Гиббса электрона

На симметрию кристаллической решетки -элементов их (п - 1) -электроны практически не влияют. Но если атом металла содержит неспаренные -электроны, то эти электроны могут взаимодействовать с -электронами соседних атомов металла и образовывать дополнительные ковалентные связи. Аналогичное взаимодействие возможно и для р-элементов. В этих металлах существуют металлическая и ковалентная связи одновременно. Ковалентная локализованная связь обладает свойством направленности, а металлическая — ненаправленная связь. Поэтому первый вид связи обуславливает более упорядоченное состояние, а второй — менее упорядоченное, т. е. с большей энтропией. При более высоких температурах на структуре кристаллической решетки и свойствах простого вещества сказывается, в основном, наличие металлической связи. Понижение температуры приводит к уменьшению отрицательного энтропийного (—Т Д5) вклада в изменение энергии Гиббса и начинает преобладать более упорядоченная локализованная ковалентная связь. Типичным примером является олово. Так, стабильной модификацией олова при i > 13,2 °С является мягкий металл ( белое олово), в то время как при более низких температурах устойчивее серое олово, представляющее собой твердый и хрупкий порошок с кристаллической решеткой типа алмаза — кристалла, с ковалентной связью [c.321]

Таким образом, при разомкнутой цепи на трех имеющихся в элементе Якоби — Даниэля границах раздела фаз устанавливаются равновесия, причем фазы заряжаются. В результате энергетическое состояние электронов на концах разомкнутой цепи оказывается неодинаковым на том медном проводнике, который соприкасается с цинковым электродом, энергия Гиббса электронов выше, а на том, который соединен с медным электродом — ниже. Разность энергий Гиббса электронов на концах цепи и определяет э. д. с. данного элемента. [c.278]

В химии редкоземельных элементов наиболее ярко проявляется внутренняя периодичность, особенно для производных в характеристической степени окисления. Объяснение этому факту было дано в гл. I, 5. Для иллюстрации внутренней периодичности в табл. 5 приведены цвет гидратированных ионов Э , стандартные энергии Гиббса образования трифторидов и проявляемые степени окисления. Наблюдается удивительная аналогия в свойствах элементов, находящихся друг под другом. В каждой семерке, составляющей внутренний период, ионизационные потенциалы третьего порядка монотонно растут (см. табл. 3) с уменьшением атомных радиусов в результате лантаноидной контракции. Но начало нового внутреннего периода (переход от Ей к Gd) сопровождается уменьшением третьего ионизационного потенциала на 4 В, У европия впервые в первой семерке достигается устойчивая наполовину заполненная 4/ -оболочка. У гадолиния же при той же устойчивой 4/,-оболочке появляется один электрон на Sii-оболочке, который намного легче удаляется, потому что этот электрон делает стабильную 5 /°-оболочку неустойчивой. Для элементов, следующих за Gd, вновь наблюдается монотонное возрастание третьего ионизационного потенциала вследствие лантаноидного сжатия. Благодаря стабильности указанной 4/ -оболочки европий часто функционирует в степени окисления 4-2 за счет бз -электронов, а один из семи неспаренных электронов на 4/ -оболочке участвует в образовании связей в более жестких условиях. Для его аналога иттербия картина схожая, только в качестве устойчивой выступает уже полностью заселенная 4/ -обо-лочка. В случае самария и тулия, находящихся левее указанных [c.172]

В подгруппах металлов с полностью заселенными электронами d-орбиталями в соответствии с уменьшением металличности элементов сверху вниз уменьшается энергия Гиббса образования их фто- [c.355]

Энергия Гиббса электронного переноса тем меньше, чем ниже окислительный потенциал электронодонора и чем выше вос- [c.302]

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель или окислитель и число отдаваемых и принимаемых ими электронов. Для этого необходимо знать окислительно-восстановительную характеристику реагирующих веществ, что можно установить, руководствуясь периодическим законом Д. И. Менделеева, зная строение атомов- и молекул,, зная величины потенциалов ионизации, сродство к электрону," электроотрицательность элементов, окислптельно-восстано-вительные потенциалы и стандартные изменения энергии Гиббса образования веществ. [c.116]

Э.д.с. рассматриваемого элемента б. равна выраженной в электрических единицах разности энергий Гиббса электронов в фазах к и к (например, в точках Ли а). Вместе с тем межфазные вольтовы разности потенциалов 0 /) связаны между собой соотношением [c.152]

Чтобы конструктивно оформить такой электрод, нужен прежде всего проводник, который может подавать электроны в раствор кислоты или отнимать их у Н Для этой цели используют платину, которая способна растворять водород. Поскольку передача электронов проходит на границе раздела фаз, то поверхность этой границы целесообразно увеличить, чтобы облегчить протекание электрохимического процесса. Для этого гладкую платиновую пластинку покрывают мелко раздробленной платиной, так называемой платиновой чернью. Чтобы создать необходимую концентрацию водорода, его непрерывно продувают через специальную трубку, погруженную в раствор электролита. Поэтому водород над раствором, водород, растворенный в растворе электролита, и водород, растворенный в поверхностном слое платины, находятся в термодинамическом равновесии, и энергия Гиббса водорода, непосредственно участвующего в электрохимическом процессе, равна энергии Гиббса водорода в газовой фазе. Схема водородного электрода изображена на рис. 77. [c.261]

Четные степени окисления для азота сравнительно мало характерны. Однако некоторые из них исключительно интересны и важны в неорганической химии и технологии. К числу таких соединений относится оксид азота (+2) (см. табл. 6). Молекула N0 содержит нечетное число электронов и по существу представляет собой обладающий малой активностью радикал. Молекула N0 достаточно устойчива и мало склонна к ассоциации. Только в жидком состоянии оксид азота (+2) незначительно ассоциирован, а его кристаллы состоят из слабо связанных димеров N2O2. Несмотря на эндотермичность и положительнуго величину энергии Гиббса образования NO из простых веществ, оксид азота (+2) не распадается на элементы и химически довольно инертен. Дело в том, что согласно ММО порядок связи в N0 высок и равен 2,5. Молекула N0 прочнее молекулы [c.257]

Поскольку гальванический элемент дает ток, он может производить электрическую работу А, например вращать электрический мотор. Эта работа будет максимальной, если элемент работает обратимо. Электрическая работа равна произведению разности потенциалов между электродами, т. е. электродвижущей силы Е (э.д.с.), на количество протекшего через цепь электричества. В рассматриваемом элементе, когда в реакцию вступает по 1 моль двухвалентных цинка и меди, через цепь переносится количество электронов, равное удвоенному числу Авогадро — Ма (6,02-102 ), или, другими словами, 2 моль электронов, которые переносят количество электричества, равное 2-96 485 Кл или 2 фарадея (2Е). Поэтому работа А = 2РЕ. В общем случае А = пРЕ, где п —число электронов, которые участвуют в реакции, протекающей в элементе. Так как при обратимых процессах при постоянных р и Г работа равна убыли энергии Гиббса Л = —АО, то [c.105]

Под химической связью подразумевается взаимодействие валентных электронов, приводящее к выделению энергии ДЕ , т. е. к уменьшению полной потенциальной энергии системы —Еп . Природа химической связи становится понятной в свете парадокса Гиббса, примененного к частицам, обладающим нулевой кинетической энергией (см. 1 и 2). [c.62]

V Стандартный электронный потенциал. Для реакции, протекающей а стандартных условиях, связь энергии Гиббса и электродного потег циала выражается уравнением [c.219]

Итак, при сближении двух атомов водорода, обладающих различимыми электронами, вступает в силу парадокс Гиббса и концентрации каждого из электронов уменьшаются в два раза. Согласно ска. анному выше, этот процесс должен сопровождаться уменьшением нулевой кинетической энергии электронов, т. е. выделением соответствующего количества тепла. Таким образом, [c.66]

Так, например, реакция переноса электрона от иона ОН к иону железа (И ) в водном растворе, ведущая к образованию радикала ОН" и двухзарядного иона Ре2+, казалось бы, должна быть энергетически выгодной. Однако частичная дегидратация ионов железа и гидроксила, обусловленная понижением зарядов этих частиц, требует затраты работы. Энергия переноса электрона (если нет каких-либо осложняющих реакцию процессов) равна разности между сродством к электрону и разностью теплот гидратации начальных и конечных продуктов. Величина этой разности такова, что процесс в целом характеризуется положительным значением энтальпии +183,9 кДж. Прирост энтропии составляет 246,6 Дж/моль-г, что дает для изменения энергии Гиббса при 300 К положительную величину [c.258]

Это уравнение можно получить, решая совместно уравнение, выражающее изменение потенциала Гиббса в зависимости от числа электронов и э. д. с. электролитической ячейки, и уравнение, выражающее изменение этого потенциала в зависимости от активностей исходных веществ и продуктов реакции. [c.108]

Работа, производимая элементом при расходе 1 моля М, определяется произведением количества электричества nF на величину э. д. с. Е, т. е. W=nFE, где п — число молей электронов, протекающих через цепь F — число Фарадея, равное 96 493 Кл. Например, для реакции Zn4- u = Zn2++ u, п = 2. Если элемент работает обратимо при постоянных давлении и температуре, то произведенная им работа равна убыли энергии Гиббса,т.е.—AG=Wi [c.210]

Между работой, которую совершает электрический ток пРЕ (где Е — э.д.с. реакции, Р — число Фарадея, п — число электронов, переходящих от восстановителя к окислителю), энергией Гиббса системы АО и константой равновесия реакции существует взаимосвязь пРЕ=-АО = ЯТ пК. [c.196]

Для 1 моль вещества, вступившего в реакцию, Q = пР, где п — число электронов, принимаемых или отдаваемых веществом (заряд иона) Е = 96485 Кл/моль — постоянная Фарадея, т.е. количество электричества, необходимое для выделения одного эквивалента вещества. Тогда максимальная работа химической реакции равна убыли энергии Гиббса [c.177]

Э.д.с. не зависит от стехиометрических коэффициентов уравнения, поэтому в расчетах, связанных с использованием стандартных редокс-потенциалов, они не учитываются. Однако изменение свободной энергии Гиббса АС [см. уравнение ( 11.21)] зависит от числа электронов, участвующих во взаимодействии, а следовательно, и от стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Гальванические цепи подобного типа (рис. 84) называются редокс-цепями с неактивными (инертными) электродами. Величины редокс-потенциалов определяются природой раствора, соотношением концентраций окисленной и восстановленной форм и температурой. Эта зависимость количественно выражается уравнением Нернста, которое для редокс-систем имеет вид [c.180]

Соединения азота (I), азота (И) и азота (IV). Для азота, как и дл ч хлора, характерны достаточ но устойчивые оксиды с нечетным числом электронов N0 и ЫОг- Их можю рассматривать как устойчивые вободные радикалы. Оба оксида — эндотермические соединения--их стандартные энтальпии ДЯ и энергии Гиббса образования АС/ имеют положительное знач ние. [c.359]

Оксиды лантаноидов Э.Рз характеризуются высокими энтальпиями и энергиями Гиббса образования (AG/ = —1600 кДж/моль) и тугоплавкостью (т. пл. порядка 2000°С). Оксиды—основные соединения. В воде они практически не растворяются, но взаимодействуют с ней, образуя гидроксиды и выделяя тепло. Оксиды Э2О3 хорошо растворяются в НС и HNO3, но, будучи прокалены, как и А1Рз, теряют химическую активность. Со щелочами не взаимодействуют. Окраска оксидов определяется электронной конфигурацией иона (см. выше). [c.645]

Окислительно-восстановительная реакция складывается из двух процессов — полуреакций окисления и восстановления, протекающих одновременно с переходом электронов от восстановителя к окислителю. Эти процессы могут происходить пространственно раздельно, но зависимо друг от друга, например в гальваническом элементе. Каждая полуреак-ция, как и реакция в целом, может быть охарактеризована изменениями энтальпии А Я , энтропии А 5° и изобарного потенциала (энергии Гиббса) А а также величиной работы, которую она может совершить. [c.261]

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо знать, от каких участвующих в реакции атомов, молекул или ионов и к каким атомам, молекулам или ионам перелоЛят электроны и в каком количестве. Это можно установить на основе периодической системы Д. И. Менделеева, зная строение атомов и молекул, величины ионизационных потенциалов, сродства к электрону, электроотрицательности атомов, окислительно-восста-новцтельные потенциалы и стандартные изменения энергии Гиббса образования веществ. [c.64]

Величина fi,- названа электрохимическим потенциалом (Гуг-генгейм) он равен энергии Гиббса 1 моль иона определенного типа или электрона в данной системе и при данном ее состоянии, т. е. при фиксированном составе, давлении и температуре. Подобно химическому потенциалу для незаряженных частиц электрохимический потенциал определяет направление процесса, приводящего к выравниванию его значения как внутри каждой фазы, так и во всей системе в целом. Электрохимический потенциал широко используют для описания распределения ионов и электронов между фазами, мембранных равновесий и процессов, протекающих в гальванических элементах. [c.424]

Обращает на себя внимание почти полное совпадение цвета гидратированных ионов элементов-аналогов (диад). В действительности речь здесь идет об окрашенности аквакомплексов Э +. Аналогия в их окраске свидетельствует о том, что механизм комплексообразования с молекулами воды и характером участия электронных /- и -орбиталей элементов диад одинаков. Конечно, трудно говорить о полном совпадении значений энергий Гиббса образования три( )то-ридов, так как они велики. Кроме того, от элемента к элементу энергия Гиббса образования трифторидов практически мало меняется, так как лантаноиды характеризуются примерно одинаковой химической активностью. Но нельзя не отметить факт явно заниженных значений указанных характеристик для замыкающих каждый внутренний период элементов — европия и иттербия. Интерпретация этого факта та же — стабильность наполовину и полностью заселенных 4/-орбиталей, что и делает эти элементы менее активными по отношению к акцепторам электронов. Устойчивые 4/"-и 4/ -оболочки имеют также Еа и Ос1, которыми начинаются семерки элементов. Но у этих элементов в отличие от Ей и УЬ имеется по одному электрону на 5 /-орбитали, который вместе с б5--электронами определяет их электроположител1>пую активность. [c.174]

Во всех приведенных примерах разница между энергиями Гиббса образования хлоридов и бромидов намного меньше, чем между бромидами и иодидами. Кайносимметричность З -орбиталей сильнее стягивает всю электронную оболочку атома брома к ядру, а потому бром обладает несколько повышенной ОЭО и окислительной активностью. Отсюда вполне закономерно проявление бромом вторичной ггериодичности и в производных с положительными степенями окисления и в степени окисления —1. [c.370]

В химии редкоземельных элементов наиболее ярко проявляется внутренняя периодичность, особенно для производных в характеристической степени окисления. Объяснение этому факту было дано в 5 гл. X. Для иллюстрации внутренней периодичности в табл. 25 приведены цвет гидратированных ионов Э , стандартные энергии Гиббса образования трифторидов и проявляемые степени окисления. Наблюдается удивительная аналогия в свойствах элементов, находящихся друг под другом. В каждой семерке, составляющей внутренний период, ионизационные потенциалы третьего порядка монотонно растут (см. табл. 24) с уменьшением атомных радиусов вследствие лантаноидной контракции. Но начало нового внутреннего периода (переход от Ей к Сс1) сопровождается уменьшением третьего ионизационного потенциала на 4 В. У европия впервые в первой семерке достигается устойчивая наполовину заполненная 4/-оболочка. У гадолиния же при той же устойчивой 4/-оболочке появляется один электрон на 5 -оболочке, который намного легче удаляется, потому что этот электрон делает стабильную 5 °-оболочку неустойчивой. Для элементов, следующих за 0(1, вновь наблюдается монотонное возрастание третьего ионизационного потенциала вследствие лантаноидного сжатия. Вследствие стабильности 4/-оболочки европий часто функционирует в степени окисления +2 за счет бя -электронов, а один из семи неспаренных электронов на 4/-о6олочке участвует в образовании связей в более жестких условиях. Для его аналога иттербия картина схожая, только в качестве устойчивой выступает уже полностью заселенная 4/4-оболочка. В случае самария и тулия, находящихся левее указанных выше Ец и УЬ, 4/- и 4/ -оболочки близки к достижению стабильного состояния, а потому в основном проявляют характеристические степени окисления. Но эти же элементы в более мягких условиях могут быть в степени окисления +2 за счет бв -электронов при квазистабильных 4/- и 4/3-о6олочках. Для элементов начала внутренних периодов — Ьа и 0(1 — наблюдается только степень окисления - -3 вследствие устойчивости 4/ - и 4/-оболочек, полностью вакантной или наполовину заполненной. А электронами, участвующими в химическом взаимодействии, у них являются 5должны быть стабильны, но для лантана и лантаноидов электроны на них являются внешними, а потому слабее связанными с ядром и вследствие этого наиболее подвижными. У [c.351]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология