f)	2 6 10 14	4s2p6d10f14
5	32	0(s) 1(p) 2(d) 3(f)	2 6 10 14	5s2p6d10f14
6	8	0(s) 1(p)	2 6	6s2p6

1. Чтобы правильно составить электронную формулу элемента, нужно определить его положение в таблице Менделеева. Z заряд ядра,

А = Z + N; з = Z.

2. n - главное квантовое число и, значит, число энергетических уровней, соответствует № периода.

3. № группы соответствует числу валентных электронов (участвующих в образовании связей), причём, если это главная подгруппа (А), то все валентные электроны находятся на верхнем энергетическом уровне. Если это побочная подгруппа, то на внешнем энергетическом уровне находятся 1 или 2 валентных электрона, остальные находятся на предвнешнем энергетическом уровне.

Пример: ; n = 1,2 ,3,4; VII A; z = 35; = 35; = 45; з = 35.

Br: 1s22s2p63s2p6d104s2p5 на последнем энергетическом уровне, находятся валентные электроны.

У десяти элементов побочной подгруппы наблюдается проскок электронов (Cu, Au, Ag, Mo, Cr, Nb, Ru, Rh, Pt, Pd).

3.5 Периодический закон Д.И. Менделеева

В зависимости от того, на какой энергетический подуровень пришёл последний электрон, различают электронные семейства элементов (s, p, d, и f элементы).

s элементы, это элементы первой группы главной подгруппы и второй группы главной подгруппы (IA, IIA). На внешнем энергетическом уровне у них 1 или 2 электрона. Все s элементы типичные металлы (исключение Be - амфотерный).

В своих соединениях s элементы имеют степени окисления +1 и +2.

IA щелочные металлы, их оксиды обладают основным характером.

Пример:

Na2O + H2O = NaOH щёлочь.

IIА Be амфотерный металл, Mg - типичный металл. Их оксиды не реагируют с водой, гидроксиды не растворимы в воде. Ca, Sr, Ba щелочноземельные элементы. Их оксиды непосредственно реагируют с водой, обладают основным характером.

Пример: CaO + H2O = Ca(OH)2

Пример:: 1s22s2; n = 1,2; IIA.

 Be Be*

Бериллий в основном состоянии не имеет неспаренных электронов, но при поглощении кванта энергии спаренные s-электроны распариваются и занимают свободные ячейки на p-подуровне. Таким образом, в возбужденном состоянии атом бериллия имеет валентность, равную 2.

Валентность элемента равна количеству неспаренных электронов в возбужденном состоянии.

2. p элементы, это элементы c третьей группы главной подгруппы по восьмую группу главной подгруппы (IIIA VIIIA), в основном - это неметаллы. Они занимают верхний правый угол в таблице Менделеева:

Неметаллы могут проявлять как положительные, так и отрицательные степени окисления: отрицательную степень окисления в соединениях с водородом и металлами.

Минимальная степень окисления равна (№ группы-8): C-4 H4, N-3H3, H2S-2, HCl-1.

В соединениях с кислородом и с другими более электроотрицательными элементами, неметаллы могут проявлять положительную степень окисления, максимальная степень окисления равна номеру группы.