Хлориды энергии образования Теплоты образования

В отличие от традиционных хлоридов меди, хлориды металлов платиновой группы характеризуются низкой величиной энергии диссоциации М—С1, что обеспечивает их высокую активность в реакции оксихлорирования при более низких температурах. В табл. 8 приведены значения теплот образования хлоридов различных металлов. Теплоту образования следует рассматривать как меру прочности связи М—С1. [c.44]

Термохимические постоянные для неорганических соединений представляют наиболее фундаментальные количественные характеристики энергии межатомной связи, поэтому закономерности их изменения по периодам и группам с возрастанием атомного номера должны быть непосредственно отражены в периодической системе элементов Менделеева. Они имеют также первостепенное значение для расчетов в области термохимии. Так, теплоты и свободные энергии образования окислов, сульфидов, фторидов, хлоридов, иодидов, фосфидов, карбидов и других соединений металлов лежат в основе теории важнейших металлургических процессов восстановления и рафинирования металлов. Поэтому для подтверждения правомерности сдвигов элементов-аналогов из вертикальных рядов и размещения лантаноидов и актиноидов в качестве третьих подгрупп II— [c.106]

С ослаблением металлического характера элемента в пределах N группы периодической системы, разность теплот образования хлорида и окисла уменьшается и даже становится отрицательной величиной. Например, в четвертой группе наиболее отрицательные значения этой разности должны быть у углерода, в третьей— у бора, во второй—у бериллия. Далее было показано, что разность теплот образования хлорида и окисла из простых веществ равна разности теплот их образования из атомов с очень маленькой постоянной поправкой, имеющей четкий физический смысл (разность энергий диссоциации кислорода и хлора, рассчитанных на определенное количество грамм-атомов) [c.17]

Теплота образования и свободная энергия образования хлорида магния по реакции [c.149]

Энергию решетки U вычисляют в виде суммы теплоты образования Q, теплоты возгонки S, энергии ионизации I, половины энергии диссоциации D и отрицательного значения сродства к электрону Е. Для хлорида натрия при абсолютном нуле Q = 98 ккал, S = = 26 ккал, / = 118 ккал, Уг D = 29 ккал и —Е = —87 ккал. Следовательно, 7 = 184 ккал. [c.89]

На основании этой схемы ряд исследователей пытались теоретически обосновать выбор катализатора для окисления хлорида водорода и оксихлорирования. Для оценки каталитического эффекта металлов переменной валентности было проведено сравнение теплот образования хлоридов и оксидов высшей и низшей степеней окисления, по результатам которого предпочтение было отдано меди. Дж. Аллен [75] рассмотрел изменение свободной энергии превращения оксидов в хлориды и хлоридов в оксиды для одно-, двух- и трехвалентных метал- [c.69]

Таким образом, изменение теплот образования соединений, сопоставленных в табл. 27, объясняется наложением обоих влияний увеличением электроположительного характера элементов от лития к цезию и уменьшением энергии решетки в том же направлении вследствие возрастания ионных радиусов. Последнее влияние в случае одного и того же катиона имеет тем меньшее значение, чем меньше заряд и чем больше ионный радиус аниона поэтому это влияние уже значительно ослаблено у хлоридов, но еще более у бромидов и у иодидов, у которых теплоты образования вследствие этого растут параллельно росту электроположительного характера элементов. [c.161]

Термохимические данные [26]. Теплота образования трибромида урана определена путем измерения теплоты растворения его в растворе хлорида железа (П1). Исходя из этой теплоты растворения в сочетании с термохимическими данными для других галогенидов урана и соответствующими литературными данными можно вычислить теплоту и свободную энергию образования трибромида урана [c.414]

Очень нетрудно себе представить, что симбатно с потенциалами ионизации изменяются и потенциалы возбуждения валентных состояний, а потому появляются вторично-периодические немонотонности и для энергий образования химических связей. Так как -электроны возбуждаются в случае элементов главных подгрупп при достижении высших ступеней окисления, вторичная периодичность теплот образования именно высших окислов и хлоридов становится явной (рис. 10, 11). [c.50]

Справочник Глесснера 2 содержит сводку данных о теплоте образования (АЯ/.зэз), энтропии (5298), энергии Гиббса образования (ДОд 29а)и коэффициентах уравнений, выражающих температурную зависимость ДО/, г до 2500 К, а также термодинамические параметры фазовых переходов для окислов, фторидов и хлоридов разных элементов. [c.79]

Однако теоретическое значение — Ai, рассчитанное из скрытой теплоты плавления, равно 0,27° С, т, е., несомненно, происходит довольно сильное взаимодействие между хлором и названными соединениями. Дальнейшие исследования этих систем, а также сравнение их, например, с системой хлор — гексан, в которой химическое взаимодействие минимально, следует лишь приветствовать. Поскольку доказано существование иона I5 в водной среде, следовало бы изучить также действие жидкого хлора на хлориды крупных органических катионов. Учитывая энергию решетки, наиболее вероятным в этих случаях следует считать образование устойчивого полихлорида. Необходимо также изучить возможность комплексообразования с кислотами Льюиса, в особенности с пентахлоридом сурьмы. [c.270]

Для хлорида натрия энтальпия образования его кристаллов из металлического натрия и молекулярного хлора ДЯ = —414 кДж/моль, теплота возгонки металлического натрия, затрачиваемая на разрушение его кристаллической решетки, возг = = 109 кДж/г-атом энергия диссоциации молекул хлора дисс = 242 кДж/моль, потенциал ионизации атомов натрия 1 = 488 кДж/г-атом и сродство атомов хлора к электрону ср = —368 кДж/г-атом. Следовательно, энергия ионной решетки [c.78]

Составьте на основании энергий ионизации, сродства к электрону, теплот испарения и теплот гидратации (эти данные приведены на стр. 91—92) энергетический баланс реакции между металлическим натрием и газообразным хлором в присутствии воды, ведущей к образованию раствора хлорида натрия. [c.107]

Энергии и теплоты сольватации электролитов были рассчитаны впервые Борном и Габером (1919) фи помощи циклов, основанных на термохимическом законе Гесса. Так, например, при вычислении теплоты гидратации хлорида натрия 1 моль твердой кристаллической соли мысленно переводят в бесконечно большсш объем воды при зтом выделяется теплота растворения —AHl, = Qь Тот же раствор хлорида натрия можно получить, если сначала разрушить кристаллическую решетку с образованием ионов натрия и хлора в газовой фазе на это затрачивается элергия, равная энергии решетки хлорида натрия —Д(5р = — V Затем эти ионы переводят в бесконечно большой объем воды, при этом освобождается суммарная теплота гидратации ионов натрия и хлора — Д/У , + [c.48]

Теплота образования АзРз из элементов равна 296 ккал/моль, а энергия связи АзР в нем—92 ккал/моль. Висмутпентафторид возгоняется в виде белых игольчатых кристаллов при нагревании висмуттрихлорида до 600 °С в токе фтора. Соединение это обладает сильным фторирующим действием, бурно реагирует с водой, а во влажном воздухе желтеет и затем буреет вследствие гидролиза. Последний характерен также для, фторида мышьяка, тогда как фторид сурьмы гидролизуется значительно меньше соответствующего хлорида. [c.475]

Принимая во внимание такое многообразие факторов, влияющих на формы проявления периодического закона, трудно было бы, казалось, ожидать сколько-нибудь четко выраженной периодичности окислительно-восстановительных потенциалов элементов. Однако еще Г. Шлезингер [99] указал на параллелизм между теплотой образования хлоридов и окислов и окислительно-восстановительным потенциалом. Эта идея была подхвачена В. Ф. Киффером [100], который четко показал периодичность окислительно-восстановительных потенциалов для большого числа случаев и объяснил ее причину. В. Ф. Киффер считает, что окислительно-восстановительный потенциал элементов (металлов) определяется в основном тремя величинами энергией сублимации металла, ионизационным потенциалом и энергией гидратации иона. Все три величины периодические, но разные по знаку свободная энергия сублимации и энергия ионизации— эндотермические, а свободная энергия гидратации — экзотермическая. В результате суммирования этих величин получается величина окислительно-восстановительного потенциала, обладающая такйми же периодическими свойствами, т. е. удачное сочетание трех периодических функций приводит к образованию четвертой периодической функции. Эта идея [c.24]

Ионные радиусы лантанидов известны с достаточной степенью точности. В связи с этим энергию решетки окислов, хлоридов, сульфатов, нитратов и вообш,е всех солех лантанидов с незначительной долей ковалентной связи можно вычислить при помош и уравнения Капустинского. Наличие термохимических данных для перечисленных соединений позволяет вычислить теплоту образования газообразных ионов лантанидов [c.46]

Методы расчета энергии образования дефектов можно использовать и для определения теплоты растворения примесных атомов [32]. Например, Брауэр рассчитал теплоты растворения таллия и марганца в хлоридах натрия и калия [33], двух- и трехвалентного европия в халькогенидах щелочноземельных металлов [34]. [c.318]

Для сравнения отметим, что теплота изомеризации циклогептатриена (тропилидена) в толуол, вычисленная по теплотам образования [90, 30], составляет —31,5 ккал/моль. То обстоятельство, что эти две теплоты изомеризации так близки по величине, указывает на малое различие и между энергиями резонанса хлорида тропилия и циклогептатриена. Заметим, что и сама энергия резонанса циклогептатриена очень мала. Хотя приведенные выше цифры осложнены отсутствием учета теплот растворения, которые еще не были определены, все же, по-видимому, устойчивость, достигаемая цикло-гептатриеном в результате потери электрона и образования шестиэлектронной ароматической системы, ослабляется электростатической работой, необходимой для диссоциации. [c.95]

Об эндотермичных соединениях и энергетически спаренных реакциях. Как было показано выше, хлорид азота N013 самопроизвольно разлагается на входящие в его состав элементы N2 и С12 с выделением энергии. Это доказывает, что молекулы КС1з обладают большей теплотой (энтальпией) образования, чем молекулы N2 и 012, в которые они превращаются (теплота образования положительна, в то время как теплота образования элементов при нормальных условиях равна нулю стр. 187). Соединения с положительной теплотой образования называются эндотермичными соединениями. [c.410]

Согласно представленному циклу процесс образования кристалли ческого хлорида натрия из твердого металлического натрия и ГН зообразного хлора возможен по двум путям. Первый путь состоит в превращении натрия и хлора в состояние ионов Na+ и С1 и образовании из них твердого хлорида натрия. В соответствии с определением понятия энергия кристаллической рещетки при образовании Na l из газообразных ионов выделяется энергия, равная по абсолютной величине Uo. Для получения ионов натрия требуется перевести металлический натрий в газообразное состояние. На это затрачивается теплота возгонки ДЯвозг. Затем нужно подвергнуть атомы ионизации, что требует энергии ионизации/ма. Для получения ионов хлора необходимо сначала разорвать связь в молекуле СЬ (на получение 1 моль С1 потребуется /г св), затем к атому хлора нужно присоединить электрон, оторванный от атома натрия при этом выделяется энергия сродства к электрону E u Все указанные здесь величины мo yт быть измерены. [c.153]

В ЭТОМ цикле мы мысленно переходим от твердого металлического натрия и газообразного хлора (левая часть схемы) к кристаллическому хлориду натрия (правая часть схемы) двумя путями. Первый состоит в превращении натрия и хлора в состояние ионов Na+ и СГ и образовании из них твердого хлорида натрия. В соответствии с определением понятия энергия кристаллической решетки при образовании Na l из газообразных ионов выделяется энергия, равная по абсолютной величине Ug. Для получения ионов натрия требуется превратить металлический натрий в пар. На это затрачивается теплота сублимации AH yg , величина которой может быть определена термохимическими методами. Затем нужно подвергнуть атомы ионизации, что требует затраты энергии ионизации /ма, которая также может быть измерена (см. стр. 52). Для получения ионов хлора необходимо сначала разорвать связь в молекуле I2 на получение одного атома хлора потребуется затрата (об определении данной величины см. [c.268]

Разность между значениями энтальпии образования МН(г.) и МН(к.) равна теплоте сублимации данного кристалла. Для гидридов щелочных металлов это большие количества энергии так, для LiH энергия сублимации составляет 128—(—90) =218 кДж-моль" . Это значение намного больше энергии вандерваальсова притяжения молекул LiH, и, следова тельно, можно сделать вывод, что данный кристалл имеет не молекулярное, а ионное строение со структурой, аналогичной структуре галогенидов щелочных металлов. Методом дифракции рентгеновских лучей удалось установить, что гидриды щелочных металлов содержат гидридный ион Н" они имеют структуру кристалла хлорида натрия с координационным числом 6 для М и Н . При электролизе расплавленных гидридов на аноде выделяется молекулярный водород. [c.548]

В процессе растворения твердого кристаллического вещества энергия, -затраченная на разрушение кристаллической решетки, компенсируется выделением энергии взаимодействия молекул или иоиов с растворителем. Количественное соотношение затраченной и выделенной энергии опреде--1яет зпак и велхгчипу теплового эффекта процесса растворения. Например, энергия электростатического взаимодействия ионов натрия и хлора в кристалле хлорида натрия очень велика и иа образование свободных ионов при разрушении одного моля Na l потребовалось бы затратить энергию, равную 197 ООО калорий. Однако благодаря выделению теплоты гидратации ионов наблюдается очень малый теи.ловой эффект при растворении хлорида натрия. [c.75]

Как мы видим, сумма теплот реакции отрицательна, т. е. суммарная реакция экзотермична. Элементарная реакция, при которой образуется N I3, хотя и эндотермична, протекает, поскольку одновременно происходят две экзотермические реакции исчезновение хлорида аммония (выигрывается положительная теплота растворения) и в особенности образование гидратированного НС1. Подобная сложная реакция, в которой протекает элементарная эндотермическая реакция за счет использования энергии протекающих одновременно с ней экзотермических реакций, называется энергетически спаренной реакцией. [c.411]

Наибольшей. микронеоднородности гомогенных растворов соответствует область смешанных структур, т. е. область средних концентраций. Малые добавки ацетона к воде или воды к ацетону не вызовут сильного нарушения структур чистых компонентов. Поэтому в этих областях поведение соли будет соответствовать поведению ее в бинарной системе соль—растворитель вода или ацетон (равновесие жидкость—кристалл). Действие соли в области средних концентраций (их интервал для каждой соли различен) заключается в увеличении микронеоднородности бинарного растворителя вплоть до его расслоения. Расслоение, по-видимому, вызвано предпочтительной гидратацией ионов (направление нод указывает на преобладание взаимодействия в двойной гомогенной системе вода — соль [20]) и в результате вытеснением ацетона из гомогенного раствора. Отсюда следует, что чем больше теплота гид ратации иона, тем больше область расслаивания. Увеличение поля расслоения в последовательности Na+ — Rb+ — > s+ подтверждает этот вывод. КС1, как. мы видим, не вызывает расслаивания, т. е. его сродство к воде мало по сравнению с другими хлоридами щелочных металлов. К+. В связи с этим следует отметить работу [21], где указывается на К+. В связи с этим следует отметить работу [21], где указывается на аномально малую энергию гидратации иона калия по сравнению с соответствующей величиной для натрия. В работе [21] описаны отклонения калия от плавного изменения таких свойств в ряду щелочных металлов, как величины ионизационных потенциалов атомов, радиусов ионов, энтальпий образования твердых окислов. Отклонения эти сравнительно малы, но монсет быть так, что при переходе к более сложным системам, чем бинарные, они возрастают и проявляются более резко. [c.81]