165292 (739462), страница 11

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 11)

орбите, число электронов на связующей и

разрыхляющей орбиталях одинаково.

1S 1S Кратность связи молекулы равна нулю

(КСне₂=2–2/2=0). Выигрыша энергии нет.

_s^св Следовательно, молекула Не₂не существует.

Рис.4.21. Энергитическая схема Рассмотрим двухатомные молекулы

молекулы Не₂. элементов второго периода.

У элементов второго периода, кроме 1S-орбиталей, в образовании МО принимают участие 2S-, 2Px-, 2Py-, и 2Pz-орбитали. Комбинация 2S-атомных орбиталей дает _2s^св-и _2s^раз-орбитали. Взаимодействие 2p-орбиталей приводит к образованию двух типов МО-_р^св-, _р^раз- и _p^св-, _p^раз-орбиталей. _2px^св-и _2px^раз-молекулярные орбитали образуются от 2Px-атомных орбиталей, вытянутых вдоль оси “x”, соединяющей центры объединяющихся атомов. Так как 2Py- и 2Pz-атомные орбитали расположены перпендикулярно этой оси, следовательно они образуют _py^св-, _py^раз-, _pz^св- и _pz^раз-орбитали, лежащие во взаимноперпендикулярных плоскостях. Форма -молекулярных орбиталей показана на рис.4.20.

В соответствии со спекторскопическими данными молекулярные орбитали двухатомных молекул по уровню энергии располагаются в следующий ряд:

_1s^св <_1s^раз <_2s^св <_2s^раз <_2px^св <_2py^св =_2pz^св <_2py^раз =_2pz^раз <_2px^раз.

Такой порядок расположения молекулярных орбиталей характерен для молекул второй половины периода (молекулы О₂, F₂, Nе₂).

При энергетической близости 2S- и 2P-атомных орбиталей (В, С, N) электроны на _2s и _2р –орбиталях взаимно отталкиваются, поэтому _2py^св и _2pz^св –молекулярные орбитали оказываются энергетически более выгодными, чем _2px^св –МО. Порядок расположения молекулярных орбиталей несколько изменяется и имеет такую последовательность:

_1s^св <_1s^раз <_2s^св <_2s^раз <_2py^св =_2pz^св <_2px^св <_2py^раз =_2pz^раз <_2px^раз.

Рассмотрим более подробно несколько молекул второго периода.

Молекула N₂. Расположение молекулярных орбиталей представлено на рис.4.23.

А.О. МО А.О. Электроны 1S-атомных ор-

N’ N₂ N’’ биталей азота образуют _1s^св -

_px^раз и _1s^раз -МО. Аналогично элек-

_py^раз _pz^раз троны 2S-АО образуют _2s^св-

_px^св и _2s^раз-МО. Электроны 2Р-

2P 2P подуровней азота при взаимо-

_py^св _pz^св действии дают _py,_pz^св,_px^св и,

соответственно, такие же раз-

рыхляющие МО. В сумме оба

2S 2S атома азота имеют 10АО, на

_1s^раз некоторых находится 14 элек-

тронов, молекулярных орбита-

1S 1S лей образуется тоже 10. На них

_1s^св должно разместиться 14 элек-

Рис.4.23. Схема расположения молекулярных тронов. Причем, заполнение

орбиталей молекулы N₂. МО электронами происходит с

соблюдением трех известных принципов. В итоге, незаполненными остались _2py^раз-, _2pz^раз- и _2px^раз-МО. Определим кратность связи молекулы N₂. К.С._N2=10-4/2=3. Молекула с кратностью связи 3 очень прочная. Энергия диссоциации этой молекулы равна 940 кДж/моль. По сравнению с молекулой Н₂ (для которой К.С.=1 и энергия диссоциации равна 435 кДж/моль) молекула азота сильно повысила свою прочность.

Электронная структура молекул, аналогична электронной структуре атома, может быть изображена при помощи электронных формул. В электронных формулах указываются все МО, заполненные электронами. Например, электронная формула молекулы Н₂ имеет простой вид 2Н=Н₂ [(_1s^св)²]. Электронная формула молекулы N₂ более сложная: 2N=N₂ [(_1s^св)² (_1s^раз)² (_2s^св)² (_2s^раз)² (_py,_pz^св)⁴ (_px^св)²].

Молекула О₂. Атом кислорода располагается во второй половине периода, поэтому энергетическое различие между 2S- и 2Р-подуровнями больше, чем у атома азота, что не влечет ощутимое отталкивание 2S- и 2Р-электронов, поэтому последовательность в расположении МО не изменяется. Энергетическая схема орбиталей молекулы О₂ показана на рис.4.24.

У атомов кислорода суммарное число орбиталей такое же, как у азота – 10, следовательно, молекулярных орбиталей у О₂ – тоже десять. Суммарно количество электронов у молекулы О₂ на два электрона больше, чем у молекулы азота. При распределении электронов по МО кислорода, в соответствии основным принципам распределения, последние два электрона занимают _2py^раз- и _2pz^раз-орбитали, по одному на орбиталь (правило Гунда). Наличие неспаренных электронов на МО придает молекуле кислорода новые свойства, по сравнению с молекулой азота. Молекула кислорода становится парамагнитной, т.е. она приобретает магнитные свойства и способна притягивать магнитным полем. У диамагнитных веществ все электроны парные.

Рассмотрим кратность связи в молекуле кислорода. К.С._О2=10-6/2=2. По сравнению с молекулой азота, молекула кислорода должна быть менее прочной. Действительно это так. Энергия диссоциации молекулы кислорода составляет 494 кДж/моль.

АО МО AO

О’ O₂ O’

_2px^св

_2py^раз _2pz^раз

_2py^св _2pz^св

2P 2P

_2px^св

_2s^раз

2S 2S

_2s^св

_1s^раз

1S 1S

_1s^св

Рис.4.24. Схема расположения молекулярных орбиталей O₂.

Электронная формула молекулы кислорода:

2О=O₂ [(_1s^св)² (_1s^раз)² (_2s^св)² (_2s^раз)² (_2px^св) (_2py,_z^св)⁴ (_2py,_z^раз)⁴].

Р ассмотрим молекулярную частицу, например молекулярный ион O⁺₂. На рис.4.25. дана энергетическая схема такой частицы.

АО МО AO

О’ O⁺₂ O⁺

_2px^раз

_2py^раз _2pz^раз

_2py^св _2pz^св

2P 2P

_2px^св

_2s^раз

2S _2s^св 2S

_1s^раз

1S _1s^св 1S

Рис.4.25. Схема расположения молекулярных орбиталей частицы O⁺₂.

В молекулярном ионе кислорода, частица O⁺₂, суммированный заряд ядер кислорода на единицу превышает суммированный заряд электронной оболочки молекулы. Следовательно, у частицы O⁺₂ на один электрон меньше, чем у молекулы кислорода O₂. На схеме молекулярных орбиталей (рис.4.25.) на _p^раз орбиталях имеется только один неспаренный электрон (орбиталь _2py^раз). Это вносит некоторые изменения в свойства таких частиц по сравнению с молекулами O₂. По-видимому, ослабляют парамагнитные свойства и усиливают прочность молекулярного образования. Кратность связи O⁺₂ будет (К.С. _O2⁺=10-5/2=2,5) на 0,5 единиц выше. Следовательно такие кислородные частицы очень устойчивы. Энергия диссоциации O⁺₂ равна 629 кДж/моль.

Сравнительные данные по распределению электронов на МО, кратности связи и энергии диссоциации молекул и некоторых молекулярных частиц элементов второго периода представлены в таблице 4.2.

Таблица 4.2.

Метод МО хорошо объясняет и молекулы и молекулярные частицы, состоящие из разных элементов.

Молекула СО.

Оба атома – углерод и кислород – имеют на внешнем уровне одинаковое количество орбиталей, но у углерода на два электрона меньше (углерод:2s²2p²; кислород: 2s²2p⁴).

А.О. МО А.О.

C CO O

_px^раз

_py^раз _pz^раз

2P _px^св 2P

_py^св _pz^св

_2s^раз

2S _2s^св 2S _1s^раз

1S _1s^св 1S Рис.4.26. Схема расположения молекулярных орбиталей СО.

При взаимодействии атомных орбиталей углерода с атомными орбиталями кислорода получаются молекулярные орбитали СО, аналогичные как по форме, так и по взаимному расположению, орбиталям гомоядерных молекул, например N₂. Энергетическая схема молекулы СО показана на рисунке 4.26.

В молекуле СО четырнадцать электронов. Они распределены по МО в соответствии известных трех принципов. На связующих орбиталях находится 10 электронов, а на разрыхляющих – только четыре. Кратность связи равна 3, как у молекулы N₂. Следовательно ,молекула СО должна быть очень устойчивой и, в действительности, СО напоминает молекулу N₂, энергия диссоциации СО равна 1069 кДж/моль, что на 129 кДж/моль больше, чем энергия диссоциации N₂. Можно сказать, что молекула СО изоэлектронная молекуле N₂. Электронная формула молекулы следующая: С+О=СО[(_1s^св)² (_1s^раз)² (_2s^св)² (_2s^раз)² (_py,_z^св)⁴ (_px^св)²].

Молекула NO. Энергетическая диаграмма этой молекулы схожа с диаграммой частицы O⁺₂ (табл.4.2.). Схема представлена на рис 4.27.

А.О. МО А.О.

N NO O

_px^раз

_py^раз _pz^раз

2P _px^св 2P

_py^св _pz^св

_2s^раз

2S _2s^св 2S _1s^раз

1S _1s^св 1S Рис.4.27. Схема расположения молекулярных орбиталей NО.

Молекула NO имеет неспаренный электрон, она парамагнитна. Кратность связи 2,5. Электронная формула NO:

[(_1s^св)² (_1s^раз)² (_2s^св)² (_2s^раз)² (_py,_z^св)⁴ (_px^св)² (_py,_z^раз)¹].

Некоторые характеристики гетероядерных молекул и частиц, полученных из элементов второго периода даны в табл.4.3.

Таблица 4.3.

Многоатомные молекулы. В качестве примера рассмотрим молекулы СН₄, NH₃, CO₂.

Молекула СН₄. Выше было показано (4.3.1.), что атомные орбитали углерода в процессе взаимодействия с другими элементами (в частности с водородом) претерпевают перестройку, названную гибридизацией и в молекуле СН₄ все связи идентичные и неразличимые. Эта особенность должна быть отражена и в методе молекулярных орбиталей. На схеме, приведенной на рисунке 4.28.,наряду с АО углерода показаны гибридные орбитали.

Е А.О. А.О. МО А.О.

С исходн. С гибр. СН₄ 4_х^раз 4Н

2Р

4_х^св(или ^св_s,x,y,z)

2SP³

1S

1S _s^*

Рис.4.28. Схема расположения молекулярных орбиталей СН_4.

1S-атомная орбиталь углерода, содержащая два электрона как орбиталь, лежащая в глубине атома, участие в образовании связи не принимает. Она без изменения переходит в молекулярную несвязывающую орбиталь. На рис.4.28. она обозначена _s^*. В образовании МО принимает участие 8 атомных орбиталей (четыре от атома углерода и четыре от четырех атомов водорода). Следовательно, образуется 8 молекулярных орбиталей: 4 – связывающих и 4 – разрыхляющих. Заполняются электронами только все связывающие орбитали. Так как направление всех связей между атомом углерода и каждым из водородов совпадают с линией, связывающей центры атомов, и по прочности одинаковы, то все связывающие молекулярные орбитали находятся на одном и том же энергетическом уровне и обозначены одинаково _х^св. Аналогично и разрыхляющие. Электронная формула молекулы может быть записана так: СН₄ [4*(_х^св)²].

Молекула NH₃.

В отличие от СН₄ в молекуле NH₃ имеется еще одна несвязывающая орбиталь _2s^*, т.к. 2s-атомная орбиталь азота практически не принимает участия в образовании связей. Схема расположения МО NH₃ представлена на рис. 4.29.

Е АО МО АО

N NH₃ 3H

_х,y,z^раз

2P _х,y,z^св(или 3_х^св) 2P

2S _2s^*

1S _1s^*

Рис.4.29. Схема расположения МО в молекуле NH₃ .

Электронная конфигурация молекулы NH₃ :N+3H= NH₃ [(_s^св)²(_y)² (_z)²] или [3(_x)²].

Кратность связи в таких многоатомных молекулах определяется по известному принципу, но затем необходимо разделить на число связей. К.С. _N-H=(6-0/2):3=1

Молекула СО₂.

П ри взаимодействии углерода с кислородом атомные орбитали углерода претерпевают гибридизацию. На рисунке 4.30. показана схема расположения МО в молекуле СО₂. На этой схеме не указаны 1s атомные орбитали углерода и обеих кислородов, т.к. они являются внутренними, во взаимодействие не вступают, остаются несвязывающими орбиталями.

АО АО МО АО

С исходн. С*гибрид. СО₂ 2О

_х^раз

_y,z^раз

2Pyz

2P 2Px,y,z

*_y,z

2S 2SPx

_х^св

_y^со_,z 2S

_s^*

Рис.4.30. Схема расположения МО в молекуле СО₂.

Несвязующими становятся еще четыре орбитали. Они переходят в молекулу СО₂ от двух атомов кислорода (две от 2s-атомных орбиталей и две от 2p-АО). Электронная структура молекулы может быть представлена следующей электронной формулой:

C+2O=СО₂ [(_py,_z^св)⁴(_s,x^св) ⁴(*_py,z)⁴]. K.C._c-o=(8-0/2):2=2

И он СО₂^2-. Схема молекулярных орбиталей в карбонат-ионе СО₂^2-показана на рис.4.31.

Е АО АО МО АО

С исход. С*гибрид. СО₂^2- _х^раз 3О

_z^раз

2Px,y,z 2Pz

_y*

2S 2Px,y,z

_х^св

_z^св

_s* 2S

Рис.4.31. Схема расположения МО в карбонат-ионе СО₂^2-.

В карбонат-ионе несвязующими МО являются орбитали полученные от 2S-АО трех атомов кислорода (их три:_s*), а также три орбитали _py*, полученные в результате превращения трех 2Р-атомных орбиталей кислорода. На МО карбонат-иона находятся два неспаренных электрона, расположенных на _z-разрыхляющих орбиталях. Электронная формула карбонат-иона следующая:

C+3O+2e=СО₂^2- [(_z^св)²(_z^св)²(_х^св)²(_х^св)²(_х^св)²(_z^x)⁶(_z,z^раз)²].

Кратность связи составляет (10-2/2):3=1,33.

Подобную структуру имеет нитрат-ион NО₃^-. Он является изоэлектроном иону СО₂^2-.

Из рассмотренного можно сделать следующий вывод относительно основных характеристик ковалентной связи.

Ковалентная связь.

1). Обладает полярностью.

2). Имеет направленность.

3). Стремится к насыщаемости.

4). Является очень прочной.

Молекулы химических соединений, образованные ковалентной связью, имеют определенный количественный и качественный состав (например, молекула воды состоит из одного атома кислорода и двух атомов водорода. 88,9% от массы молекулы воды приходится на кислород и 11,1% - на водород). Ковалентные молекулы характеризуются конкретной геометрической конфигурацией (молекулаСН₄-тетраэдр, молекула BeCl₄-линейная). Ковалентные молекулы могут проявлять либо парамагнитные, либо диамагнитные свойства. Химические соединения с ковалентной связью могут иметь разные агрегатные состояния: твердое, жидкое и газообразное (CuO-твердый, TiCl₄-жидкость, SO₂-газ).

4.4 Ионная связь.

Само название связи – ионная – указывает на то, что связь возникает в результате взаимодействия ионов.

Ионной называют такую связь, которая образуется между катионом и анионом в результате их электростатического взаимодействия.

Правомерно встает вопрос, когда химические элементы могут превращаться в положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы).

Рассматривая полярную ковалентную связь выяснили, что область перекрывания орбиталей взаимодействующих атомов (т.к. область перекрывания орбиталей дает увеличение электронной плотности создаваемой парой электронов, для простоты будем использовать понятие “электронная пара”), общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного элемента. Величина полярности молекулы оценивается дипольным моментом . Из расчета дипольного момента полярных молекул выяснили, что при >4,8Д полярная ковалентная связь превращается в ионную. В этом случае электрон внешней оболочки одного атома переходит на оболочку более электроотрицательного атома. Такой переход возможен при взаимодействии атома лития с атомом фтора. Это показано на рис.4.32.

Под действием поля атома фтора один электрон из внешней оболочки лития переходит на оболочку фтора. Оба атома приобретают устойчивые оболочки (литий – двухэлектронную оболочку, фтор - восьмиэлектронную оболочку), но при этом оба атома становятся ионами: литий – положительно заряженным – катионом, а фтор - отрицательно заряженным – анионом. Относительная электроотрицательность лития равна 1 (Е_Li=1), а фтора – 4 (Е_F=4). Разность в электроотрицательностях составляет три единицы(Е=3). Считается, что полярная ковалентная связь превращается в ионную при разности в электроотрицательностях взаимодействующих атомов более 1,9 единицы.

+3 + +9 +3 + +9

Li F Li⁺ F^—

+ + — + —

Li⁺ F^— LiF

Рис.4.32. Образование ионной молекулы LiF.

С ледовательно, эта величина как бы является критерием образования ионной связи. Е>1,9.

Более точной оценкой степени ионности полярной связи может быть расчет отношения заряда диполя q к заряду электрона е: q/e. Cделаем оценку степени ионности связи в молекуле HCl. При длинные связи l=1,27 А⁰ и величине заряда диполя q=e=4,8*10¹⁰ эл.ст.ед. Расчетное значение дипольного момента будет: _теор.=l*q= =1,27*10^-8 * 4,8*10^-10 =6,11Д. Экспериментально определенное значение_экс.=1,039 Д.

значение_экс.=1,039 Д. Тогда отношение q к е составит: q/e=_экс./_теор.*100=17%

Степень ионности связи в молекуле НCl всего 17%. Остальные 83% составляет ковалентный характер связи. Обычно считают, что связь является приемущественно ионной, когда степень ионности q/е>50%. При критерииЕ >1,9 молекула приобретает степень ионности более 50%.

100%-ной ионной связи практически не бывает. Для 100%-ной ионной связи необходимо, чтобы разность в электроотрицательностях элементов Е достигла величины 3,5. На самом деле, наиболее крайние по электроотрицательности элементы франция (Fr) и фтора (F) имеют всегоЕ =3,3.

Н а рис.4.33. дана зависимость степени ионности связи (q/e) от разности в электроотрицательностях атомовЕ.

q/e*100% 100

Рис.4.33. зависи- 90 ионные связи

мость степени 80

ионности связи 70

от разности 60

электроотрица- 50

тельности атомов. 40 ковалентные

30 связи

20

10

0,4 0,8 1,2 1,6 2,0 2,4 2,8 3,2 3,6 Е

Рассмотрим свойства ионной связи на примере хлорида натрия. В следствии противоположности зарядов оба иона Na⁺и Сl^- притягиваются друг к другу. Однако, сблизившись до определенного предела, они останавливаются на оптимальном расстоянии (r₀), при котором притяжение уравновешивается взаимным отталкиванием их электронных оболочек.

Положительно и отрицательно заряженные ионы, образующие ионное соединение, представим в виде заряженных шариков, силовые поля которых равномерно распределяются в пространстве во всех направлениях (рис.4.34.)

Рисунок 4.34. наглядно показы-

вает, что ионы держатся друг возле

+ — друга за счет силового электростати-

ческого поля. Насыщаемость силовых

линий происходит только в области

Рис.4.34. Распределение электрических между ионами, а по бокам каждого ио- силовых полей двух разноименных ионов. на силовые линии не компенсируются.

Отсюда первое свойство ионной связи – связь ненасыщенная.

Ненасыщаемость ионной связи приводит к тому, что все ионные соединения кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения. Только в кристаллическом соединении за счет образования определенной кристаллической решетки, в которой каждый ион окружен рядом ионов противоположного знака, происходит компенсация силовых линий. Кристаллическая решетка NaCl построена из двух гранецентрированных кубических подрешеток, состоящих одна из ионов Na⁺, другая из ионов Сl^-, сдвинутых одна в другую на половину ребра куба. Число, показывающее, сколько ионов противоположного знака окружает данный ион в кристалле, называется координационным числом. Координационное число зависит от размеров ионов и определяется соотношением радиусов ионов. Так, при соотношении радиусов ионов в пределах 0,41-0,73 оно равно 6, а при соотношении радиусов ионов 0,73-1,37 координационное число равно 8. Координационное число решетки NaCl равно 6, это значит, что ион натрия (в кристалле NaCl) окружает шесть ионов хлора и, наоборот ион хлора окружает шесть ионов натрия.

Когда мы изображаем хлорид натрия ( поваренную соль) символом NaCl, мы допускаем определенную неточность. Следовало бы писать NaCl-кристалл или (NaCl)_n. Даже в парообразном состоянии хлорид натрия наряду с одинарными молекулами присутствуют ассоциаты (NaCl)₂ и (NaCl)₃.

Второе свойство ионной связи заключается в том, что она ненаправлена. Нельзя указать направление, по которому ион хлора подходит к иону натрия, у каждого иона все направления равноценны, и с любой стороны один ион может подойти к другому. Если сравнить с ковалентной связью, в ковалентных молекулах взаимодействие между атомами происходит в направлении распространения электронного облака и ковалентные молекулы имеют определенную геометрическую конфигурацию, ионные молекулы такого свойства не имеют.

Как было сказано, вещества, образованные ионными молекулами, при обычных условиях являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. (t_пл NaCl – 800 ⁰C; t_пл NaF – 995 ⁰C). Это свидетельствует о прочности связи в кристалле. Энергия ионной связи (Е_{св(ион.)}) велика. Кроме энергии электростатического взаимодействия Е_э, энергия связи (Е_св) включает в себя энергию сродства к электрону (Е_ср) неметалла и энергию ионизации атома металла (I). Расчет показывает, что энергия ионной связи молекулы NaCl равна 422,6 кДж/моль.

Е_NaCl= Е_э - Е_ср + I =5,7-5,1+3,7= 4,3 эВ=422,6 кДж/моль.

Но прежде, чем разорвать связь между атомами в молекуле NaCl, необходимо разрушить кристаллическую решетку этого вещества. Следовательно, требуется дополнительная затрата энергии. Расчеты показывают, энергия кристаллической решетки (NaCl)_n равна 764 кДж/моль.

Ионная связь возникает не только между простыми ионами, она реализуется и между сложными ионами: катионами NH₄⁺, [Cu(NH₃)₄]⁺ и анионами NO₃^-, SO₄^2-, CO₃^2-, [PtCl₆]^2- т.д.

За единицу валентности атомов в ионных соединениях принимают единичный заряд иона. Например, в ионной молекуле NaCl атом натрия имеет заряд (+1), а атом хлора (-1). Следовательно, оба атома одновалентны.

4.5. Донорно – акцепторная связь.

Р ассматривая ковалентную связь, выяснили, что она образуется в результате перекрывания одноэлектронных валентных облаков взаимодействующих атомов. Так, атом азота взаимодействует тремя одноэлектронными облаками, например, с тремя атомами водорода, образуя молекулу аммиака NH₃. H

H:N:

H

Но атом азота имеет на внешнем квантовом уровне еще два электрона, расположенных на 2s-подуровне, и для их распаривания у атома возможности нет. Возникает вопрос: может ли пара электронов, находящихся на 2s-орбитале, образовывать химическую связь? Оказывается, что может. Но для этого нужны определенные условия, а именно, наличие свободной орбитали.

Такое взаимодействие, т.е. взаимодействие за счет пары электронов (ее называют “неподеленной”) одного атома и свободной орбитали другого атома называют донорно-акцепторным, а химическую связь, образованную при помощи этого взаимодействия – донорно – акцепторной связью.

Следовательно, необходимым условием для образования донорно – акцепторной связи, является наличие неподеленной электронной пары одного атома (молекулы) и свободной орбитали другого атома (молекулы). Неподеленная пара донора занимает свободную орбиталь акцептора. Образуется двухэлектронная орбиталь, которая обслуживает оба атома (атом донора и атом акцептора).

Если обратиться к аммиаку, то молекула NH₃ может образовывать донорно – акцепторную связью с любой другой молекулой, у которой атомы имеют свободные орбитали.

Н апример, NH₃ легко взаимодействует с молекулой HCl. В полярной молекуле HCl общая электронная пара (область перекрывания орбиталей) сильно смещена в сторону более электроотрицательного атома хлора. При этом орбиталь атома водорода практически свободна и она может принимать электронную пару донора (атома азота) образуя дополнительную связь. H H

H – N: + H:Cl H – N : H Cl

H H

В результате донорно – акцепторного взаимодействия двух нейтральных молекул NH₃ и HCl получается новое соединение – хлорид аммония.

NH₃+HCl = NH₄Cl.

Х лорид аммония – ионное соединение. Донорно – акцепторное взаимодействие превратило молекулу аммиака в ион аммония NH₄⁺. В ионе аммония три водорода связаны с азотом по ковалентному принципу, а четвертый водород – по донорно – акцепторному. H +

H – N– – –H

H донорно – акцепторная связь.

Донорно – акцепторную связь обычно обозначают пунктирной линией (– – –).

По донорно – акцепторному принципу легко взаимодействуют такие две нейтральные молекулы: BF₃ и HF. У бора есть свободная орбиталь на 2р-подуровне, а у фтора неподеленная пара электронов. Бор является акцептором, а фтор донором.

F F –

F – B + :F - H F – B : F H⁺. Образуется сложный (комплексный)

F F анион [BF₄]^–.

Новая более сложная молекула Н[BF₄] вобрала в себя три вида связей: между комплексным анионом BF₄^– и катионом H⁺ – ионная связь. В анионе BF₄^– три фтора соединены с бором по ковалентному принципу, а четвертый фтор – связан с бором посредством донорно – акцепторного взаимодействия. F –

F – B – – – F

F

Как видно из рассмотренных примеров донорно – акцепторная связь объединяет простые молекулы в комплексы. Например, ZnSO₄ легко взаимодействует с аммиаком с образованием комплексного соединения – сульфата тетраамминцинка.

ZnSO₄ + 4NH₃ = [Zn(NH₃) ₄]SO₄

H₃N NH₃ ²⁺

Zn²⁺ + 4NH₃ = Zn

H₃N NH₃

Наряду с межмолекулярной, донорно – акцепторная связь иногда встречается как дополнительная связь внутри одной молекулы (внутримолекулярная)

Рассмотрим два примера:

Молекула СО.

В невозбужденном состоянии атом углерода имеет два неспаренных электрона на р–подуровне и свободную р–орбиталь. Атом кислорода на р–подуровне содержит два неспаренных электрона и одну электронную пару.

С + O O

s

p C

Неспаренные электроны углерода и кислорода образуют в молекуле СО две дополнительных – и –связи и одну донорно – акцепторную – за счет неспаренной электронной пары кислорода (донор) и свободной орбитали углерода (акцептор).

Образование дополнительной донорно – акцепторной связи в СО приводит к тому, что молекула СО очень прочная. Энергия диссоциации СО, как было указано раньше, составляет 1069 кДж/моль.

Молекула Сl₂.

Атом хлора в невозбужденном состоянии имеет на внешнем уровне один неспаренный электрон и полностью свободный d–подуровень.

s p d

П ри взаимодействии двух атомов хлора друг с другом их неспаренные электроны образуют –ковалентную связь, и наряду с ней каждый атом отдает свою электронную пару на свободную орбиталь другого атома, образуя две дополнительных донорно – акцепторных связи. Следовательно, в молекуле Сl₂ не одинарная, а тройная связь. Cl––Cl. Донорно – акцепторные связи

Ковалентная связь

Энергия донорно – акцепторной связи колеблется в широких пределах: в среднем от 10 кДж/моль до 200 кДж/моль. Например, энергия диссоциации J₂–CH₃OH равна 8 кДж/моль, а энергия диссоциации AlCl₃–NH₃ равна 233 кДж/моль.

Для ряда прочных комплексных соединений энергия донорно – акцепторной связи по величине близка к энергии ковалентной связи.

Так как донорно – акцепторная связь по механизму взаимодействия и по прочности близка к ковалентной связи, ее иногда причисляют к частному случая ковалентной связи.

4.6. Водородная связь.

Как и донорно – акцепторная связь, водородная связь относится к дополнительным типам связи и приводит к образованию молекулярных группировок из одинаковых или разных молекул (межмолекулярных) или связывает между собой отдельные части, функциональные группы (атомы) одной молекулы (внутремолекулярная).

Образование водородной связи обусловлено спецификой водорода как элемента, состоящего из протона и одного единственного электрона. В тех случаях, когда водород соединен с более электроотрицательным элементом, его единственный электрон смещается к более электроотрицательному элементу. Водород, лишенный электрона, превращается в особого рода положительно заряженную частицу с уникальными свойствами. Эта частица, не имеющая электронов, в отличие от остальных катионов не отталкивается электронными оболочками других частиц, а испытывает только притяжение, кроме того, атом водорода, лишенный электрона (протон), имеет ничтожно малые размеры, он может глубоко внедряться в электронную оболочку отрицательного плояризованного атома. Все это приводит к тому, что атом водорода способен образовывать дополнительную связь, которая получила название водородная. Чем больше электрон водорода оттянут в сторону атома, связанного с ним ковалентно, тем сильнее протон притягивается к электронной оболочке другого атома.

Н апример, водородная связь возникает между молекулами фтористого водорода. Во вториде водорода общая электронная пара сильно смешена к атому фтора H : F, водород, почти полностью лишившись электронной плотности, притягивается к атому фтора другой молекулы фтористого водорода образуя с ним водородную связь. Эту связь обозначают тремя точками H – F ^… H – F ^… H – F.

ковалентная связь водородная связь

Водородная связь по прочности выше ван–дер–*** сил, но значительно слабее в 10–15 раз ковалентной связи.

Водородная связь проявляется тем сильнее, чем больше электроотрицательность атома–партнера и чем меньше его размеры. Поэтому она наиболее характерна прежде всего для соединений фтора и кислорода, в меньшей степени для соединений азота, хлора, серы.

Энергия водородной связи зависит как от вида и состояния атома–партнера, так и от того, с какими атомами последний соседствует. Так, энергия водородной связи H ^… N равна 8 кДж/моль; связь H ^… О – около 21 кДж/моль, а связь H ^… F приблизительно 36 кДж/моль.

Водородная связь возникает как между молекулами – межмолекулярная (H – F ^… H – F; H – F ^… H₂О) так и внутри отдельных молекул – внутремолекулярная.

Н

С

О

ОН

Межмолекулярная водородная связь может образовываться как между молекулами одного и того же вещества (H – F ^… H – F; H₂О ^… H₂О; NH₃ ^… NH₃), так и между молекулами различных веществ (H₃N ^… H₂О; HF ^… H₂О).

Водородная связь между молекулами аммиака и воды приводит к образованию гидрата аммиака H₃N ^. H₂О. В случае молекул аммиака и хлористого водорода межмолекулярное взаимодействие сопровождается ионизацией HCl и переходом водородной связи в донорно – акцепторную.

Ассоциация молекул, обусловленная образованием водородной связи, происходит в газообразном состоянии веществ, жидкостях и твердой фазе. Так, в парах фтористого водорода существуют молекулы (HF)n, где n=4,5 и даже 6. Этот полимер имеет следующую структуру.

F F

H H H H H

F F F

Образованием водородной связи можно объяснить существование очень устойчивого аниона НF₂^–, состоящего из двух ионов F^–, соединенных протоном (F ^… H – F)^–. Аналогичный ион НCl₂^– мало cтабилен, так как электроотрицательность хлора Е_Сl=3 значительно ниже электроотрицательности фтора Е_F =4.

Б лагодаря водородной связи, например, муравьиная кислота в газообразной фазе существует в виде димера. O ^… H–O

H–C C–H

O–H ^… O

В жидкой фазе ряд органических кислот (муравьиная, уксусная, хлоруксусная) образуют ассоциаты двух типов: цепи и циклические.

В твердом состоянии все эти кислоты образуют цепные молекулы.

^… O

C–CH₂Cl

O ^… HO

ClH₂C–C

OH ^… O

C–CH₂Cl

O ^… HO

ClH₂C–C–OH ^…

Cпособность молекул к ассоциации отличает воду, аммиак, спирт и другие жидкости от неассоциированных жидкостей, например, углеводородов. Ассоциация приводит к повышению температуры плавления, температуры кипения, теплоты парообразования, изменению растворяющей способности и т.д. Если бы вода не образовывала ассоциатов, то имела бы температуру замерзания –100 ⁰С, а температуру кипения –80 ⁰С. (рис.4.35.)

Водородные связи в структуре воды и льда играют важную роль. В кристалле льда (Н₂О)n каждая молекула воды тетраэдрически соединена водородными связями с четырьмя ближайшими к ней молекулами. Такую структуру в плоскостном изображении можно представить следующей схемой.

Н

Н–О

Н Н

О–Н ^… О–Н ^… О–Н

Н Н–О

Н

Это создает ажурную структуру, далекую от плотной упаковки. Поэтому лед имеет небольшую плотность и значительную рыхлость.

П ри плавлении льда водородные связи частично разрушаются (примерно на 10%). Это несколько сближает молекулы, поэтому вода плотнее льда. Нагревание воды, с одной стороны, приводит к ее расширению, т.е. к увеличению объема, с другой стороны, вызывает дальнейшее разрушение водородных связей и тем самым уменьшает объем. В результате плотность воды проходит через максимум при температуре +4 ⁰С. Считают, что при +4 ⁰С вода содержит ассоциаты из двух молекул (Н₂О)₂, связанных двумя водородными связями. О ^… Н Н

Н Н ^… О

Которые и обуславливают наибольшую плотность воды (равную 1г/см³) при +4 ⁰С. Дальнейшее повышение температуры приводит к расширению воды и к разрыву водородной связи. Молекулы водяного пара почти не ассоциированны.

Водородная связь играет большую роль в процессах растворения. Растворимость веществ во многом зависит от их способности образовывать водородные связи с растворителем.

Водородная связь проявляется почти повсеместно: и в неорганических веществах, и в органических, в белках, в полимерах, в живых организмах. Предполагают, что и действие памяти связано с хранением информации в конфигурациях с Н–связями. Поэтому в последнее время водородная связь стала объектом дополнительного исследования.

4.7. Металлическая связь.

Металлическая связь по своей модели существенно отличается от ионной и ковалентной: она характеризуется взаимодействием положительных ионов кристаллической решетки металла и свободных электронов, не связанных с определенными ионами, свободно перемещающихся в пределах кристаллической решетки. Положительно заряженные ионы металлов располагаются в узлах кристаллической решетки, а между ними находятся как бы “коридоры”, заполненные свободными электронами, перемещающимися по всему объему металла (рис.3.36.).

Металлическая связь возможна и в жидком, и в твердом состоянии веществ.

Рис.3.36. Схема металлической решетки.

Экспериментальные изучения металлических решеток показывают, что металлы имеют простую, но плотную структуру, каждая частица окружена шестью или восемью другими. Так, в натрии единственный валентный электрон должен принимать участие в восьми связях, т.е. электрон не локализован. Каждый электрон перемещается в кристалле, и каждая частица окружена электронами, которые не принадлежат исключительно и постоянно ей. Металлическую решетку натрия можно представить в виде решетки из ионов Na⁺, которая погружена в облако свободных электронов. Связь обеспечивается электростатическим притяжением между положительными ионами и электронным облаком. Такая модель позволяет объяснить некоторые свойства металла. Металлическая связь слабее ковалентной связи; металлическую решетку можно деформировать (тягучесть, ковкость металлов), но вырвать атом из такой решетки трудно; об этом свидетельствуют, в частности, высокие температуры кипения металлов: 357⁰С (Hg), 880⁰С (Na) и 3000⁰С (Fe) и т.д.

Электронное облако внутри решетки легко приводится в движение с помощью электрического поля; следовательно, металл – хороший проводник электричества, однако вырвать электрон из металла трудно, поскольку между группировкой положительных ионов и электронами действуют значительные силы притяжения.

Большая тепловая проводимость металлов тоже объясняется облаком подвижных электронов. Если часть металла нагрета, то кинетическая энергия электронов в этой области возрастает. Электроны распространяются по всему металлу, таким образом, растет температура во всей решетке.

Рассмотрим металлическую связь с позиций метода молекулярных орбиталей.

Атомы металлов содержат на внешних квантовых уровнях мало электронов и много вакантных орбиталей. При объединении атомов в кристаллическую решетку атомные орбитали металлов объединяются в молекулярные. Число молекулярных орбиталей равняется сумме орбиталей отдельных атомов. Если бы учитывались только s- и р-орбитали внешних уровней, то в этом частном случае при содержании в кристалле числа атомов (только в 1см³ N=10²² – 10²³ атомов) образуется 4N молекулярных орбитали. В каждом атоме одна s-орбиталь и три р-орбитали, следовательно общее число орбиталей (1+3)N=4N.

При учете d- и f-атомных орбиталей число молекулярных орбиталей увеличивается на (5N+7N), т.е. резко возрастает.

Валентные электроны заполняют молекулярные орбитали металлов в порядке возрастания энергии. Так как молекулярных орбиталей больше, чем валентных электронов, то только часть молекулярных орбиталей занята элктронами, ее называют валентной зоной. Совокупность уровней, расположенных выше валентной зоны, и содержащая валентные орбитали, названа зоной проводимости. Благодаря близости расположения зон (валентной и проводимости) электроны легко переходят с орбиталей валентной зоны на орбитали зоны проводимости осуществляя при этом между атомами металла нелокализованные связи.

4.8. Слабые межмолекулярные взаимодействия.

Н аряду с межмолекулярными водородной и донорно – акцепторной связями между молекулами отдельных соединений могут возникать слабые межмолекулярные взаимодействия. Межмолекулярное взаимодействие приводит к тому, что газообразные вещества при соответствующих условиях могут переходить в жидкое и твердое агрегатное состояние.

d D

0

Рис.3.37. Результирующая кривая

межмолекулярного взаимодействия.

Силы притяжения или сцепления между молекулами называют ван–дер–Вальсовыми силами, по имени голландского ученого Ван–дер–Вальса, изучавшего межмолекулярное взаимодействие.

Межмолекулярное взаимодействие зависит прежде всего от расстояния между центрами взаимодействующих молекул. На больших расстояниях ван–дер–вальсовы силы ничтожно малы и начинают проявляться лишь на расстояниях порядка 10А. Если две молекулы приближать друг к другу, то на определенном расстоянии между ними начинают действовать силы притяжения и отталкивания. Соотношение между этими двумя силами можно выразить результирующей кривой (рис.3.37.). Силы притяжения между двумя сближающимися молекулами сначала растут, достигают некоторого максимума, а затем резко уменьшаются в следствии сильного возрастания сил отталкивания. Расстояние между молекулами d₀ отвечает равновесному состоянию, когда силы притяжения и отталкивания двух сближающихся молекул уравновешиваются, d₀ при этом равно 4–7А. Энергия межмолекулярного взаимодействия невелика и составляет около 8–47 кДж/моль, т.е. в 10–100 раз меньше энергии обычного химического взаимодействия.

Молекулы как валентнонасыщенные частицы не могут образовывать между собой валентных связей. Какова тогда природа ван–дер–Вальсовых сил?

В А

l d l

l d l

Рис.3.38. Ориентационное дипольное

взаимодействие молекул.

l l

Так как молекулы можно разделить на полярные и неполярные, то возможны три типа взаимодействий:

а) между полярными молекулами (дипольное);

б) между полярной и неполярной молекулами (индукционное);

в) между неполярными молекулами (дисперсионное).

Рассмотрим каждый из этих типов взаимодействий.

Диполное взаимодействие (ориентационное) – это взаимодействие двух полярных молекул. Сущность его сводится к тому, что положительный коней одной молекулы А притягивает к себе отрицательный конец другой В. Переориентировка диполей протекает до тех пор, пока притяжение между ними не уравновесится силами отталкивания (рис.3.38.). В результате взаимодействия диполей потенциальная энергия системы уменьшается, это равносильно усилению связи между молекулами. Чем больше длина диполей l взаимодействующих молекул, тем больше энергия дипольного взаимодействия. Так как тепловое движение молекул нарушает ориентацию, то естественно повышение температуры ослабляет связи ориентационного (дипольного) взаимодействия.

И ндукционное взаимодействие – взаимодействие полярной и неполярной молекул. В неполярной молекуле значение постоянного дипольного момента равно нулю_р=0. Под действием электрического поля полярной молекулы может индуцироваться в неполярной молекуле диполь с _i =0 и и последняя становится индуцированно–полярной. Между постоянным диполем молекулы А индуцированным диполем молекулы В возникает индуционное взаимодействие (рис.42.). Не все полярные молекулы обладают одинаковой способностью к индуцированию: чем выше поляризуемость молекулы, тем больше величина возникающего в ней индуцированного момента и тем сильнее индукционное взаимодействие.

А В

l l=0 l=0 l=0

l l_i l_i l_i

Рис.42. Индукционное взаимо– Рис.43. Дисперсионное взаимо–

действие молекул. действие молекул.

Так как индуцирование приводит к изменению или деформации электронной оболочки молекулы, то этот тип взаимодействия иногда называют деформационным. Индуцирование или деформация неполярной молекулы зависит от напряженности поля полярной молекулы, а поэтому индуцированный эффект не зависит от температуры.

Дисперсионное взаимодействие – взаимодействие двух неполярных молекул. Хотя у обеих неполярных молекул дипольный момент равен нулю, вследствии пульсирующего движения электронного облака (или движения электронов внутри молекулы) в одной из молекул на мгновение возникает незначительный дипольный момент, который индуцирующе действует на соседнюю молекулу, и т.д. Между этими диполями возникает дисперсионное взаимодействие (рис.43.), которое тем больше, чем легче поляризуется молекула или атом и чем меньше расстояние между взаимодействующими молекулами. На дисперсионном взаимодействии основан процесс сжижения благородных и двухатомных элементарных газов, молекулы которых не имеют дипольного момента.

Следует отметить, что для реальных молекул установить какой-либо единственный тип взаимодействия невозможно. Практически при взаимодействии молекул проявляются в определенной степени все три типа взаимодействия. Вклад каждого из рассмотренных типов межмолекулярного взаимодействия зависит в основном от двух свойств взаимодействующих молекул: полярности и поляризуемости (деформируемости). Чем выше полярность, тем значительнее роль ориентационных сил; чем больше деформируемость, тем значительнее роль дисперсионных сил. Индукционные силы зависят от обоих факторов.

Все три типа сил межмолекулярного взаимодействия имеют одну и ту же природу – электростатическую и обуславливаются электрическими полями молекул или атомов.

Глава 5.

Агрегатные состояния химических веществ.

В химии, а еще больше в химической экологии, важное значение имеет агрегатное состояние вещества. Раньше считали, что существует три агрегатных состояния: твердое, жидкое и газообразное. Не так давно добавилось четвертое состояние вещества – плазма.

Любое вещество в зависимости от температуры и давления может находиться в том или ином агрегатном состоянии. Как правило, при низких температурах и высоких давлениях вещество находится в твердом агрегатном состоянии, а при высоких температурах и низких давлениях – в газообразном состоянии. При температурах порядка тысяч и миллионов градусов вещество переходит в ионизированный газ – плазму.

При обычных условиях – комнатной температуре и атмосферном давлении – химическое вещество находится в определенном для него, привычном для нас, стандартном агрегатном состоянии, например, Н₂О – жидкость, СО₂ – газ, СаСО₃ – твердое.

Знание особенностей каждого агрегатного состояния вещества необходимо не только химику, но и химику – экологу для понимания механизма процессов взаимодействия веществ.

Нахождение вещества в определенном агрегатном состоянии зависит как от природы, так и от характера взаимодействия частиц (молекул, атомов, ионов), образующих вещество. Следует иметь ввиду, что в обычных условиях атомы и молекулы практически теряют свою индивидуальность: вступая во взаимодействие, дают более высокую организацию вещества, чем индивидуальная молекула, образуя совокупность, названную агрегатным состоянием.

Переход от атомов и молекул к агрегатному состоянию вещества – химический процесс. Природа сил, обуславливающая образование агрегатного состояния, такая же, как и природа химической связи – электростатическая. Хотя переход из одного агрегатного состояния к другому не приводит к изменениям стехиометрического состава вещества, но он связан с определенным изменением его структуры. И поэтому данный процесс относится к химическому. Условие перехода из одного агрегатного состояния вещества в другое зависит от характера связи между частицами. Межагрегатный переход может сопровождаться изменением силового типа связи. Каждое агрегатное состояние характеризуется определенным характером движения частиц относительно друг друга и расстоянием между частицами. Так, если расстояние между частицами в твердом веществе порядка размеров самих частиц, то расстояние между частицами вещества в газообразном состоянии значительно превышают их размеры. Промежуточное положение занимают жидкости.

5.1. Твердое состояние.

Твердое состояние вещества является наиболее устойчивым агрегатным состоянием. Твердые тела характеризуются самостоятельной геометрической формой. Они обладают большим сопротивлением сдвигу, растяжению и сжатию. Все это обусловлено внутреннем строением твердого тела. В твердом теле частицы очень прочно связаны друг с другом, их средняя потенциальная энергия намного превышает среднюю кинетическую энергию частиц. Движение частиц в твердом теле очень ограничено, частицы могут совершать лишь незначительные колебания, не приводящие к изменению формы твердого тела.

Различают два вида твердого состояния вещества: кристаллическое и аморфное. Для кристаллического состояния вещества имеется строго упорядоченное расположение частиц и анизотропность свойств, т.е. неодинаковость его механических, электрических и других свойств по различным направлениям в пространстве. Аморфные тела не имеют строгого упорядоченного расположения частиц, их можно уподобить жидкостям с большой вязкостью. Характерной особенностью аморфных тел является одинаковое значение (изотропность) свойств при измерении в равных направлениях.

5.1.1. Кристаллическое состояние.

Подавляющее большинство твердых веществ имеют ту или иную кристаллическую структуру. Каждой кристаллической структуре соответствует своя геометрическая форма расположения частиц в пространстве. Кристаллом вещество обычно называют трехмерное его образование, характеризующееся строгой повторяемостью одного и того же элемента структуры (элементарной ячейки) во всех направлениях. Правильная форма кристалла обусловлена упорядоченным расположением составляющих его частиц – атомов, молекул или ионов. Кристаллическая решетка представляет собой пространственный каркас, образованный пересекающимися линиями соединяющими центры тяжести частиц – узлы решетки (рис.5.1.)

в



б  Рис.5.1. Кристаллическая решетка.

а  (черные кружочки – узлы решетки).

Каждый маленький объем жирный кубик на рис.5.1., являющийся наименьшим объемом кристалла, назван элементарной ячейкой кристалла. Элементарная ячейка любой формы кристалла содержит определенное число частиц вещества и характеризуется параметром ячейки – длиной ребра (а, б, в) и значениями углов между ними (, , ).

В зависимости от природы частиц, образующих кристалл, и характера связи между ними существует четыре типа кристаллических решеток – атомная, ионная, молекулярная и металлическая (рис.5.2.)

+ – + – + – + –

+ – + – + – + –

+ – + – + – + –

Рис.5.2. Типы кристаллических решеток: а) –атомная; б) –ионная;

в) –молекулярная; г) –металлическая.

а). Атомные решетки. В узлах атомной решетки располагаются (находятся) нейтральные атомы. Связь между атомами осуществляется за счет ковалентных сил. Ковалентные связи многовалентных атомов в их соединениях имеют вполне определенную пространственную ориентацию. Та же ориентация атомов сохраняется и в кристаллической решетке. Таким образом, атомный кристалл можно рассматривать как гигантскую молекулу, все атомы которой связаны ковалентно.

Типичной атомной решеткой является решетка алмаза, состоящей из атомов углерода. Углерод 4-х валентен и его валентные электронные облака ориентированы в пространстве так что образуют между собой углы 109⁰28’’. Каждый атом углерода находится в центре тетраэдра, вершины которого заняты другими четырьмя атомами углерода (рис.5.3.)

Рис. 5.3. Элемент кристаллической

решетки алмаза.

Такая тетраэдрическая структура, которая показана на рис.5.3. распространена по всему кристаллу. Ковалентные силы, действующие в атомных решетках очень велики и по этому такие решетки отличаются большой компактностью. Вещества с атомными решетками близкими к решетке алмаза имеют высокую твердость, высокую температуру плавления и малую летучесть.

Решетки типа алмаза имеет не только углерод, а и другие элементы четвертой группы – кремний, германий, серая модификация олова и ряд бинарных соединений, например, сульфиды (ZnS, CdS и др.)

б) Ионные решетки. Ионная решетка характеризуется наличием в узлах пространственной решетки отдельных ионов.

Ионные решетки образуются правильным чередованием противоположно заряженных ионов, связанных между собой электростатическими силами притяжения разноименных зарядов. (см. рис.5.2. – б).

Каждый ион, входящий в решетку, находится в совершенно одинаковом отношении ко всем непосредственно окружающим его ионам противоположного знака. Молекулы ионных соединений в результате образования кристаллической решетки теряют свою индивидуальность, весь кристалл ионного соединения представляет собой единую макрочастицу.

Действующие в ионных структурах кулоновские силы обуславливают прочную связь между частицами. Поэтому для ионных кристаллов и температура плавления и твердость значительны. В качестве примера рассмотрим кристаллическую решетку хлорида натрия.

Рис.5.4. Кристаллическая решетка

хлорида натрия. –ионы Na⁺, –ионы Cl^–.

d

Узлы решетки заняты ионами Na⁺ и Cl^–, причем каждый ион Na⁺ окружен 6-тью ионами Cl^–, а каждый ион Cl^– окружен 6-тью ионами Na⁺. (рис.5.4.)

Как видно из рис.5.4., в кристалле NaCl каждый ион Na⁺ находится в центре октаэдра, шесть вершин которого заняты ионами хлора, так же и ион Cl^– окружен октаэдром из шести ионов Na⁺.

Ионы удерживаются в решетке электростатическими силами. Расстояние между центрами ионов Na⁺ и Cl^– d=2,814 А⁰.

По ионному принципу построены решетки почти всех солей многих оксидов и других соединений (MgO, PbS, CdS и др.).

Решетки такого типа, как у NaCl имеют все галогениды щелочных металлов (за исключением бромида и иодида цезия). Решетки типа NaCl отличаются друг от друга только межионными расстояниями d. В отличие NaCl, решетка CsJ – объемоцентрированный куб. В таком кристалле каждый ион окружен 8-мью ионами противоположного знака.

Для количественной характеристики окружения используют понятие “координационное число” (кч). Координационным числом данного атома (иона) называют число ближайших соседей в решетке без учета природы связи между ними. Так координационное число ионов Na⁺ в решетке NaCl равно 6. Аналогично координационное число ионов Cl^– равно тоже 6. В решетке CsJ координационное число ионов Cs⁺ и J^– равно 8.

Важной характеристикой кристаллической решетки является энергия решетки. Энергией кристаллической решетки (Е_кр.) называют работу, которую необходимо затратить на разрушение решетки и удаление ее составных частей на расстояние, при котором прекращается взаимодействие частиц. Ее относят к одному молю вещества и выражают в кДж/моль.

Энергию кристаллической решетки численно можно получить по формуле Борна.

Е _кр =К ³/М ; кДж/моль.

здесь М – молекулярная масса твердого вещества;  – плотность; К – коэффициент.

Коэффициент К изменяется с изменением типа решетки. (Для решеток типа NaCl К=545, для решеток типа CsCl К=512, для решеток соединений типа ABr K>1500.)

Так [NaCl]_n =[Na⁺]_n + [Cl^–]_n; Е_кр =773 кДж/моль.

в). Молекулярные решетки. Молекулярные решетки образуются молекулами. Связь между молекулами осуществляется поляризационными ван–дер–вальсовыми силами. (рис.5.2. –в).

Так как ван–дер–вальсовы силы значительно слабее, чем электростатические или ковалентные, то и соединения с молекулярными кристаллическими решетками менее твердые, характеризуются малой прочностью, более летучи и имеют сравнительно низкие температуры плавления.

Отсутствие свободных ионов в кристаллах с молекулярными решетками объясняет малую растворимость в воде и очень малую электропроводность. Типичными представителями веществ с молекулярной решеткой являются многочисленные органические вещества.

По молекулярному типу построены решетки “замороженных” инертных газов. Все инертные газы (за исключением гелия), кристаллизуются в гранецентрированные кубические молекулярные решетки, а гелий – в плотную гексагональную упаковку.

Кроме инертных газов молекулярные кристаллы при затвердевании образуют и такие органические вещества, как H₂, N₂, O₂, P₄, S₈, H₂O, NH₃, HCl, SO₂, SiF₄ и др.

г). Металлические решетки. Металлическая решетка характерна для всех металлов в их твердом и жидком агрегатном состояниях. В узлах металлической решетки могут одновременно содержаться как нейтральные атомы, так и положительно заряженные ионы. Между узлами решетки свободно перемещаются электроны.

Так как все атомы данного металла одинаковы, каждый из них имеет равные с другими шансы на ионизацию. Иначе говоря, переход электрона от нейтрального атома к ионизированному может происходить без затраты энергии. Как следствие этого, в металлической структуре непрерывно осуществляется подобный обмен электронами и всегда имеется некоторое число электронов свободных, т.е. не принадлежащих в данный момент каким-либо определенным атомам.

Ничтожно малые размеры электронов позволяют им более или менее свободно перемещаться по всему металлическому кристаллу. Такой кристалл можно в связи с этим рассматривать как пространственную решетку из положительно заряженных ионов и нейтральных атомов, находящихся в атмосфере “электронного газа”.

Наличие свободных электронов во всех металлических структурах обуславливает существование общих свойств металлов. Сюда относят прежде всего такие характерные для них внешние признаки, как непрозрачность, металлический блеск и большей частью серый цвет. Со свободой перемещения электронов связана высокая электропроводность металлов и их хорошая теплопроводность.

Все эти особенности отличают металлы от других твердых веществ, в частности от веществ с атомной и ионной структурами.

Структурные типы химических соединений.

Расстояния между центрами атомов, молекул или ионов в кристаллических структурах не всегда одинаковы по длине. По характеру межцентровых расстояний в кристаллах различают следующие структурные типы: островные, слоистые, цепные и координационные. Соответственно этим структурным типам такое же название носят и кристаллические решетки.

О стровные решетки. К островным решеткам относят прежде всего ионные решетки, в узлах которых находятся сложные ( комплексные) ионы, чередующиеся с обычными ионами. Так, в кристаллических комплексах, например [Ni(NH₃)₆]Cl₂ или Na₂[SiF₆], островками, расположенными в узлах решетки, выступают октаэдрические комплексные ионы [Ni(NH₃)₆]²⁺ и [SiF₆]^2–. (рис.4.5.)

Рис.5.5. Островная кристаллическая

структура комплекса К₂[SiF₆].

–ионы [SiF₆]^2–, –ионы натрия.

Слоистые решетки. Слоистыми могут бать как атомные, так и ионные решетки. Основной идеей слоистых решеток является то, что длина связей между атомами (ионами), расположенными в одной плоскости короче и их прочность больше, чем расстояние между атомами, находящимися в разных плоскостях. Это значит, что связь между атомами, находящимися в одной плоскости имеет ковалентный характер (т.е. прочная). А связь между плоскостями близка по энергии ван–дер–вальсовым силам.

Примером слоистой атомной решетки является решетка графита (одной из модификаций углерода).

Атомы углерода занимают вершины правильных плоских шестиугольников со стороной 1,42А⁰. Каждый атом углерода окружен тремя соседними атомами, с которыми связан ковалентными силами, образующими углы 120⁰.

1,42А⁰

3,4А⁰ Рис.5.6. Слоистая решетка графита.

Расстояние между параллельными плоскостями кристалла равно 3,4А⁰. Атомы различных плоскостей притягиваются ван–дер–вальсовыми силами.

Такая структура обеспечивает мягкость графита и его удивительную слойность, что позволяет применять графит для карандашей и в качестве смазочного материала (графитовой смазки).

Цепочные структуры. Как известно, молекулярные решетки имеют место в органической химии. В молекулярных решетках связь между молекулами осуществляется ван–дер–вальсовыми силами.

Значительный интерес представляют волокнистые строения ряда растительных и животных продуктов (целлюлоза, шелк, мускулы, нервные ткани и др.), сообщающие изделиям из таких продуктов своеобразные механические свойства (ткани, нити, веревки, бумага и т.д.).

Эти волокна образованы нитями, связаны ван–дер–вальсовыми силами, а сами нити состоят из длинной цепочки, образованной правильным чередованием атомных групп, связанных между собой ковалентными силами. Такие цепочки можно рассматривать как гигантские линейные молекулы.

Глава 8.

Энергетика химических процессов.

Любой химический процесс сопровождается тем или иным энергетическим эффектом: выделение или поглощение теплоты, света, выполнением электрической или механической работы.

Знание энергетических эффектов химических реакций необходимы не только химикам.

Раздел химии, в котором изучаются энергетические эффекты химических реакций, их зависимость от химического состава, строения и состояния веществ от условий проведения процессов, называется термохимией. Термохимия является составной частью химической термодинамики – области физической химии, в которой на основе законов общей термодинамики изучаются тепловые балансы химических реакций в различных условиях, устанавливается возможность и направление химических процессов. С помощью химической термодинамики выводятся законы химического и фазового равновесия и смещение этих равновесий в зависимости от изменения параметров состояния: температуры, давления, концентрации и др.

Для более глубокого понимания химической термодинамики необходимы рассмотреть ряд основных понятий этой науки.

8.1. Основные понятия и определения.

• Термодинамическая система. Объект исследования в термодинамике называется системой. Термодинамической системой может быть любой макро***ческий объект (тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, клоба с раствором вещества, штатив с набором химических реактивов и т.п.) выделенный из окружающей среды с помощью реально существующей или воображаемой поверхности раздела.

Термодинамическая система – комплекс взаимодействующих между собой физических тел реально или мысленно обособленный от окружающей среды

поверхность раздела

окружающая термодинамическая окружающая

среда система среда

поверхность раздела

Для системы физическая граница не обязательна. Систему можно мысленно обосабливать от окружающей среды. Система может состоять из однородных частей, одинаковым по физическим и химическим свойствам и не однородных.

• Ф аза.

Совокупность всех однородных частей системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам и ограниченных от других частей системы поверхностью раздела называют Фазой

Различают системы однофазовые (гомогенные) и многофазовые (гетерогенные).

• Гомогенная система – система состоящая из одной фазы. Это однородная система. Интенсивные свойства такой системы одинаковы во всех ее частях.

Гомогенной может быть система, состоящая из газообразных веществ. Жидкофазная система тоже может быть гомогенной.

• Гетерогенная система – система состоящая из двух или более фаз. Между фазами имеется поверхность (граница) раздела. Это не однородная система. Хотя бы одно интенсивное свойство (например вязкость) изменяется скачком.

Примерами гетерогенной системы могут быть две несмешиваемые жидкости, находящиеся в колбе или кусочек металла, опущенный в раствор соляной кислоты.

Термодинамическая система, соприкасаясь с окружающей средой, может через поверхность раздела обмениваться с ней энергией и веществом или не обмениваться. В этом отношении различают изолированные системы и неизолированные.

• Изолированные системы – это системы, у которых через поверхность раздела не может происходить обмен с внешней средой ни энергией, ни веществом.

Т.е. изолированной называют систему, имеющую, в частности, постоянный объем и лишенную возможности обмениваться с окружающей средой как веществом, так и энергией. Например: колба с водой, закрытая пробкой и температура воды такая, как окружающей среды. (Система будет изолированной).

• Неизолированные системы могут быть закрытыми и открытыми.

• закрытые неизолированные – такие системы, в которых через поверхность раздела может проходить обмен с внешней средой только энергией. Веществом система не обменивается.

• открытые неизолированные – такие системы, в которых через поверхность раздела происходит обмен с внешней средой и веществом и энергией.

Термодинамическая система

гомогенная гетерогенная

изолированная неизолированная

закрытая открытая

Состояние системы определяет совокупность ее химических и физических свойств и описывается с помощью ряда переменных величин – параметров состояния (Р –давление, m –масса, Т –температура, С –концентрация, Е –энергия и т.д.). С помощью параметров состояния можно вывести другие переменные величины, которые называют термодинамическими функциями. (U –внутренняя энергия, Н –энтальпия, S –энтропия, G –энергия Гиббса, F –энергия Гельмгольца).

Это значит, что любая термодинамическая система, характеризуется с одной стороны параметрами состояния, а с другой – термодинамическими функциями.

х арактеризуется характеризуется

П араметрами Термодинамическая Термодинамическими

состояния система функциями

Р –давление U –внутренняя энергия

Т –температура Н –энтальпия

V –объем S –энтропия

m –масса G –энергия Гиббса

С –концентрация F –энергия Гельмгольца

Е –энергия

• Параметры состояния – термодинамические параметры – независимые термодинамические переменные: P, T, V и т.д.

• Термодинамические функции – функции состояния – величины, зависящие от термодинамических параметров состояния и не зависящие от пути перехода системы из одного состояния в другое (U, H, S, G, F).

Если система находится при Т–const, то она является изотермической, при Р–const – система изобарная, при V–const – система изохорная. Если две величины постоянные (Т–const и Р–const) – система является изобарно-изотермической.

Соответственно и процессы:

• Изитермические – процессы, протекающие при постоянной температуре.

• Изобарные – процессы, происходящие при постоянном давлении.

• Изохорные – при постоянном объеме.

8.2. Энергетические эффекты химических процессов.

В химических процессах чаще всего происходит выделение или поглощение теплоты.

• Количество теплоты, выделенной или поглощенной системой в результате химического превращения, называют тепловым эффектом реакции.

Химические уравнения, в которых указано количество выделенной или поглощенной теплоты, называют термохимическими уравнениями.

В термохимических уравнениях указываются фазовые (агрегатные) состояния как исходных, так и продуктов реакции: г – газообразное, т – твердое, к – кристаллическое состояние.

J_2(к)+H₂S_(г)=2HJ_(г)+S_(к).

В таких уравнениях допускаются так же дробные коэффициенты.

½N_2(г) + ½O_2(г)=NO_(г).

SO_2(г) + ½O_2(г)= SO_3(г).

• Если реакция протекает с выделением теплоты, то такую реакцию называют экзотермической, а с поглощением теплоты эндотермической.

Полная энергия системы состоит из трех видов энергии: кинетической энергии движения системы как целого объекта, потенциальной энергии обусловленной поглощением системы в каком-либо поле (гравитационном, магнитном, электрическом) и внутренней энергии системы.

Химические процессы, как правило, протекают в относительно стандартных условиях, т.е. при отсутствии электрических, магнитных и гравитационных воздействий. В этом случае изменение кинетической и потенциальной энергии системы практически не происходит. Все энергетические эффекты обусловлены только изменением внутренней энергии системы.

Внутренняя энергия системы (U) включает в себя кинетическую и потенциальную энергию составляющих систему частиц. Это энергия взаимного расположения и движения молекул вещества, атомов входящих в состав молекулы, электронов, ядер и других частиц.

Измерить абсолютное значение внутренней энергии системы невозможно, но можно измерять изменение внутренней энергии ΔU в конкретном процессе, в частности в ходе химической реакции.

При переходе системы из начального состояния (1), от исходных веществ, в конечное состояние (2), к продуктам реакции, изменение внутренней энергии будет равно: ΔU =U₂–U₁

8.3. Первый закон термодинамики.

В основе химической термодинамики лежат два закона, называемых первым и вторым законами термодинамики.

Первый закон термодинамики вытекает из обобщения многолетнего опыта человечества. Выдвинутые Ломоносовым идеи о законе сохранении материи и движения получили развитие в работах Майера, Гельмгольца и Джоуля, в которых экспериментально было установлено, что теплота и работа являются эквивалентными энергетическими эффектами и связаны с изменением внутренней энергии системы.

Первый закон термодинамики связан с законом сохранения энергии и устанавливает эквивалентность различных ее форм.

Первый закон термодинамики имеет следующую формулировку: Энергия, сообщенная системе, расходуется на увеличение (изменение) внутренней энергии и на работу, совершаемую системой против внешних сил

Математически первый закон термодинамики можно записать так:

Q =ΔU +A

Здесь: Q – энергия (теплота), сообщенная системе; ΔU – изменение внутренней энергии системы; А – работа против внешних сил.

Значение внутренней энергии системы зависит от параметров состояния системы (прежде всего от температуры и давления), а ΔU – от значения этих параметров в начальном и конечном состояниях системы. Следовательно, внутренняя энергия является термодинамической функцией состояния системы.

Δ U = U₂–U₁

U₁ – внутренняя энергия системы в начальном состоянии. U₂ – внутренняя энергия системы в конечном состоянии.

В обычных условиях система находится под атмосферным давлением, которое, не меняется резко. Его можно считать в данный момент постоянным. В этом случае работа будет совершаться за счет изменения объема, т.е. расширения или сжатия системы в результате химической реакции.

А =_V1∫^V2pdv или А= pΔV=(V₂–V₁)

Значения ΔU и А подставим в математическое выражения первого закона термодинамики.

Q=ΔU + A=U₂ – U₁ + p (V₂–V₁)=U₂ – U₁ + pV₂ – pV₁=(U₂ + pV₂) – (U₁ + pV₁)

Выражение (U + pV) обозначим через Н.

U + pV=Н

Следовательно

Q=H₂ – H₁=ΔH

Величину Н называют энтальпией системы, а ΔH – изменением энтальпии системы в результате химической реакции. Мы пришли к выводу, что энергия (теплота), сообщенная системе, расходуется на изменение энтальпии системы. При Р const

Q _p=ΔH

Энтальпия Н, как и внутренняя энергия U является термодинамческой функцией, функцией состояния.

Рассмотрим, в чем заключается физический смысл энтальпии. В выражении

Н=U=pV

U – внутренняя энергия, а произведение pV – внешняя энергия. Следовательно энтропия – сумма внутренней и внешней энергии. Физический смысл энтальпии тот же, что и внутренней энергии, т.е. смысл энергии. Внутренняя энергия при постоянном объеме, энтальпия при постоянном давлении.

При Р=const

Q_p=ΔH

При V=const

Q=ΔU

Э то значит, что при постоянном давлении теплота процесса (тепловой эффект) равна изменению энтальпии, а при постоянном объеме теплота процесса равна изменению внутренней энергии.

Энтальпия – термодинамическая функция, определяющая энергию, необходимую для приведения данной системы в данное состояние, при этом учитывается изменение внутренней энергии и совершаемую работу

П ервому закону термодинамики можно дать и такую формулировку: Изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной теплоты и совершенной работы, т.е.

ΔU=Q–A

Выражение ΔU означает, что значение U, как функции состояния системы, не зависит от способа (пути) перехода системы из исходного состояния в конечное, а определяется только самим состоянием системы в исходном и конечном пунктах: ΔU=U₂–U₁. В тоже время теплота (Q) и работа (А) функциями состояния не являются, они возникают только в процессе перехода системы из первого состояния во второе и, естественно, зависят как от пути процесса, так и от условий его проведения. Разность (Q–A) дает ΔU не зависимо от способа перехода системы и определяет только приращение внутренней энергии системы, но не ее абсолютное значение.

Первый закон термодинамики объединяет три энергетические величины: внутреннюю энергию, теплоту и работу. Все величины Q, U, H и А имеют размерность энергии. В международной системе единиц (СИ) они выражаются в одних и тех же единицах – Джоулях (или Килоджоулях).

В связи с этим:

• Теплота – это результат изменения внутренней энергии, это передача хаотического поступательного, колебательного и вращательного движения от структурных единиц системы к частицам внешней среды путем теплопроводности, излучения или конвекции (или наоборот).

• Работа тоже является результатом изменения внутренней энергии системы. Это передача упорядоченного поступательного движения от организованного потока частиц системы к частицам внешней среды. С созданием в ней такого же организованного поступательного движения потока частиц. В частности работа расширения или сжатия системы за счет изменения объема в результате химического процесса.

Следовательно, работа является одной из форм передачи энергии от одной системы к другой – от системы совершающей работу к системе над которой работа совершается. При этом, энергия системы, которая совершает работу, будет убывать.

В экзотермических процессах система теряет тепловую энергию, поэтому энтальпия этого процесса со знаком минус: ΔH_{экзот.реакц.}<0. Например,

Н_2(г) + ½О_2(г)=Н₂О_(г); ΔH⁰= -57 кДж/моль.

В эндотермических процессах, наоборот, система приобретает энергию, следовательно, энтальпия идет со знаком плюс. (энергия вливается в систему).

SO_3(г)= SO_2(г) + ½O_2(г); ΔH⁰= +23,49 кДж/моль.

Так как значение ΔH зависит от параметров состояния, систему необходимо привести к стандартному состоянию.

• За стандартное состояние принимают наиболее устойчивое состояние вещества при давлении 1атм и определенной постоянной температуре. Температура может быть любой, но приняли 298 К.

Различают три стандартных состояния соответственно трем агрегатным состояниям вещества.

Для твердых веществ наиболее устойчивым состоянием при давлении 1атм и тем-ре 298 К является кристаллическое, которое и принимается за стандартное.

Для растворенных веществ и ионов за стандартное состояние принимают состояние при мольности 1моль/кг; при этом предполагается, что раствор обладает свойствами бесконечно разбавленного раствора.

Если вещество при стандартных условиях может существовать в нескольких аллотропных формах, за стандартное принимают наиболее устойчивое состояние.

Изменение энтальпии в стандартном состоянии системы отмечают верхним индексом “0”: ΔH⁰_298К.

Различают изменение энтальпии химического процесса и энтальпии образования вещества.

• За стандартную энтальпию образования вещества принимают стандартную энтальпию такой реакции, в которой 1моль этого вещества образуется из простых веществ, каждое из которых находится в термодинамически устойчивом состоянии.

Ее обозначим ΔH⁰_f(298),СО2= -396 кДж/моль, т.е.

С_{(графит)} + O_2(г)=СО_2(г); ΔH⁰_f(298)= -396 кДж/моль

Энтальпия образования простых веществ, в стандартном состоянии принимается равной нулю. Например ΔH⁰_f(298),О2=0; ΔH⁰_f(298),Н2=0; ΔH⁰_f(298),Сu2=0 и т.д.

Стандартные энтальпии образования веществ величины табличные. По значениям стандартных энтальпий образования можно судить о устойчивости соединений. Чем более отрицательное значение энтальпии образования, тем более стойкое соединение. Например оксид ZnO устойчивее оксида CdO, так как ΔH⁰_f(298),ZnO= -350,6 кДж/моль а ΔH⁰_f(298),CdO= -260 кДж/моль.

8.4. Законы термохимии. Термохимические расчеты.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса и его следствия.

В 1836г. Русский химик Гесс Г.И. экспериментально установил следующий закон:

• Тепловой эффект реакции (энтальпия реакции) при Vconst или Pconst не зависит от пути процесса (от числа промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Наглядно этот закон можно показать на реакции образования СО₂.

С + ½О₂=СО СО + ½О₂= СО₂

ΔH⁰_I ΔH⁰_{I I}

С_(гр.)+ О₂ СО_2(г.)

Исходное состояние ΔH⁰_х.р. Конечное состояние

ΔH⁰_х.р.=ΔH⁰_I + ΔH⁰_II; -393,5= -1105 - 283

С_{(графит)} + О₂= СО₂; ΔH⁰= -393,5 кДж/моль

С_(гр.) + ½О_2(г.) =СО_(г.); ΔH⁰_I = -110,5 кДж/моль

СО_(г.) + ½О_2(г.)= СО_2(г.); ΔH⁰_II = -283 кДж/моль

Закон Гесса позволяет рассчитывать энтальпии отдельных стадий, которых экспериментально определить трудно. Так, из рассмотренного примера можно рассчитать энтальпию реакции окисления СО до СО₂;

СО + ½О₂= СО₂, ΔH⁰_II; ΔH⁰_II = ΔH⁰ – ΔH⁰_I= -393,5 – (-110,5)= -283 кДж/моль

Из закона Гесса вытекает ряд следствий. Некоторые из этих следствий раньше считались индивидуальными законами.

Рассмотрим два следствия из закона Гесса.

• Первое следствие.

Энтальпия процесса разложения вещества равна энтальпии образования, но имеет противоположный знак.

Так, энтальпия разложения СО₂ на исходные элементы – графит и кислород равна энтальпии образования (-393,5 кДж/моль), но имеет знак плюс, т.е. ΔH⁰_{разл. СО2}= 393,5 кДж/моль.

СО_2(г.)= С_{(графит)} + О_2(г.); ΔH⁰= 393,5 кДж/моль

Это свойство можно сформулировать по другому:

• Тепловой эффект кругового процесса равен нулю.

ΔH₁

ΔH₂

ΔH₁+ΔH₂=0

отсюда ΔH₁= -ΔH₂

• Второе следствие.

Тепловой процесс реакции (энтальпия химического процесса) равен разности между суммой энтальпий образования конечных продуктов и суммой энтальпий образования исходных веществ.

ΔH⁰_{реакции} = ∑ ΔH⁰_{f(кон. прод.)} - ∑ ΔH⁰_{f(исх. в-в.)}

Пример.

Определить энтальпию реакции восстановления оксида меди (II) метаном при 25⁰С.

4СuO_(к)+СН_4(г)=4Cu_(к)+CO_2(г)+2H₂O_(г).

Применим второе следствие из закона Гесса.

ΔH⁰_{реакции} =4ΔH⁰_f,Cu +ΔH⁰_f,CO2 +2ΔH⁰_f,H2O –[4ΔH⁰_f,CuO +ΔH⁰_f,CH4].

Значения энтальпий образования всех продуктов данной реакции берем из таблицы стандартных энтальпий.

ΔH⁰_{реакции} = 4*0+(- 393,8)+2(-242) - [4(- 162,1)+(-74,9)]= -154,7 кДж

ΔH⁰_{реакции} = -154,7 кДж. Реакция экзотермическая.

Частные случаи применения закона Гесса.

Используя закон Гесса и его следствия можно, в частности, рассчитать энергию связи и энергию кристаллической решетки.

• Расчет энергии химической связи между атомами в молекулах.

Для того, чтобы найти энергию связи, необходимо, используя закон Гесса, рассчитать атомарную энтальпию (ΔH⁰_ат.) энтальпию образования одного моля газообразного вещества из газообразных атомов. В качестве примера рассчитаем энергию связи О–Н в молекуле Н₂О.

По закону Гесса построим схему энтальпийной диаграммы для образования молекулы воды.

O_(г)+ 2Н_(г)

ΔH⁰_дис.О2

2Н_(г)+ ½О_2(г.)

ΔH⁰_дис.Н2

Н_2(г)+ ½О_2(г.).

ΔH⁰_х.р.

Н₂О

ΔH⁰_х.р.=ΔH⁰_дис.Н2+ΔH⁰_дис.О2+ΔH⁰_атом.

Значения энтальпий хим. реакции (ΔH⁰_х.р.), диссоциации водорода (ΔH⁰_дис.Н2), диссоциации кислорода (ΔH⁰_дис.О2) получим используя второе следствие из закона Гесса. Значения энтальпий образования берется из соответствующих таблиц.

а) Н_2(г)+ ½О_2(г.)=H₂O_(г); ΔH⁰_х.р.

ΔH⁰_х.р.=ΔH⁰_f,H2O(г)–[ΔH⁰_f,H2(г)+ ½ΔH⁰_f,O2(г)]= -241,84 – [0+½0]= -241,84 кДж/моль

б) Н_2(г)=2Н_(г); ΔH⁰_{дис. H2}

ΔH⁰_{дис. H2}=2ΔH⁰_f,H(г) – ΔH⁰_f,H2(г)=2*217,98 – 0= 435,96 кДж/моль

в) ½О_2(г.)= O_(г); ΔH⁰_{дис. O2}=ΔH⁰_{f, O2(г)}– ½ΔH⁰_f,O2(г)= 246,8 – ½0=246,8

ΔH⁰_атом.=ΔH⁰_х.р.– ΔH⁰_{дис. H2} – ΔH⁰_{дис. O2}= -241,98 – 435,96 – 246,8 = -924,74 кДж/моль

Это значит,что в результате образования газообразной молекулы H₂O из газообразных атомов водорода и кислорода, т.е. в результате образования двух связей О–Н выделяется 924,74 кДж (ΔH⁰_атом.= -924,74 кДж/моль).

В соответствии первого следствия из закона Гесса на разрушение молекулы воды (на разрушение двух связей О–Н) необходимо затратить 924,74 кДж/моль (ΔH⁰_разл.= =+924,74 кДж/моль).

Следовательно, энергия одной связи О–Н будет равной: Е_о-н=924,74/2=462,37 кДж

• Расчет энергии кристаллической решетки.

Энергией кристаллической решетки называют то количество энергии, которое необходимо для разрыва кристаллической решетки на составные части с удалением их на значительное расстояние. Экспериментальное определение энергии кристаллической решетки затруднительно. Ее можно вычислить при помощи цикла Борна – Габера, основанного на законе Гесса, т.е. через определение энтальпии кристаллической решетки.

Д ля определения энтальпии ионной кристаллической решетки хлорида натрия построим схему энтальпийной диаграммы.

Na⁺_(г)+Cl_(г)

Na⁺_(г)+Cl^–_(г)

Na_(г)+Cl_(г)

Na_(г)+½Cl₂

Na_(к)+½Cl_2(г)

ΔH⁰_{обр. NaCl}

NaCl_(к)

В этой схеме цикла Борна – Габера кристаллический хлорид натрия получают: с одной стороны непосредственно взаимодействием кристаллического натрия и газообразного хлора.

Na_(к)+½Cl_2(г)= NaCl_(к); ΔH⁰_{обр. NaCl(г)}

б) С другой стороны – посредством ряда стадий: испарения (сублимации) натрия  диссоциации хлора  ионизации (отрыва электрона) натрия  сродства к электрону хлора (присоединение электрона хлора)  взаимодействия иона натрия с ионом хлора с образованием кристаллического NaCl

• Na_(к)= Na_(г); ΔH⁰_{суб. Na}; ΔH⁰_{суб. Na} =ΔH⁰_{обр. Na(г)} – ΔH⁰_{обр. Na(к)}

• ½Cl_2(г) = Cl_(г); ΔH⁰_{дис. Cl2}; ΔH⁰_{дис. Cl2}=ΔH⁰_{обр. Сl(г)} – ½ΔH⁰_{обр. Cl2(г)}

• Na_(г)= Na⁺; ΔH⁰_{ион. Na}; ΔH⁰_{ион. Na}=ΔH⁰_{обр. Na}⁺_(г) – ΔH⁰_{обр. Na}^–_(г)

• Cl_(г)=Cl^–; ΔH⁰_{ср.к эл. Cl}; ΔH⁰_{ср.к эл. Cl}=ΔH⁰_{обр. Сl}^–_(г) – ΔH⁰_{обр. Cl(г)}

• Na⁺_(г)+ Cl^–_(г)= NaCl_(к); ΔH⁰_реш;

Используя закон Гесса, запишем.

ΔH⁰_{обр. NaCl(к)} =ΔH⁰_{суб. Na} +ΔH⁰_{дис. Cl2}+ΔH⁰_{ион. Na} +ΔH⁰_{ср.к эл. Cl} +ΔH⁰_реш.

Все энтальпии, за исключением ΔH⁰_реш, находят по следствии из закона Гесса.

ΔH⁰_{обр. NaCl(к)}= -411 кДж/моль; ΔH⁰_{суб. Na} =109 кДж/моль; ½ΔH⁰_{дис. Cl2}=121 кДж/моль; ΔH⁰_{ион. Na} =494 кДж/моль; ΔH⁰_{ср.к эл. Cl} = -380 кДж/моль.

Тогда:

ΔH⁰_реш =ΔH⁰_{обр. NaCl(к)}–ΔH⁰_{суб. Na} –ΔH⁰_{дис. Cl2} –ΔH⁰_{ион. Na} –ΔH⁰_{ср.к эл. Cl}= -411 – 109 – 121– – 494 – (-380) = -755 кДж/моль.

Следовательно, энергия кристаллической решетки

Е_реш.= 755 кДж.

8.5. Энтропия. Энергия Гиббса. Направленность химических процессов.

Любая Термодинамическая система обладает не только определенным запасом внутренней энергии, но и характеризуется определенной степенью упорядочности.

С уществует специальная термодинамическая функция, которая характеризует меру хаотичности, беспорядка или, по другому, меру неупорядочности системы. Эту функцию называют энтропией. Ее обозначают буквой “S”. Энтропия как мера неупорядочности системы является функцией состояния. Рассмотрим пример: Поместим в сосуд с перегородкой два газа азот и аргон. Обозначим это состояние системы S₁. В данном состоянии оба газа имеют определенную степень упорядочности

N₂ Ar (степень беспорядка). После того, как уберем перегородку, газы

S₁ рис.8.1. начнут смешиваться. Это второе состояние системы обозначим S₂.

N₂ Ar Степень беспорядка увеличилась. Произошло самопроизвольное

рис.8.2. увеличение энтропии ΔS= S₂– S₁.

• Cогласно второму закону термодинамики в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает. Это значит, что любая изолированная система, представленная самой себе, самопроизвольно изменяется в направлении максимальной хаотичности своего состояния. Энтропия является мерой хаотичности движения в системе, мерой молекулярного беспорядка.

Любое вещество состоит из частиц: молекул, атомов, ионов. В зависимости от агрегатного состояния свобода движения частиц различна. В веществе, находящимся в твердом состоянии “свобода” частиц ограничена, например, параметрами кристаллической решетки. Такая система достаточно высоко упорядоченная. Если взять жидкость, а тем более газообразное состояние, то система уже далека до упорядоченности. Чем тверже вещество, тем более оно упорядоченно, тем меньше для него значение энтропии. И, наоборот, уменьшение упорядоченности системы приводит к возрастанию ее энтропии.

Природа вещей такова, что частицам (молекулам, атомам, ионам,…) всегда присуще стремление к беспорядочному движению, в результате которого система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное. Возрастание степени беспорядка всегда влечет за собой возрастание энтропии (как функции беспорядка).

ΔS =Rln беспорядок в состоянии (II)/ беспорядок в состоянии (I)=Q/T

В конце прошлого века Больцман приписал энтропии статистический смысл.

S=KlnW

Здесь К – константа Больцмана К=R/N (R – газовая постоянная, N – число Авогадро), W – термодинамическая вероятность системы.

Термодинамическая вероятность системы равна числу микросостояний, которые необходимы для реализации данного макросостояния.

Единица измерения энтропии Дж/мольК. Энтропия растет с повышением температуры, при плавлении твердого вещества, при кипении жидкости, при переходе вещества из состояния с меньшей энергии в состояние с большей энергии и т.д.

В отличии от энтальпии для энтропии возможны экспериментальные определения абсолютных значений. Поэтому для стандартных энтропий образования обозначают не ΔS⁰_обр., а S⁰_обр. Значком ΔS⁰ обозначают изменение энтропии в результате химического процесса.

Стандартная энтропия образования вещества – это абсолютная энтропия, соответствующая стандартному состоянию вещества при данной (стандартной температуре 298К). Обозначают ΔS⁰₂₉₈.

Рассмотрим величину энтропии вещества при абсолютном нуле. Возмем правильно образованный кристалл любого чистого вещества (без примесей) и будем понижать температуру. Энтропия будет уменьшаться. При Т=0 число колебаний равно единице. Кристалл замерзает. При абсолютном нуле энтропия правильно образованного кристалла любого вещества в чистом виде( состоянии) равна нулю (S=0). Но если есть примеси или искажение ( деффекты) решетки, то энтропия не равна нулю(S≠0). Имеем остаточную энтропию S₀. При Т≠0, энтропия тоже не равна нулю. Отрицательных энтропий нет.

Изменение энтропии в химических реакциях вычисляют как разность между энтропиями конечного и начального состояний системы. Расчет ΔS⁰_х.р. производится таким же приемом как и расчет ΔН⁰_х.р., т.е. по следствию из закона Гесса.

ΔS⁰_х.р.= ΣS⁰_{обр.(к.п.)} – ΣS⁰_{обр.(ис. в-в.)}.

Энтальпия и энтропия отражают два противоположно направленных процесса любой системы. Если ΔН отражает в основном взаимодействие атомов в молекуле, стремление простых молекул к объединению в более крупные, т.е. стремление системы к состоянию с минимальным значением энергии, то ΔS отражает совсем противоположную тенденцию а именно, стремление к разрушению агрегатов и к беспорядочному расположению частиц.

Достижение системой минимальной энергии может быть только при ΔS=0. При ΔН=0 система самопроизвольно переходит в наиболее неупорядоченное состояние.

Стремление системы к минимальной энергии заставляет частицы взаимодействовать друг с другом и образовывать устойчивые агрегаты с наименьшим объемом, а тепловое движение расталкивает частицы увеличивая объем системы. В состоянии равновесия обе тенденции становятся равными, фактор энтальпии ΔН и фактор энтропии ΔS компенсирует друг друга.

П оскольку ΔН измеряется в кДж/моль а ΔS измеряется в Дж/мольК, от для их количественного сопоставления необходимо привести к одинаковым единицам. Для этого ΔS умножают на Т. Получается равенство:

ΔН=ТΔS

Если брать по отдельности, то химический процесс будет самопроизвольно протекать в сторону уменьшения общего запаса энергии системы и в сторону увеличения беспорядка в расположении отдельных частиц. Это две противоположно направленных тенденции любого химического процесса. Возникает вопрос, как их объединить и получить количественный критерий принципиальной осуществимости процесса. Критерий, с помощью которого можно определить, как далеко идет процесс, нельзя ли увеличить степень превращения исходных веществ в продукты реакции, как влияет на течение процесса температура, давление и другие факторы, можно ли заставить изучаемую реакцию протекать в обратном направлении. Такой критерий ввел в термодинамику американский ученый Гиббс в виде новой термодинамической функции, в последствии названной энергией Гиббса, которую обозначают буквой G. Для химического процесса ΔG. Величина ΔG связана с ΔН и ΔS следующим соотношением:

Δ G=ΔН – ТΔS

а) Если ΔG<0, то это есть условие возможности самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении.

б) Если ΔG>0, протекание реакции в прямом направлении не возможно.

в) Если ΔG=0, наступает равновесие.

Следовательно, свободная энергия Гиббса является критерием протекания химического процесса. Мерой химического сродства является убыль G, т.е. –ΔG. Чем ΔG меньше нуля, тем дальше система от состояния химического равновесия, тем более она реакционноспособна. Величину ΔG называют “Свободной энергией” Гиббса. Что надо понимать под “Свободной энергией”? Свободная энергия – это часть внутренней энергии, которая может быть превращена в работу в данных условиях.

– ΔG=А_max – pΔV=A’_max

У быль энергии Гиббса в изотермическом процессе равна максимальной работе (А_max) за вычетом работы расширения (pΔV), т.е. максимально полезной работе (A’_max).Если из выражения G=H–TS найти TS=H–G , то получим разность (H–G). Эта разность между внутренней и свободной энергией называют “связанной энергией”. Она равна произведению энтропии на температуру. Связанная энергия – это та часть внутренней энергии, которая ни при каких условиях в работу превращена быть не может. Если из предыдущего выражения получим “S”

S=H–G/T

то можно сделать вывод, что энтропия равна доли связанной энергии (H–G) отнесенной к единице температуры.

О возможной направленности химического процесса можно судить по знакам изменения функций ΔН и ΔS. Влияние знака при ΔН и ΔS на направление протекания химического процесса представлено в следующей таблице.

Табл.8.1.

Если в результате расчета энергии Гиббса получится, что данная конкретная реакция при стандартной температуре (298К) не идет, необходимо выяснить ее обратимость, т.е. возможность процесса при других температурах.

При условии +ΔН и +ΔS реакция в прямом направлении возможна при высоких температурах. Для определении температуры реакции находим сначала температуру равновесия, а мы знаем, что условием равновесия ΔG=0. Тогда ΔН–ТΔS=0. Отсюда Т_рав.= ΔН/ΔS.

Температура, при которой возможна реакция чуть больше температуры равновесия. Т_{реакции}>T_рав.

Подобно стандартной энтальпии образования вещества ΔH⁰_обр. в таблицах имеются значения стандартных энергий Гиббса образования веществ при стандартной температуре ΔG⁰_обр.298. Эту величину можно рассчитать по известному уравнению:

ΔG⁰₂₉₈=ΔН⁰₂₉₈–298 ΔS⁰₂₉₈.

Причем, ΔG⁰₂₉₈ образования простых веществ, аналогично ΔН⁰₂₉₈ образовании простых веществ, равны нулю.

Зная стандартные энергии Гиббса образования отдельных веществ можно по известному правилу (следствие из закона Гесса) рассчитывать энергии Гиббса конкретной реакции.

ΔG⁰_х.р.=ΣΔG⁰_{обр.(кон.прод.)}–ΣΔG⁰_{обр.(исх.в-в)}

Значения стандартных термодинамических функций образования веществ несут определенную информацию о этих соединениях. По величине стандартной энтальпии образования вещества (ΔН⁰_обр.), ее знаке можно судить о прочности соединения. Так как ΔН⁰_обр. характеризует энергию, которая выделяется (поглощается) в результате образования вещества из элементов, то, соответственно, для разрушения вещества на составные части (атомы) требуется такое же количество энергии, но взятой с противоположным знаком (следствие из закона Гесса). Большинство нейтральных (молекулярных) соединений имеют знак минус у энтальпий образования. Это значит, что они являются экзотермическими, обладающие меньшим запасом энергии, чем элементарные вещества, из которых они получены. И чем более отрицательная величина, тем более требуется энергии для разрушения молекулы на элементарные атомы. Эндотермическими являются некоторые группы соединений (гидриды, оксиды, нитриды, карбиды, металлы в газообразном состоянии, газообразные атомы неметаллов и небольшое число ионов в растворах). Для них ΔН⁰_обр. имеет положительное значение. Это значит, что такие соединения, атомы, ионы получены с затратой энергии. Следовательно, такие состояния вещества является неустойчивым. Стандартная энтропия образования вещества S⁰_обр.– всегда положительная величина, и чем больше ее численное значение, тем менее упорядочено вещество. По величине стандартной энтропии образования мы можем судить о агрегатном состоянии того или иного соединения, о наиболее устойчивой модификации одного и того же вещества, о разветвлении структуры молекулы и ряда других структурных особенностях химических соединений.

Остановимся на структурной энергии Гиббса образования вещества ΔG⁰_обр.. Мы знаем, что ΔG является *** протекания химического процесса. Стандартная энергия Гиббса образования вещества является тоже энергией процесса, но процесса образования моля вещества из отдельных элементарных атомов, находящихся в наиболее устойчивом состоянии. В связи с этим, очевидно, что чем отрицательнее значение ΔG⁰_обр., тем устойчивее соединение. И, наоборот, чем более положительное значение ΔG⁰_обр., тем менее устойчивое вещество.

Рассмотрим несколько примеров.

1. Химическая инертность ряда соединений обусловлена большим отрицательным значением ΔG⁰_обр.. Например, ΔG⁰_обр.SiF4= -1572,5 кДж/моль. ΔG⁰_обр.SF6= -1103,6 кДж/моль – достаточно инертные вещества.

2. Большая прочность комплексных соединений по сравнению с простыми тоже обусловлена значительным отрицательным значением энергии Гиббса их образования. ΔG⁰_{обр.[SiF6]}^2–= -2134 кДж/моль. ΔG⁰_обр.[BF4]^–= -1483 кДж/моль.

3. Для соединения Cl₃N значение ΔG⁰_обр. величина положительная ΔG⁰_обр.Cl3N=293 кДж/моль. Это вещество неустойчиво, оно взрывоопасно.

8.6. Изменение термодинамических функций веществ, попавших в окружающую среду.

Поведение химических соединений попавших в окружающую среду значительно отличается от их поведения в небольших изолированных или закрытых системах. Здесь различие еще больше, чем отличаются между собой химические процессы в лабораторных опытах (в пробирках или колбах) и процессы в заводских условиях, в огромных реакторах и установках.

Экосистемы, водные и воздушные бассейны мы можем отнести к открытым системам. Эти системы способны изменять как свою массу, так и энергию. К большому сожалению, механизм процессов между антропогенными веществами (“загрязнителями” попавшими в окружающую среду), а также взаимодействие с элементами окружающей среды недостаточно изучен. Мы можем проводить только интуиктивные аналогии исходя из известных химических и химико-экологических закономерностей. В окружающую среду попадает не только огромное число соединений, разнообразных по химическим свойствам, но и большое количества тепла, выделяемого реакторами и промышленными установками.

Химическое, тепловое и радиационное загрязнение окружающей среды (природной термодинамической системы), приводит к резкому увеличению числа химических реакций, изменению скорости процессов и образованию сложных с заранее труднопредсказуемой структурой соединений.

В связи с этим на изменение термодинамических функций химических процессов будут влиять дополнительные факторы при относительном соблюдении общих тенденций.

Уравнение ΔG=ΔН – ТΔS объединяет два закона термодинамики и определяет принципиальную осуществимость химической реакции в любой термодинамической системе. Как следует из этого уравнения осуществление химической реакции зависит от двух факторов: энтальпийного и энтропийного. Согласно первого – каждая система стремится перейти в состояние с наименьшей внутренней энергией, выделив при этом в окружающую среду энергию в виде теплоты или работы или того и другого. По второму (энтропийному) фактору система стремится занять наиболее вероятное, наиболее неупорядоченное состояние (состояние с наиболее возможным значением энтропии).

Стремление системы к минимуму энергии приводит к тому, что любой химический загрязнитель окружающей среды будет стремиться к объединению с другими соединениями, образуя при этом новые, более сложные или комплексные соединения со специфическими свойствами, иногда относящихся к группе активных токсикантов.

Ярким примером может служить образование диоксинов в процессе хлорирования воды с целью ее обеззараживания.

Энтропийный фактор при взаимодействии веществ, попавших в окружающую среду, будет влиять на создание соединений с более разветвленной молекулярной конфигурацией, с нескольким функциональными активными группами, а следовательно, к образованию очень химико-биологически активных соединений.

И в том и в другом случае в естественных природных системах под действием антропогенных факторов образуются вещества-токсиканты, которые могут сильно повлиять на состояние экосистемы и привести к необратимым последствиям.

Глава 10.

Кинетика химических процессов.

10.1. Сущность кинетики химических процессов.

Химическая кинетика изучает как скорость, так и механизм химических реакций.

Под химической реакцией обычно понимают процессы превращения одних веществ в другие. В их основе лежат акты перемещения атомов от одних молекулярных структур к другим и изменение электронных состояний взаимодействующих частиц. Такие процессы возможны только при столкновении атомов или молекул взаимодействующих веществ. В этом смысле химической реакцией можно считать любое изменение вещества, при котором образуются или разрываются связи между атомами. При химической реакции происходит деление как энергии, так и атомов при сохранении общего числа атомов (соблюдение закона сохранения атомов).

В предыдущей главе, рассмотрели законы химической термодинамики, выяснили, что изменение свободной энергии Гиббса определяет принципиальную возможность проведения химической реакции (ΔG<0), и ΔG является “движущей силой” химического процесса. Однако эту величину нужно считать лишь необходимым условием, но не достаточным для реального протекания процесса. В реальных условиях появляется ряд факторов вызывающий своеобразное “сопротивление” протеканию химической реакции.

Так, принципиально возможные химические процессы, не всегда осуществляются в действительности. Примером могут служить металлы (аллюминий, цинк, хром и др.), которые должны бы полностью окисляться кислородом воздуха, т.к. ΔG этих процессов меньше нуля, однако изготовленные из них детали и конструкции длительное время эксплуатируются в атмосфере воздуха. Аналогичное можно сказать о углеводородах, которые казалось бы самопроизвольно должны гореть на воздухе, но вопреки всем расчетам, они могут без изменения длительно пребывать в воздушной среде. Это объясняется тем, что процессы их окисления протекают очень медленно. В законах термодинамики фактор времени отсутствует. В реальных условиях химические превращения протекают во времени.

Многие химические реакции являются сложными, многостадийными процессами. Отдельные стадии реакции могут идти с большим трудом и этим обуславливать медленное протекание всего процесса. Образование отдельных промежуточных соединений может приводить к повышению энергии Гиббса эти стадии и являются своеобразным “барьером” на пути превращения исходных реагентов в продукты реакции.

При изучении хиических реакций важно знать не только почему протекает та или иная реакция, но и механизм, по которому происходит превращение и глубину этого превращения.

Под механизмом реакции обычно понимают сам процесс превращения, т.е. через какую стадию или ряд стадий должны пройти исходные вещества, чтобы превратиться в конечные продукты. Причем, каждая стадия для своего успешного завершения требует, чтобы произошли все предыдущие стадии.

Глубина превращения (степень превращения) характеризует насколько полно исходные вещества превращаются в продукты реакции. Из опытных данных ученые сделали вывод, что для протекания химической реакции необходимы столкновения молекул. Числом столкновений в секунду можно характеризовать скорость реакции. В газах и жидкостях столкновения происходят во всем объеме реакционной смеси, а в гетерогенных системах – на границе раздела фаз. Отсюда следует, что скорость химической реакции равна числу актов взаимодействия в единицу времени, в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

При каждом элементарном акте взаимодействия число молекул исходных веществ уменьшается, а число молекул продуктов реакции увеличивается. Это значит, что в результате химической реакции изменяются концентрации (или массы) как реагентов, так и образующихся веществ. На следующем рисунке (рис.10.1.) кривой “а” показано уменьшение концентрации исходного вещества, а кривой “б” –увеличение концентрации продукта реакции с течением времени”τ”.

С

моль/л а б

С₁

С₂ Рис.10.1.

τ₁ τ₂ τ

Скорость реакции количественно можно характеризовать изменением концентрации любого участвующего в реакции вещества за единицу времени. В этом случае концентрацию, как правило, выражают в моль, время – в секундах. Различают среднюю скорость реакции V_ср и мгновенную V_τ.

Cредняя скорость (V_ср) показывает изменение концентрации вещества (рис 10.1.) за определенный интрвал времени (от τ₁ до τ₂). Она выражается следующим отношением:

V_ср = ± С₂ – С₁/ τ₂ – τ₁ = ± ΔС/Δτ

Здесь знак “–“ относится к концентрациям исходных веществ он указывает на то, что концентрация исходных веществ убывает, а знак “+” относится к концентрациям продуктов реакции они в результате реакции возрастают.

Мгновенная скорость V_τ – это скорость реакции в данный момент времени τ, ее можно назвать истинной скоростью. Для того, чтобы определить мгновенную скорость в данный момент времени, необходимо определить изменение концентрации за бесконечно малый промежуток времени V_τ =lim(-ΔС/Δτ). Мгновенная скорость мате-

Δτ–>0

матически определяется производной от концентрации по времени. Она равна тангенсу угла наклона касательной (углаα) к кривой, показывающей форму изменения концентраций от времени (на рис.10.3.) с течением времени. Величина угла наклона

С

k

α

Рис.10.3.

τ

касательной будет убывать, следовательно скорость реакции будет уменьшаться. Она рана тангенсу угла наклона (α) касательной к кривой зависимости концентрации от времени в соответствующий момент времени. (на рис.10.2. точка “k”)

С С

α

dc

dc k k

α

dτ τ dτ τ

Рис.10.2.

V_τ =dc/dτ=tgα

Для реакции А+В=Д, V_А= -dC_А/dτ; V_B= -dC_B/dτ; V_Д= +dC_Д/dτ.

Если для определения скорости реакции брать: количество изменяющегося вещества – количество молей, единицу времени – секунды, а единицу реакционного пространства – литр (для гомогенных систем) и единицу площади межфазового пространства м² (для гетерогенных систем), то

V_{гомоген.}=[колич. вещества]/[время] [объем]=моль/с*л;

V_{гетероген.}=[колич. вещества]/[время] [площадь]=моль/с*м².

Однак сокорость реакции можно определить по любому компоненту. Выбор вещества обуславливается легкостью, удобством и точностью определения количества вещества в реакционной системе. Например, объем выделеного газа, масса образующегося осадка, изменение кислотности раствора и др. На величину скорости химической реакции влияет множество факторов. Прежде всего это:

• природа реагирующих веществ;

• их концентраця;

• давление (если в реакции участвуют газы);

• катализаторы (ингибиторы);

• поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций);

• степень диффузии.

10.2.Факторы влияющие на скорость гомогенных реакций.

10.2.1. Химическая природа реагирующих веществ.

Для того, чтобы произошел химический процесс взаимодействия, частицам необходимо столкнуться. Столкнувшись, молекулы реагентов должны произвести рекомбинацию своих составных частей – атомов. Это значит, что в процессе столкновения должны разорваться химические связи в исходных молекулах и образоваться новые химические связи в молекулах продуктов реакции. Степень трудности разрушения химических связей в исходных реагентах зависит от энергии связи, а величина энергии связи является одной из основных качеств, характеризующих химическую природу вещества. Так скорость реакций

Н₂+F₂=2HF

Н₂+Cl₂=2HCl

будет разная, т.к. при всех одинаковых условиях энергия связи в молекуле фтора значительно меньше, чем в молекуле хлора. Следовательно, фтор будет легче распадаться на атомы и взаимодействовать с водородом. В понятие “природы реагирующих веществ” входит совокупность факторов, определяющих структуру и реакционную способность частиц. Ею определяется специфика взаимодействия. Так, реакции с участием полярных молекул протекают быстрее, чем процессы между неполярными молекулами. Известно также, что при взаимодействии молекул большое влияние на скорость оказывает расположение функциональных групп.

Превращение веществ происходит за счет перераспределения электронных плотностей между составляющими их атомами, что приводит к разрушению старых и образованию новых химических связей.

10.2.2. Концентрации взаимодействующих веществ.

Как уже отмечалось, взаимодействие между молекулами реагентов может происходить только при их контактах. Чем чаще происходят столкновения молекул, тем быстрее протекает реакция. Так как число столкновений зависит от концентрации, то с увеличением концентрации увеличивается и скорость реакции.

Форма зависимости скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется так называемым законом действующих масс. Впервые закон действующих масс был сформулирован в прошлом веке (1864 – 1867гг) норвежским химиком К. Гульдбергом и П. Вааге. Сейчас известно, что этот закон справедлив только для элементарных реакций.

По сложности процесса взаимодействия реакции делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию по стехиометрическому уравнению. Сложными являются реакции, протекающие через ряд последовательных стадий, параллельных направлений, цепные, сопряженные таких реакций большинство.

Закон действующих масс, справедливый для элементарных (простых) реакций, имеет следующую формулировку:

• Скорость элементарной химической реакции при данной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях с показателями, равными стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции, записанной в общем виде аА+вВ=dD, скорость, согласно закону действующих масс, будет выражена следующим кинетическим уравнением

V=K[A]^a[B]^в.

Кинетическое уравнение – это форма зависимости скорости реакций от концентраций реагентов. В этом уравнении [А] и [В] – концентрации реагирующих веществ; k – константа скорости данной реакции. Физический смысл константы скорости заключается в том, k равна скорости V, если концентрации реагирующих веществ равны единице [A]^a=1 моль/л; [B]^в=1 моль/л или [A]^a[B]^в=1 моль/л. По-другому, константа скорости k – это удельная скорость реакции. Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора и площади поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

В зависимости от числа молекул (частиц), участвующих в элементарном химическом акте, различают молекулярность реакции. Встречаются моно-, би- и тримолекулярные реакции. В их элементарном акте участвуют соответственно одна, две и три молекулы. Например;

а) N₂O₅=NO₂+NO+O₂ –мономолекулярная реакция;

б) 2NO₂=N₂O₄ –бимолекулярная реакция;

в) 2NO+Cl₂=2NOCl –тримолекулярная реакция.

Кинетические уравнения этих реакций имеют вид:

а) V=K[N₂O₅]

б) V=K[NO₂]²

в) V=K[NO]² [Cl₂]

Элементарный акт взаимодействия более трех молекул (частиц) практически неизвестен. Поэтому четыре и более молекулярные реакции не встречаются.

Кроме молекулярности реакции в химической кинетике оперируют также понятием “порядок реакции”.

• Порядок реакции – это сумма показателей степеней при концентрациях веществ в кинетическом уравнении закона действующих масс.

Для реакций, приведенных выше, порядок реакции равен соответственно единица (реакция а), двум (реакция б) и трем (реакция в). Для сложных реакций “порядок реакции“ как правило, не равен сумме показтелей степени.

Для реакции:

аА+вВ+…=dD

сумма показателей степени будет

а+в+…=n

Порядок реакции здесь (η≠n) соответственно, и в кинетическом уравнении показатели степеней у концентраций реагентов не равны а, в, … . В этом случае кинетическое уравнение нужно записать так:

V=K[A]^α[B]^β (где α≠а‚ β≠в)

Порядок сложных реакций (в частности реакций, идущих через промежуточные стадии) определяется экспериментальным путем. Он может быть и дробной величиной. Дробными могут быть и показатели степеней α‚ β и т.д.

Например, для реакций

Н₂+Br₂=2HBr

в начальный период взаимодействия кинетическое уравнение будет иметь вид:

V=K[Н₂][Br₂]^0,5

Порядок реакции n=1+0,5=1,5

Размерность константы скорости К зависит от суммы показателей степени при концентрациях веществ, т.е., от порядка реакции.

В реакциях первого порядка V=K[A] размерность К будет с ^–1 (K=V/[A]=моль/л*с/моль/л=1/с).

В реакциях второго порядка V=K[A]² размерность К равна л/моль*с.

В реакциях 3-го порядка V=K[A]³ константа К имеет размерность л²/моль²*с.

В реакциях n-го порядка константа К будет имеет размерность л^(n–1)/моль^(n–1)*с.

Скорость сложных химических процессов, протекающих через ряд промежуточных реакций обычно определяют по той промежуточной реакции, которая идет наиболее медленно.

10.2.3. Влияние температуры.

Скорость реакции сильно зависит от температуры. Можно привести такой пример: реакция между водородом и кислородом (т.е. реакция окисления водорода 2Н₂ + О₂=2Н₂О) при обычных условиях практически неосуществима. При температуре 318 ⁰С она произойдет за 230 лет, но при температуре 700 ⁰С происходит взрыв, т.к. скорость реакции очень высока, реакция осуществится за 0,007 сек.

Обобщая экспериментальные данные голландский ученый Вант–Гофф в 1879 году

• установил следующее правило: повышение температуры на каждые 10 градусов увеличивает скорость гомогенных реакций в 2–4 раза.

Число, показывающее во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов, названо температурным коэффициентом скорости. Температурный коэффициент скорости (коэффициент Вант–Гоффа) обозначают буквой γ.

V _t2= V_t1* γ(t₂–t₁/10) уравнение Вант–Гоффа

где V_t2 и V_t1 –скорости реакции соответственно при температурах t₂ и t₁ (t₂>t₁); γ – температурный коэффициент.

γ=К(t+10)/K_t=V(t+10)/V_t=2–4

K_t1/K_t2= γ^t2–t1/10

Для реакции окисления водорода повышение температуры от 273 до 373⁰ при γ=2 скорость увеличивается в 1024 раза.

V₃₇₃/V₂₇₃= γ ^373–273/10=2^100/10=2¹⁰=1024

Уравнение Вант–Гоффа является упрощенным выражением зависимости скорости реакции от температуры. С его помощью можно лишь примерно оценить влияние температуры на скорость реакции. Более точная зависимость скорости от температуры представлена соотношением шведского ученого Сванте Аррениуса (1889г)

А ррениус показал, что константа скорости реакции К имеет следующую зависимость от температуры

lnK= -(E/RT+C)

отсюда К=А*е^-(E/RT). В этом выражении А – постоянный множитель, не зависящий от температуры и концентраци; е – основание натурального логарифма (равное 2,713); Т – абсолютная температура в Кельвинах (К); Е – энергия активации (кДж/моль), т.е. та энергия, которую нужно сообщить молекулам (частицам), находящимся в исходном состоянии, чтобы они могли вступить в реакцию; R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль*К).

По теории Аррениуса химическая реакция может происходить только при столкновении активных частиц. Активными считаются частицы, имеющие такое количество энергии, которое необходимо для осуществления реакции, т.е. для преодоления сил отталкивания, возникающих между электронными оболочками частиц, и их взаимодействия. Активные частицы, прежде чем превратиться в конечный продукт, при столкновении друг с другом образуют промежуточную группировку, называемую активированным комплексом. Активированный комплекс является очень неустойчивым переходным состоянием системы, в котором происходит перераспределение химических связей. В дальнейшем исходные химические связи окончательно разрушаются и образуются конечные связи, образуются продукты реакции.

Для реакции

А₂+В₂=2АВ

процесс взаимодействия графически можно изобразить так:

А В А … А А А

| + | | + |

А В В … В В В

начальное состоя- переходное состоя- конечное состояние

ние системы ние системы (акти- системы (продукты

(реагенты) вированный комплекс) реакции)

Для того, чтобы исходные вещесива (реагенты) достигли переходного состояния (превратились в активированный комплекс) система должна получить определенное количество энергии, называемое энергией активизации.

Энергия активизации, входящая в уравнение Аррениуса, представляет собой разность между средней энергией реагирующих частиц и энергией активированного комплекса.

Э нергия активизации – своя величина для каждого процесса, это значит, что она является характеристической величиной конкретной реакции можно сказать, что она определяет влияние на скорость химической реакции природы реагирующих веществ. Если сравнивать энергию активизации и энергию диссоциации веществ, то энергия активизации по величине меньше, чем энергия диссоциации наименее прочной связи в молекулах реагирующих веществ. На следующей энергетической схеме для экзотермической реакции А+В=АВ (рис.10.4.) дано соотношение между величиной различных энергий.

Активированый

комплекс

Н А…В

Е

А+В

ΔН реакции

Σ Н реагентов

Σ Н продукты реакции

путь реакции

Рис.10.4. Энергетическая схема хода реакции А+В=Д

Активация молекул может быть осуществлена при нагревании или растворении вещества, при выделении энергии в ходе самой реакции, при поглощении ими квантов светового, радиоактивного, рентгеновского или другого излучения, под действием ультрозвука, электрического разряда и даже при ударе о стенку сосуда.

П о теории Аррениуса зависимость ln”K” от 1/Т имеет линейный характер (рис.10.5.)

lnK

lnK₂

Рис.10.5. Зависимость lnK от 1/Т

lnK₁ α

0

1/T₁ 1/T₂ 1/T

И сходя из графической зависимости lnK от 1/Т можно расчитать энергию активации.

Е=Rtgα

Это значит, что энергию активации можно определять из анализа экспериментальных данных по зависимости скорости реакции от температуры.

По закону действующих масс скорость реакции А+В=АВ выражается следующим кинетическим уравнением:

V=K[A][B]

Выражение К определяем из соотношения Аррениуса:

К=А*е^–Е/RT

и подставляем в кинетическое уравнение реакции:

V= А*е^–Е/RT[а][в]

Произведем замену величины А[а][в] на Z и получаем значение:

V=Z*е^–Е/RT

Прологарифмировав это выражение, будем иметь уравнение:

lgV=lgZ – (E/RT)lge=lgZ – (0,434E/R)*1/T

lgV= -(0,434E/R)*1/T

которое является уравнением прямой в координатах lgV и 1/T, как это представлено на рис.10.5.

lgV

lgZ Рис.10.5.

β

1/T

Из графика (рис.10.5.) определяют тангенс угла β:

tgβ=lgV/(1/T) = ((-0,434E/R)*(1/T))/1/T = -0,434E/R

Последнее выражение позволяет определить энергию активации Е

Е= -tgβR/0,434

10.2.4. Влияние давления.

В случае взаимодействия газообразных реагентов, на скорость реакции влияет также давление . Повышение давления равноценно увеличению концентрации газов. Сжатие системы в два раза соответственно приводит к увеличению концентрации каждого из газов тоже в два раза. Мы уже знаем, что зависимость скоростьи простых реакций от концентраций определяется законом действующих масс. Следовательно, по этому закону можно в принципе оценивать, во сколько раз изменится скорость реакции при изменении величины давления в данной системе.

В рамках теории химической кинетики зависимость константы скорости от давления выражается следующим уравнением:

(σlnK/Pσ)T= -ΔV/RT

в котором ΔV – разность между суммой мольных объемов исходных веществ и мольным объемом активированного комплекса, т.е. изменение объема при переходе реагентов в активированное состояние.

10.3. Катализаторы. Гомогенный катализ.

Скорость реакции часто зависит от присутствия в системе “постороннего” вещества с которым реагенты способны образовывать промежуточные соединения (активированный комплекс) и этим ускорять реакцию. Такие “посторонние” вещества называют катализаторами.

Катализатором называют такое вещество, которое своим присутствием и участием в реакции изменяет скорость, но в конечном итоге выделяется в первоначальном (качественном и количественом) виде. Увеличение скорости реакции при помощи катализатора называют катализом. Если катализатор находится в таком же агрегатном состоянии что и реагенты и между взаимодействующими веществами и катализатором нет поверхности раздела, то такой катализ называют гомогенным.

Сущность и механизм гомогенного катализа.

И сходные вещества (реагенты) превращаясь в продукты реакции должны преодолеть энергетический барьер, равный энергии активизации. Е_а (рис.10.6.)

Н А…В

ΔЕ_кат.

Е_а А…К АК…В

Е_а1 Е_а2

А+В А+В

К_(kat)

AK

ΣН _{исх. реаг.}

АВ АВ+К

ΣН _{кон.прод.}

Путь реакции

Рис.10.6. Энергетическая диаграма а) реакции А+В=АВ без катализатора;

б) каталитической реакции А+В+К=АВ+К

Е_а – энергия активации реакции без катализатора;

Е_а1 и Е_а2 – энергия реакции каталитической реакции;

АК – соединение вещества катализатора с одним из реагентов;

А…К, АК…В – активированные комплексы каталитической реакции;

А…В – активированный комплекс обычной (некатализируемой) реакции;

ΔЕ_кат. – снижение энергии активизации под действием катализатора.

Сущность гомогенного катализа заключается в том, что катализаторы уменьшают величину энергетического барьера. Это происходит по следующему механизму: катализатор взаимодействует с одним из реагентов, образуя промежуточный комплекс. Затем этот промежуточный (активированный) комплекс взаимодействует с вторым реагентом, образуя конечные продукты и высвобождая катализатор в неизменном первоначальном виде.

За счет образования промежуточного комплекса реагент-катализатор энергтический барьер уменьшается на величину ΔЕ_кат.. Примером гомогенного катализа может служить реакция окисления SO₂ в SO₃ в нитрозном способе получения серной кислоты.

2SO₂+O₂+NO_(кат.)=2SO₃+NO

Без катализатора реакция идет медленно и процесс неэффективный. Катализатор, оксид азота (II), первоначально взаимодействует с кислородом, образуя активированный комплекс NO₂.

2NO+O₂=2NO₂

Затем это промежуточное соединение легко взаимодействует с оксидом серы (IV), окисляя его до SO₃ и выделяя в первоначальном виде катализатор.

NO₂+SO₂=SO₃+NO

Применение катализатора NO сопровождается уменьшением энергетического барьера на величину ΔЕ_кат. и значительно ускоряет реакцию.

10.4. Особенности кинетики гетерогенных реакций.

Гетерогенные реакции – это реакции между химическими реагентами, находящимися в различных агрегатных состояниях. Таких процессов очень много. К ним относятся горение топлив, взаимодействие металлов с кислотами, получение азотной кислоты абсорбцией оксидов азота водой, выщепачивание кислотами руд, обработка нефтепродуктов серной кислотой и др.

Особенностью гетерогенных процессов является то, что взаимодействие между реагентами происходит на границе раздела фаз. На скорость таких реакций влияют как химические так и физические факторы. К последним относятся величина поверхности раздела фаз и быстрота переноса вещества из объема к границе раздела и от нее в объем. Для увеличения поверхности раздела фаз необходимо твердое вещество измельчать и распылять один из двух несмешивающихся жидких реагентов. Следовательно, на скорость гетерогенных реакций влияет степень дисперсности реагента. Так как твердое вещество в результате взаимодействия изменяет только свою массу (концентрация его всегда постоянна), то в кинетическое уравнение закона действующих масс твердое вещество не включается.

Как уже было сказано, химическая реакция в гетерогенных системах протекает на поверхности раздела фаз. Для того, чтобы непрерывно протекала реакция необходима постоянная доставка реагента к поверхности раздела фаз и уноса с нее уже образовавшегося вещества. Как видим, процесс делится на три последовательные стадии: диффузия реагента в зону взаимодействия, химическая реакция, удаление продукта реакции.

В соответствии с теорией диффузии: диффузионный поток тем интенсивнее, чем большн разность между концентрацией реагента в данной точке объема (С_о) и в зоне реакции (С_р), больше коэффициент диффузии Д и меньше тощина слоя (δ), через который происходит массопередача. В случае стационарного режима (т.е. режима, при котором за рассматриваемый промежуток времени на реакцию расходуется все вещество, доставленное к поверхности раздела фаз), скорость реакции может быть расчитана по следующему уравнению, связывающему скорость процесса с химическим (К) и диффузионным (Д/δ=β) факторами.

V=(K*β/K+β)*С_о

Здесь встречается два случая:

1. Медленно протекает сама химическая реакция. (К мало, “химическое сопротивление” К^–1 значительное. Процесс протекает в так называемой кинетической области. Для увеличения скорости необходимо применять теже способы воздействия на реакцию, как в гомогенных системах.

2. Медленным является сам процесс переноса вещества (велико “диффузионное сопротивление” β^–1). В этом случае для увеличения скорости применяют перемешивание.

Гетерогенный катализ.

Если взаимодействующие вещества и катализатор находятся в разных фазовых (агрегатных) состояниях, катализ – гетерогенный. В гетерогенных каталитических реакциях катализатором является твердое вещество. Например, платиновый катализатор используется при окислении аммиака, катализаторы на основе меди и золота – при синтезе высокомолекулярных соединений (пластмасс и смолы), цинка и хрома – в производстве метанола, ванадий – при получении серной кислоты и т.д.

В случае гетерогенного катализа взаимодействие между реагентами протекает на поверхности катализатора. Механизм процесса состоит из 5-и стадий.

Первая стадия – диффузия реагентов к катализатору.

Вторая стадия – адсорбция реагентов на поверхности катализатора. (на этой стадии происходят изменения в электронном строении реагентов и снижается энергетический барьер).

Третья стадия – реакция на поверхности катализатора.

Четвертая стадия – десорбция продуктов реакции.

Пятая стадия – диффузия продуктов в объем.

Ускорение процесса при гетерогенном катализе, как и в гомогенном, объясняется образованием активированного комплекса. Для увеличения поверхности катализатора его стараются делать губчатым. На выступающих точках (вершинах) катализатора, называемых активными центрами не только адсорбцируются молекулы реагентов, но и претерпивают изменения, в результате которых облегчается образование конечных продуктов.

Рассмотрим этот процесс на примере синтеза аммиака:

N₂+H₂=2NH₃

После адсорбции азота и водорода на поверхности твердого катализатора происходит разрыв связей между атомами азота в молекуле азота N≡N и между атомами водорода в молекуле водорода Н–Н. На эту операцию затрачивается энергия. Однако каждая разорвавшаяся связь в молекуле азота, так же и в молекуле водорода насыщается за счет образования связи с катализатором. Образуется промежуточный комплекс Kat–N и Kat–H. Происходит выделение энергии, чем частично компенсируется затрата энергии на разрыв связей в молекулах реагентов. На последующем этапе происходит разрыв связей в промежуточных комплексах Kat–N и Kat–H и образование молекул продуктов реакции NH₃. При этом выделяется значительная энергия и катализатор высвобождается для дальнейших актов взаимодействия.

Иногда для усиления эффективности катализатора применяют дополнительные вещества, называемые промоторами. Промоторы сами не являются катализаторами, но повышает активность катализаторов. Например, применяемый в производстве серной кислоты катализатор V₂O₅ повышает свою активность в присутствии оксида бария или аллюминия.

За счет уменьшения энергии активации путем применения катализаторов скорость реакции возрастает во много раз. В следующей таблице 10.1. приведены значения энергии активации некоторых процессов без катализатора и с катализатором.

Таблица 10.1.

Используя уравнение:

К=Ас^-Еo/RT

можно оценить, во сколько раз увеличится скорость реакции при каталитическом уменьшении эенргии активации. Например, если энергию активации снизить с 251 до 167 кДж/моль то скорость реакции возрастает в е²⁰ раз.

Другие факторы, влияющие на скорость.

а) Растворитель. Влияние растворителя обусловлено многими факторами – ван-днр-вальсовыми и дисперсионными взаимодействием, электростатич. взаимодействием между ионами и диполями, сольватацией и др.

б) Электрический разряд. В этом случае скорость реакции пропорциональна мощности электрического разряда.

в) Радиационное воздействие. В результате прохождения ионизирующего излучения через вещество.

г) Фотохимическое воздействие. –под действием света.

Если постороннее вещество замедляет реакцию, то такой отрицательный катализатор называется ингибитором.

Например, реакция разложения Н₂О₂ замедляет глицирин. Следовательно глицирин является ингибитором Н₂О₂.

10.5. Цепные реакции.

Одной из разновидностей класса сложных реакций являются цепные реакции. Если для других типов реакций скорость с течением времени уменьшается, так как уменьшается концентрация реагентов, то у цепных реакций наоборот, увеличение скорости со временем.

Цепной реакцией называют химическое взаимодействие реагентов, в котором первоначально появившаяся активная частица (возбужденный атом или радикал) приводит не к одному, а к множеству превращений, и передают свою энергию возбуждения вновь образовавшимся частицами.

Появление первоначальной активной частицы (возбужденного атома или радикала) может произойти в результате любого энергетического импульса (кванта света, электрического разряда, электронного удара, местного повышения температуры). Каждая активная частица вызывает целую цепь последующих превращений и резко увеличивает скорость химического взаимодействия. Так смесь водорода с хлором при комнатной температуре на рассеяном свету практически не взаимодействует. Но как только такую смесь осветить прямым солнечным светом, то она начинает активно реагировать и может произойти даже взрыв.

Существует два типа цепных реакций, реакций с неразветвляющимися и с разветвляющимися цепьями. Примером первого типа цепных реакций может служить процесс синтеза хлорида водорода из молекулярного водорода и молекулярного хлора. При освещении смеси газообразных хлора и водорода под действием кванта света молекула хлора распадается на две активных частицы. Происходит зарождение цепи.

Cl₂+hv=2Cl* (звездочкой отмечена активная частица)

Далее активный хлор Cl* приводит в действие механизм развития цепи.

Cl*+H₂=HCl+H*

H*+Cl₂=HCl+Cl

Cl*+H₂=HCl+H*

и так далее

Каждая молекула активного хлора (частица Cl*) может привести к образованию до 10⁴ (100000) молекул хлорида водорода. Реакция между хлором и водородом представляет собой длинную цепь последовательно протекающих элементарных процессов.

Обрыв цепи возможен при столкновении двух одинаковых частиц.

Cl*+Cl*=Cl₂; H*+H*=H₂.

Однако вероятность такого процесса мала, так как образование малекул из атомов сопровождается выделением энергии, которая вновь приводит к разрыву образующихся связей. И процесс взаимодействия между водородом и хлором идет до конца. Чтобы осуществить обрыв цепи необходимо осуществить отвод энергии. Это возможно с помощью твердого тела: частицы примеси, стенки сосуда и др.

Реакция с разветвляющимися цепьями отличаются от реакций с неразветвляющимися цепьями тем, что возникновение одного сводного радикала может привести к образованию сразу нескольких активных частиц и процесс начинает развиваться лавинообразно.Примером реакции с разветвляющейся цепью может служить окисление водорода кислородом. Начало цепи даст при определенных условиях реакция:

Н₂+О₂=ОН*; ОН*+Н₂=Н₂О+Н* или Н₂+hv=2H*

Далее идет развитие и разветвление цепи.

Н₂О

ОН*+Н₂ ОН*…

Н*+О₂

Н *+О₂ О*…

Н₂О

ОН*+Н₂

О*+Н₂ Н*…

ОН*…

Н*+О₂

О *…

Такой механизм очень типичный для реакций идущих со взрывом. Увеличение активных центров определяется “коэффициентом размножения”. Если этот коэффициент больше единицы (1,1–1,2), то скорость реакции непрерывно нарастает и процесс переходит в фазу взрыва.

Механизм цепных реакций очень сложный. На развитие реакции влияет скорость зарождения активных частиц, скорость разветвления цепи, скорость ее обрыва, а также ряд внешних факторов – давление, температура, скорость отвода тепла.

Разработка теории цепных реакций начата Боденшнейном (1913). Однако математическая теория и физические основы течения цепных реакций заложены и развиты в работах Н.Н.Семенова, Н.М.Эммануэля, Хиншельвуда. Разработанная ими теория цепных процессов получила широкое применение в современной технике и энергетике.

Глава 11.

Химическое равновесие.

11.1. Причины обратимости химических процессов.

Самопроизвольно протекающие химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые.

Необратимые реакции протекают только в одном направлении. В этих реакцииях исходные вещества (реагенты) практически полностью превращаются в стехиометрическом состоянии в продукты реакции. Необратимости реакции способствуют условия, при которых хотя бы один из продуктов реакции уходит из реакционной зоны в виде осадка, газообразного вещества или представлять собой малодиссоциирующее в реакционной среде вещество.

Примером необратимых реакций могут быть следующие взаимодействия:

AgNO₃+NaCl=AgCl↓+NaNO₃

Na₂CO₃+2HCl=CO₂↑+NaCl+H₂O

Соблюдается такое правило: чем менее растворимым является продукт реакции, чем труднее диссоциирует труднодиссоциируемое соединение, тем полнее протекает необратимая реакция. Необратимую реакцию нельзя повернуть в обратную сторону без ввода новых реагентов и без затраты энергии.

Существует множество реакций, которые не идут до полного превращения реагентов в продукты, взаимодействие как бы прекращается на определенном этапе. В реакционной смеси обнаруживаются как продукты реакции, так и исходные вещества. На самом деле реакция не прекращается, а только с определенного момента продукты реакции начинают взаимодействовать и выделять исходные вещества, т.е. начинает протекать обратная реакция. Такие реакции называются обратимыми. Обратимыми называются реакции, которые при данных условиях одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

аА+вВ↔сС+dD

К обратимым относятся следующие реакции.

N₂+3H₂↔2NH₃

H₂+J₂↔2HJ

2SO₂+O₂↔2SO₃

В обратимых реакциях вместо знака равенства ставится взаимнонаправленные стрелки, указывающие на обратимость процесса.

Обратимые реакции характеризуются химическим равновесием.

Под химическим равновесием понимают не изменение во времени (при постоянных давлении, объеме и температуре) состояние системы, содержащей вещества, способные к химическому взаимодействию.

Различают истинное и кажущееся (метастабильное) равновесия.

Истинное химическое равновесие характеризуется тремя признаками:

• в системе не происходит видимых во времени изменений при отсутствии внешних воздействий;

• равновесие достигается как при прямой, так и при обратной реакции;

• самое малое внешнее воздействие легко смещает равновесие в ту или другую сторону.

Метастабильным (кажущимся) равновесием является таким состоянием системы, при котором из-за некоторых “тормозящих” факторов химическая реакция не доходит до состояния истинного равновесия. Торможение химической реакции может происходить как в самом начале процесса, так и в некоторый момент, если возникают тормозящие факторы. Метастабильное равновесие отличается от истинного тем, что при устранении “тормозящих” факторов, реакция идет до достижения истинного равновесия. Для истинного равновесия ΔG⁰_х.р.=0, а для метастабильного ΔG⁰_х.р.<0. Термодинамическим условием наступления истинного является ΔG⁰_х.р.=0.

Хотя при химическом равновесии ΔG⁰=0, но взаимодействие веществ не прекращается реакция продолжается. Молекулы реагентов двигаются, соударяются, образуют новые вещества которые от соударения снова распадаются на исходные вещества. Равновесное состояние – это такое состояние, при котором число образовавшихся молекул продукта реакции равно числу распавшихся молекул на исходные вещества.

Состояние химического равновесия любой равновесной системы сохраняется до тех пор, пока сохраняются в неизменном виде внешние факторы (температура, давление) и в систему не вводятся дополнительно никакие вещества (ни реагенты, ни продукты реакции).

Рассмотрим химическое равновесие с точки зрения закона действующих масс. Для обратимого процесса, изображенного в общем виде:

V

а А+вВ↔сС+dD

V

С корость прямой реакции (V) с течением времени уменьшается, а скорость обратной – увеличивается (V) (Рис.11.1.)

V

V

V=V

равновесие Рис.11.1.

V

время

Запишим кинетические уравнения прямой и обратной реакции.

V=K₁[A]^a[В]^в

V=K₂[C]^c[D]^d

Для состояния равновесия V=V

Приравняем правые части кинетических уравнений

K₁[A]^a[В]^в= K₂[C]^c[D]^d

Берем отношения константы скоростей

K₁/K₂=[C]^c[D]^d /[A]^a[В]^в

Заменим отношение постоянных величин констант скоростей K₁/K₂ на постоянную величину К, называемую константой равновесия. Получим:

К=[C]^c[D]^d /[A]^a[В]^в

Для конкретной равновесной системы

N_2(г)+3Н_2(г)↔2NH_3(г)

выражение константы равновесия будет следующим

К=[NH₃]²/[N₂][Н₂]³

Для равновесных систем закон действующих масс может быть сформулировать так: Химическое равновесие устанавливается, когда произведение концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, деленное на произведение концентраций реагентов, возведенных в соответствующие степени, становится постоянной величиной при определенных условиях.

Константа равновесия является количественной характеристикой химического равновесия. Она не зависит от начальных концентраций реагирующих веществ, но зависит от температуры. Константа равновесия не зависит также и от пути реакции, ее механизма, а определяется только значением равновесных концентраций реагентов и продуктов реакций.

Зная величину константы равновесия и исходные концентрации реагентов можно расчитать равновесные концентрации всех веществ.

Константа равновесия химических реакций связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции ΔG⁰ следующим уравнением.

ΔG⁰= -2,3RTlgK_T

При температуре 25⁰С (Т=298К)

ΔG⁰₂₉₈= -5,69lgK₂₉₈ (кДж/моль)

11.2. Факторы, влияющие на химическое равновесие.

Достижение истиного химического равновесия для химического процесса энергетически выгодно. (т.к. ΔG =0). Однако для промышленной технологии установление равновесия между продуктами реакции и реагентами экономически невыгодно, так как снижает выход конечного продукта. Это ставит перед химиками задачу смещения равновесия в сторону получения максимального количества продукта реакции. Такого эффекта можно добиться изменением условий, при которых установлено равновесие.

Экспериментально определено, что при изменении концентрацй веществ, давления в реакторе, температуры проведения процесса, изменяется скорость как прямой, так и обратной реакции. Равновесие в системе нарушается и происходит его смещение в сторону той реакции, скорость которой больше. Спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым (изменившимся) условиям.

Рассмотрим по-отдельности основные факторы влияющие на равновесие.

а). Изменение концентраций реагентов.

Для гомогенной равновесной системы аА+вВ↔сС+dD при неизменных давлении и температуре изменение концентрацй веществ приводит к смещению равновесия. Записываем выражение константы равновесия.

К=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^в

как известно, константа равновесия при неизменной температуре –величина постоянная.

При увеличении концентрации исходных веществ (Реагентов “А” и “В”) равновесие должно сместиться вправо, т.е. в сторону увеличения концентраций продуктов реакции. К этому выводу мы придем, анализируя выражение константы равновесия. Так как “К” – величина постоянна, то при увеличении концентрации реагентов [А] и [В], стоящих в знаменателе, должен увеличиваться числитель, т.е. концентрации продуктов реакции [C] и [D]. Происходит дальнейшая реакция с получением дополнительного количества конечного продукта. При этом, естественно, уменьшается концентрация исходных веществ. Следовательно, увеличив концентрацию исходных веществ, мы смещаем равновесие в сторону прямой реакции, т.е. реакции расходующеей добавленное количество реагентов до установления нового равновесия.

Сместить равновесие вправо можно и путем вывода части получаемых продуктов из зоны реакции. В нашем случае – уменьшением концентрации веществ [С] с [D] равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Изменение давления.

Изменение давления влияет на состояние равновесия систем, содержащих газообразные вещества. Изменение давления равноценно изменению концентрации всех газообразных веществ. Это значит, что в большей мере изменяется скорость той реакции, в которой участвует большее количество молекул газов.

Если в системе N_2(г)+3Н_2(г)↔2NH_3(г) повысить давление в два раза, то в два раза увеличится концентрации каждого из веществ. Однако молекул исходных веществ больше, чем число молекул продукта реакции, то скорость прямой реакции будет выше скорости обратной реакции и поэтому равновесие смещается вправо.

Следовательно, можно сделать такой общий вывод: повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, содержащей меньшее число молей газа.

N₂ + 3Н₂ ↔ 2NH₃

1моль 3моль 2моль

4моль 2моль

4объема 2объема

направлени смещения равновесия

Чем больше изменение объема системы в прямой реакции, тем больше влияние давления на сдвиг равновесия, но если в процессе взаимодействия объем системы не

меняется, то изменение давления не влияет на равновесие. Так, в системе

Н_2(г)+J_2(г)↔2HJ изменение давления не смещает равновесие ибо до реакции и после объем не изменяется.

Изменение температуры.

Для выяснения влияния температуры на смещение равновесия конкретной равновесной системы необходимо знать энтальпию этой системы. Если прямая реакция эндотермическая, т.е. идет с поглощением теплоты (+ΔН), то обратная реакция будет экзотермической (–ΔН). При повышении температуры ускоряется как прямая, так и обратная реакции, но в разной степени. Для обратимых реакций энергия активации эндотермического процесса больше энергии активации экзотермического процесса. Чем больше энергии активации, тем сильнее скорость реакции зависит от температуры.

Следовательно, при увеличении температуры происходит смещение химического равновесия в сторону эндотермической реакции, т.к. в результате этой реакции поглощается теплота и система охлаждается.

Для системы:

аА+вВ=сС; +ΔН

повышение температуры Т↑ смещает равновесие вправо (→).

Изменение внешних условий, при которых система находится в равновесии, приводит к смещению равновесия в сторону реакции противодействующей вызванному изменению.

Это универсальное правило сформулировано французским химиком-технологом Ле Шателье и названо впоследствии принципом Ле Шателье.

• Если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, воздействовать из вне путем изменения какого-либо параметра, влияющнго на равновесие (концентраця, давление, температура), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способствует востановлению первоначального состояния системы.

Влияние катализатора.

Катализатор равновесие не смещает, т.к. он не является ни реагентом, ни продуктом реакции. Катализатор в одинаковой степени изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции. Этим способствует быстрейшему достижению химического равновесия, т.е. он обеспечивает достижение химического равновесия за меньший промежуток времени.

11.3. Особенности равновесия в гетерогенных системах.

Реакции между веществами, находящимися в различных агрегатных состояниях протекает на поверхности раздела фаз. Если в гетерогенной равновесной системе какое-то вещество находится в твердом состоянии, то добавление в систему этого вещества не приведет к смещению равновесия, т.к. концентрация этого вещества постоянна, независима от величины его массы.

Так, для следующей гетерогенной равновесной системы:

FeO_(тв)+H_2(г)↔Fe_(т)+H₂O_(г)

выражение константы равновесия не будет содержать ни оксида железа, ни железа:

К=[H₂O_(г)]/[H_2(г)]

А для системы:

CO_3(тв)↔CaO_(тв)+CO_2(г)

в выражение константы равновесия входит только СО₂: К=[СО₂]

11.4. Химико-экологические равновесия.

Химическая реакция в любой неживой или живой системе самопроизвольно протекает только в направлении ведущему к достижению равновесия. После достижения равновесия изменений в системе не наблюдается. Рассматриваемые нами ранее системы, системы лабораторных и промышленных масштабов, относятся к системам закрытого типа. В этих системах, как правило, может происходить обмен с окружающей средой только энергией, но за границы системы не происходит проникновение вещества.

Микро- и макро-экосистемы, являются открытыми системами, т.к. они обмениваются с окружающей средой как энергией, так и веществом. Существующее или возникающее равновесие в этих системах зачастую носит временной характер.

Глобальные природные или антропогенные воздействия на установившееся равновесие в микро- или макроэкосистеме приводит к смещению этого равновесия и протеканию химических или физикохимических процессов могущих привести к изменению самой структуры системы. Рассмотрим конкретный пример: эрозия горных, ландшафтных пород, протекающих под воздействием воды, углекислого газа и кислорода. Карбонатные составляющие этих пород вступают в реакцию с водой и углекислым газом.

CaCO₃+H₂O+CO₂↔Ca(HCO₃)₂

Мы знаем, что подобные реакции идут медленно и достигают равновесия. Но в природе процесс ускоряется и равновесие смещается вправо. Поступающий с атмосферными осадками к карбонатным породам (растворимый в воде) углекислый газ и отвод в окружающую среду продукта реакции Ca(HCO₃)₂ вызывает сдвиг равновесия и разрушению горных пород.

В экосистемах без антропогенного воздействия длительное время могут существовать псевдоравновесия, т.е. кажущиеся равновесия. Например, такие микроэкосистемы как сухая древесина, каменный уголь, торф, нефть из-за высокой энергии активации находятся в равновесии с окружающей средой.

Однако в результате нарушения этого псевдоравновесия загораются торфяники, залежы угля, газовые или нефтяные месторождения.

Реакции в открытых системах очень часто являются необратимыми (хотя в закрытых системах эти процессы являлись бы равновесными). Это обусловлено прежде всего тем, что часть конечного продукта удаляется, выводится из сферы взаимодействия и он уже не может участвовать в обратной реакции.

Даже такие микросистемы как растущее и гниющее дерево можно рассматривать с позиции открытых систем. Растущее дерево постоянно поглощает питательные вещества (химические соединения), углекислый газ, воду и энергию, этим процессом оно создает растительную ткань и выделяет кислород. Процесс односторонний – дерево растет.

Гниющее дерево, наоборот, поглощает кислород и выделяет углекислый газ, воду и энергию. Гниение – процесс, который идет до конца, т.к. продукты реакции удаляются, их концентрация никогда не достигает равновесного значения. Энергия рассеивается.

Глава 12.

Растворы.

12.1. Общая характеристика растворов. Классификация.

Если кто-то предполагает, что жидкофазное состояние вещества является раствором, допускает ошибку. Растворы бывают не только жидкими, но твердыми и газообразными. Отличительной особенностью раствора является то, что они состоят из двух и более веществ, причем эти вещества настолько перемешаны, что составляют гомогенные системы. В отличии от растворов жидкое состояние вещества содержит молекулы одного типа. (Дистиллированная вода – молекулы H₂O, толуол – молекулы С₆Н₅–СН₃ и тд.)

Р аствором называется гомогенная система (гомогенная смесь), состоящая из двух и более компонентов, одним из которых является растворителем, а остальные – растворимые вещества. Схематично состав раствора можно представить так:

Раствор (гомогенная смесь) = Растворимое вещество + Растворитель

компоненты раствора

Растворителем является то вещество, которое находится в таком же агрегатном состоянии, что и раствор. Типы растворов приведены в следующей таблице.

Таблица 12.1.

Примечание к таблице 12.1.

* Газовые растворы обычно называют газовыми смесями.

** Если оба вещества являются жидкостями, то раствором выступает та жидкость, которой больше.

*** Твердые растворы бывают двух типов: растворы внедрения и растворы замещения. Растворы внедрения образуются в том случае, когда молекулы растворяемого вещества в два и более раза больше, чем молекулы растворителя. В этом случае молекулы внедряются в кристаллическую решетку растворителя и занимают место в пространстве между узлами решетки. Примером раствора внедрения является раствор водорода в платине. В растворах замещения атомы растворяемого вещества замещают часть атомов растворителя в узлах решетки. Такие растворы образуются в случае близости размеров атомов растворителя и вещества. Примером является раствор серебра в золоте.

В первом случае, когда растворителем является жидкость, в среде которой растворяемое вещество “раздробляется” до молекул (или атомов) и распределяется в ней в виде нейтральных частиц, образуются растворы неэлектролитов. Примером раствора неэлектролита может быть раствор сахара в воде. Во втором случае, когда в жидком растворителе, например в воде, растворяемое вещество, кроме обычного растворения, еще и распадается (диссоциирует) на ионы, которые распределяются в среде растворителя, образуются растворы электролитов. Примером тагого раствора электролита может быть раствор поваренной соли (NaCl) в воде.

Растворы электролитов проводят электрический ток, их называют проводниками второго рода, т.к. они обладают ионной проводимистью.

Вещества, не диссоциирующие на ионы под действием растворителя, называются неэлектролитами. К ним относится большое число органических соединений, содержащие неполярные или слабо полярные молекулы (сахар, крахмал, глюкоза). Растворы неэлектролитов не проводят электрический ток. Электролитами называют вещества, растворы или расплавы которых проводят электроток. Электролитами являются вещества с ионной и сильно полярными ковалентными связями.

12.2. Растворимость. Факторы влияющие на растворимость.

Растворимостью называется способность вещества растворятся в данном растворителе при данной температуре.

Различают:

• неограниченную растворимость (вода – спирт, жидкие KCl – KBr).

• ограниченная (вода – эфир, жидкие LiCl – KCl).

• практическое отсутствие растворимости (вода – керосин, жидкие LiF – CsCl).

Мерой растворимости является концентрация вещества (его содержание) в насыщенном растворе.

Растворы бывают: насыщенные, пересыщенные и ненасыщенные. Насыщенным считается раствор, который находится в равновесии с растворяемым веществом. В насыщенном растворе содержится предельное при данных условиях количество растворенного вещества. Раствор является пересыщенным, если в нем содержится растворенного вещества больше, чем расчитано по растворимости. Раствор, содержащий вещества меньше, чем определено по растворимости, называется ненасыщеным.

На практике растворимость вещества выражается величиной, называемой коэффициентом растворимости. Коэффициент растворимости показывает массу вещества, насыщаемую при данной температуре 100 граммов растворителя.

Растворимость некоторых веществ в воде представлена в таблице 12.2.

Таблица 12.2.

Процесс растворения протекает в две стадии. На первой стадии происходит разрушение агрегатного состояния растворяемого вещества. На этой стадии происходит затрата энергии. Энтальпия первой стадии процесса растворения имеет знак плюс.

ΔH_I>0

На второй стадии процесса растворения происходит образование сольватов (в частном случае гидратов), т.е. группировок, состоящих из молекул (ионов) растворяемого вещества, окруженных молекулами растворителя. Процесс сольватации сопровождается выделением теплоты. Энтальпия второй стадии процесса растворения идет со знаком минус.

ΔH_II<0

В целом, процесс растворения будет эндотермическим (раствор будет охлаждатся), если на разрушение агрегатного состояния растворяемого вещества тратится больше энергии, чем ее выделяется в процессе сольватации. Такой эндоэффект (ΔH_раств>0) наблюдается при растворении твердых веществ. Например, растворение в воде Na₂S₂O₃*7H₂O приводит к сильному охлаждению раствора. И, наоборот, если растворяются газы или жидкости в жидких растворителях, то процесс сольватации выделяет значительно больше энергии, чем ее затрачено на первой стадии процесса (ΔH_II>ΔH_I) раствор сильно нагревается. Этот тепловой эффект процесса растворения называется экзоэффектом. (ΔH_раств<0).

На процесс растворения влияют следующие основные факторы (природа растворяемого вещества и растворителя, их агрегатное состояние, температура, давление, наличие в растворе посторонних веществ).

1. Природа растворяемого вещества и растворителя.

Существует классическое правило “подобное растворяется в подобном”. Полярные вещества (ионные соединения и соединения с полярной ковалентной связью) лучше растворяются в полярнрм растворителе. Для растворения неполярных веществ необходимо применять неполярные соединения.

1. Температура. Давление.

О влиянии температуры на растворимость можно говорить только в общих чертах, т.к. этот процесс не однозначный. Как правило, повышение температуры увеличивает растворимость тех веществ, процесс растворимости которых эндотермичный, т.е. идет с поглощением теплоты (ΔH_раств>0).

Рассмотрим несколько частных случаев.

а). Растворимость твердых веществ в жидкостях.

С повышением температуры растворимость твердых веществ увеличивается, так на разрушение кристаллической решетки твердого тела расходуется энергии больше, чем ее выделяется при сольватации (гидротации). ΔH_I>ΔH_II. Однако степент увеличения растворимости от температуры различна (табл.12.2.). В некоторых случаях кривая растворимости может проходить через своеобразный максимум. Примером может служить растворимость сульфата натрия в воде.

б). Растворимость газов.

При повышение температуры растворимость газа в жидком растворителе уменьшается, т.к. в данном случае процесс растворения экзотермический, он сопровождается выделением теплоты (ΔH_раств<0). По принципу Ле Шателье равновесие в данном случае смещается влево, и концентрация газа в растворе уменьшается. Поэтому, например, на стенках стакана воды, принесенного с улицы в теплое помещение, появляются пузырьки воздуха, из-за уменьшения растворимости газа (воздуха) при повышении температуры.

Если говорить о растворимости газов в жидкостях, то необходимо отметить, что она различна. Некоторые газы очень мало растворимы в воде (азот, водород), расворимость других газов – очень велика. Значительную растворимость аммиака в воде можно объяснить его химическим взаимодействием с водой.

На растворимость газов сильно влияет давление. Зависимость растворимости газов от давления выражается законами Дж. Генри и Дж. Дальтона.

• Масса газа, растворяющегося в данном объеме жидкости, пропорциональна давлению, которое газ производит на жидкость.

По другому, закон Генри можно сформулировать и так:

• Растворимость газа при постоянной температуре прямопропорциональна его порциальному давлению над раствором.

Х =КР

Здесь Х– молярная доля растворенного вещества в насыщенном растворе. К– коэффициент пропорциональности (константа Генри), Р– парциальное давление.

1. Объем газа, растворяющегося в данном объеме жидкости не зависит от давления.

(Например, при 20⁰С и 1атм в 100г воды растворяется 0,17г диоксида углерода. При увеличении давления в два раза масса растворяющегося газа тоже увеличивается в два раза и будет равной 0,34г. В тоже время объем газа не изменяется).

1. При растворении смеси газов растворимость каждой составной части пропорциональна своему порциальному давлению (той части общего давления в газовой смеси, которая обусловлена данным газом).

Следует отметить, что эти законы имеют ограничения. Они справедливы только для сравнительно разбавленных растворов, невысоких давлений и отсутствия химического взаимодействия между молекулами газа и растворителя. Газы, вступающие в химическое взаимодействие с водой, этим законам не подчиняются. Но, в принципе, растворимость газа при нагревании обычно уменьшается, а с увеличением давления повышается.

в). Растворимость жидкостей в жидкостях.

Интервал растворимости жидкостей в жидких растворителях значительный. Одни из них смешиваются в любых отношениях (например вода и спирт). Вторые растворяются друг в друге до определенного предела. (Так, если смешать эфир с водой, то образуется два слоя: верхний слой представляет собой насыщенный раствор воды в эфире, а нижний – насыщенный раствор эфира в воде. С увеличением температуры частичная растворимость двух жидкостей друг в друге, как правило, возрастает.

1. Присутствие посторонних веществ.

Как правило посторонние вещества своим присутствием в растворе уменьшают растворимость данного вещества. Уменьшение растворимости вещества в присутствии солей обычно называют ”высаливанием”. Так же происходит уменьшение растворимости малорастворимых электролитов, если ввести в их насыщенный раствор одноименные ионы.

1. На скорость процесса растворения влияют степень диффузии растворяемого вещества в среду растворителя (необходимо применение перемешивания) и дисперстность (степень измельчения) твердого вещества.

11.3. Способы выражения концентраци растворов.

Важной характеристикой любого раствора является относительное содержание в нем растворенного вещества и растворителя, которое называется концентрацией. Количественно концентрация может выражаться разными способами: отношением масс, объемов, числа молей, отношением массы к объему и, наоборот, числа молей к массе или объему и т.д. Одни способы выражения концентрации относятся к так называемым весовым способам, а другие –к объемным. На практике используют более десятка (точнее тринадцать) способов выражения концентрации.

1. Массовая доля: N_m=m/m+m₀ (отношение массы растворенного вещества

“m” к массе раствора, т.е. сумме масс ве-

щества и растворителя (m₀)).

1. Мольная доля: N_n=n/n+n₀ (отношение числа молей растворенного ве-

щества “n” к сумме числа молей вещества и растворителя).

1. Объемная доля: N_v=v/v+v₀ (отношение объема растворенного вещества

к сумме объемов вещества и растворителя).

1. Массовый процент: m/m+m₀*100, %

(обычно этот способ называют процентной концентрацией).

1. Мольный процент: n/n+n₀*100, %.

1. Объемный процент: v/v+v₀*100, %.

1. Массовое отношение: m/m₀ (отношение массы вещества к массе раство-

рителя).

1. Объемное отношение: v/v₀ (отношение объема растворенного вещества

к объему растворителя).

1. Мольное отношение: n/n₀ (отношение числа молей растворенного ве-

щества к числу молей растворителя).

1. Молярная концентрация (или молярность).

Определяется отношением числа молей растворенного вещества к объему раствора, выраженному в литрах. Физический смысл молярной концентрации заключается в том, что она указывает на число молей вещества содержащегося в 1литре его раствора. Обозначают М или См.

1. Нормальная концентрация (или нормальность).

Определяется отношением числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора, выраженному в литрах. Физический смысл нормальной концентрации заключается в том, что она указывает на число эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1литре раствора. Обозначают Н или Сн.

1. Моляльная концентрация (моляльность).

Определяется отношением числа молей растворенного вещества к массе растворителя, выражается в килограммах. Физический смысл заключается в том, что она показывает, сколько молей вещества растворено в 1кг (1000г) растворителя. Обозначают m или Сm. Моляльность можно расчитать по следующей формуле: m=1000*a/Ma*b (где а –масса растворенного вещества в граммах, Ма –молекулярная масса вещества, b –масса растворителя).

1. Титр. (Т.) указывает на массу в граммах растворенного вещества, содержащуюся в одном миллилитре (см³) раствора.

Применение того или иного способа выражения концентрации зависит от решения конкретных практических задач.

Характеристики

Список файлов реферата