Физическая химия
Физ. химия представляет самостоятельный и важный раздел химии, посвященный изучению теории строения и св-в различных в-в, теоретических основ многообразных хим. явлений и процессов, имеющих научное и практическое значение.
М.В. ломоносов, определяя задачи физ. химии, писал, что физ.химия есть наука, объясняющая на основании положений и опытов физики то, что происходит в смешанных телах при хим. операциях.
Физическая химия, используя опытные данные других хим-ких дисциплин, устанавливают общие закономерности, и способствует тем самым развитию всех хим. наук.
Для познания этих общих закономерностей хим-ких явлений физическая химия широко пользуется разработанными физикой теоретическими и экспериментальными методами исследования.
Физ. химия имеет не только важное теоретическое, но и практическое значение. Знание основ физ. химии помогают использовать природные богатства и усовершенствовать методы пр-ва. Так, например, технология различных в-в, использование катализа в промышленности и др. пр-ва основаны на законах физической химии.
Физ. химия составляет научную основу хим-кой технологии.
Физ. химия включает следующие основные разделы:
1. Строение в-ва, т.е учение о строении атомов и мол-л и об агрегатном состоянии в-в.
2. Хим-кая термодинамика изучает связь между изменением теплоты и др. видов энергии, происходящих при хим-ких реакциях, с одной стороны, и направлением р-ий – с другой.
На основе законов термодинамики рассчитывают также условия равновесия и его смещение при заданных параметрах (температуры, давления, концентраций и др.)
Учение о растворах рассматривают природу растворов, их внутреннюю структуру, важнейшее св-ва, зависимость последних от к4онцетрации и хим _ кой природы компонентов, входящих в состав р - ров, а также вопросы растворимости.
Химическая кинетика изучает скорость и механизм хим. реакций. В этот раздел входит также учение о катализе.
Физ. химия как научная дисциплина возникла в середине XVIII в. Основоположник ее – великий русский ученый М.В.Ломоносов (1711 - 1765). Им была составлена программа по физ. химии и в 1752 – 1754 гг. прочитан «Курс истиной физической».
Исследования Ломоносова в области физ. химии были весьма многообразны. Из них на 1 ое место следует поставить открытие з-на сохранения массы в-ва.
В основу всех работ М.В Ломоносова положены атомистические представления, которые послужили началом созданию атомно – молекулярного учения о строении в-в и привели к выводу о михан-кой природе теплоты.
В развитии физ. химии большую роль сыграли работы и др. русских ученых. Такие как Н.Н Бекетов (1826 - 1911),открытия которого привели к созданию алюминотермии, широко используемой в металлургической пром-ти. Бекетовым установлен ряд хим. активности Ме, названный «вытеснительным рядом».
Экспериментально установил зависимость направления хим. процесса от концентрации реагирующих в-в, что впоследствии в матем – кой форме было выражено как закон действия масс.
Одним из основателей термохимии, был Герман Ив. Гесс (1805 - 1850). В 1840г опубликовал з-н постоянства сумм теплот, являющийся следствием з-на сохранения энергии.
Д.И. Менделеев открыл периодический з-н, разработал «сольватную теорию» р-ров, где показал, что «р-ры суть хим-кие соединения, определяемые силами, действующими между растворителем и растворенным телом» , с изменяющими соответственно составу св-ми. Теория хим-го строения Александра Михайловича Бутлерова (1828-1886) – формирует правильное представление о природе хим. связи и хим. строениями в-ва.
В физ. химию внес вклад Дмитрий Петрович Коновалов (1856-1929), к-ый в диссертации «об упругости пара р-ров» сделал важные выводы, известные под з-ном Коновалова.
Большой интерес представляют работы по физ. химии Ивана Алексеевича Каблукова (1857-1942). Он установил явление сольватации ионов электролитов в водных р-рах и показал значение хим.кого взаимодействия в процессах электролитической диссоциации.
С. Аррениусом (1887) в результате изучения р-ров электролитов была сформулирована теория электролитической диссоциации, к-ая получила дальнейшее развитие в трудах П.Дебая и Э. Гюккеляю они разработали основы сильных электролитов.
Из советских ученых, исследования которых в области физ. химии имеют большое значение, следует отметить В.А. Кистяковского, Н.А Изгарышева, А.Н. Фрумикина, Н.Н. Семенова, П.А. Ребиндера.
Большую роль сыграли исследования зарубежных ученых: Гиббса – учение о равновесиях в че-ых системах, В. Нернста – установил важные закономерности в области хим. термодинамики и электрохимии.
Я.Г. Вант – Гоффа разработал кол-yю теорию разбавленных р-ров, изучивший хим. равновесие и кинетическую хим. р-ий.
Тема 1. Строение в-в.
Рассмотрим теорию хим-кого строения, разработанный Бутлеровым, состоящий из след-щих положений:
Атомы в мол-лах соединены друг с другом в определенной последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми связями.
Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.
свойства вещества зависят не только от их состава, но и от их «химического строения», т.е от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния.
Т.о, согласно теории Бутлерова свойства вещества определяются не только их качественным и количественным составом, но и внутренней структурой молекул, определенным порядком соединения между собой атомов; образующих молекулу. Эту внутреннюю структуру Бутлеров назвал «химическим строением».
Так, свойства атома Н2 существенно меняются в зависимости от того, соединен ли он с атомом CL (в молекуле HCL), кислорода (в молекуле Н2О) или азота (в молекуле NН3). В первом случае в водных растворах атом Н2 сравнительно легко отщепляется от молекулы HCL в виде иона Н+, что и обуславливает кислотные свойства хлористого водорода; от молекулы Н2О ион Н+ отщепляется с гораздо большим трудом, так что кислотные свойства выражены у Н2О весьма слабо; так для молекулы NН3 отщепление Н+ еще менее характерно аммиак ведет себя как основание особенно многообразно проявляется взаимное влияние атомов в молекулах органических соединений.
Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем обр-ия электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам; эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи.
Немецкий ученый В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает е-; при этом 1ый атом превращается в положительно заряженный, а 2ой в отрицательно заряженный ион; взаимное электростатическое притяжение образовавшихся ионов и приводит к образованию устойчивого соединения. Это привело к созданию представлений об ионной связи.
Физическая химия
Физическая химия ставит своей целью изучение связи между физическими и химическими явлениями, которые протекают часто одновременно и неотделимы друг от друга. Значение этих связей необходимо для того, чтобы вскрыть сущность процессов, протекающих в природе, технике при обработке пищевых продуктов.
В «коллоидной химии» уч-ся изучают процессы, происходящие при измельчении многих материалов, образование пен и эмульсий, используемых при изготовлении различных пищевых продуктов (изделий из теста, соусов, бульонов т.д.). В связи с тем, что сырье, используемое на предприятиях общественного питания представляет собой коллоидные5 и высокомолекулярные системы, технологический процесс переработки пищевого сырья м.б. принят и рационально настроен в значительной степени на основе знаний физической и коллоидной химии.
Физическая химия имеет не только теоретическое, но и практическое значение. Законом физ. химии подчиняется большинство технологических процессов. Так, например, пр-во Ме и сплавов, получение пластмасс, хим. волокон, удобрений, каучука и т.д.
Технология пр-ва пищевых продуктов полностью основывается на физико-химических процессах, поэтому физическая и особенно коллоидная химия играют ведущую роль в этой отрасли производства.
Используемое а пищевой промышленности и общественном питании сырье представляет собой преимущественно коллоидные и высокомолекулярные системы, поэтому для рационального построения технологического процесса переработки такого сырья и объективной оценки качества полученной продукции необходимо знать и уметь применять на практики законы физической и коллоидной химии.
Строение атомов и молекул
К началу XX столетия было доказано, что атомы всех элементов имеют сложное строение и представляют собой электронейтральные системы, состоящие из положительно заряженного ядра и выражающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов. Ядро имеет малые размеры, но в них сосредоточена почти вся масса атома (~99,97%).
Состав атомных ядер.
Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов.
Протон – ядерная частица с массой 1,00782 у.е и зарядом +1в условных единицах. Заряд протона = по вел-не и противоположен по знаку заряду электрона (заряд е- условно принят равным -1). Протон принято обозначать символом «р».
Нейтрон – ядерная частица с массой 1,00866 у.е без электрического заряда. Нейтрон обозначается символом «n».
Число атомов в ядре и, следовательно, значение его положительного заряда равны порядковому номеру элемента в периодической системе элементов.
Электронная структура атомов.
Основу атому составляет ядро, но в процессе хим. превращений оно остается без изменений. Хим. р-ции сопровождаются перестройкой лишь е- , оболочек и особенности хим. свойств элементов определения особенностями е- ного строения их атомов.
Английский физик Резерфорд предложения ядерную (планетарную) модель атома, согласно которой ядро находится в центре атома, а е- вращаются вокруг ядра по орбите. Однако теория Резерфорд не объяснила у стобчивости атома.
В 1913г. Нильс Бор (Дания) разработал теорию строения атома водорода с привлечение квантовых представлений об излучении энергии.
В 1900г немецкий физик М.Планк предположил, что энергия излучается не непрерывно, а определенными теориями – квантами. Кванты лучистой энергии называются фотонами. Величина кванта энергии Е определяется ур. имени Планка: E=h?
Где h постоянная Планка, или квант действия = 6,625?10-34Дж?c. ? - частота излучения, которая связана со скоростью света с и длинной ? соотношением
?=
в основу свой теории Бор положил следующие постулаты:
1. Электрон может двигаться вокруг ядра атома не по любым, а только по вполне определенным стационарным орбитам.
Почему е- не падает- объясняется тем, что кулоновские силы притяжения между ядром и е- уравниваются центробежной силой вращающегося вокруг него е-
2. электроны, двигаясь по стационарным орбитам энергии не излучают, их общий запас энергии остается постоянным. Поглащение и излучение энергии происходит при переходе е- с одной орбиты на другую.
Электронные облака.
Квантовомеханическая теория заставила отказаться от принятых представлений о том, что е- в атоме движется по определенным траекториям. Движение е- представляется в виде облака отрицательного электричества. Область пространства вокруг ядра где оказывается е-, называется электронным облаком.
Формула е- -ных облаков может быть различной: сферической, гантелеобразной и более сложной.
Электроотрицательность.
При химических реакциях атомы различных элементов превращаются в положительную или отрицательно заряженные ионы. Атом, потерявший е-, превращается в (+) заряженный ион: Э-n е- = Эn+
атом, присоединивший е-, становится отрицательно заряженным ионом:
Э+n е- = Эn-
как потеря, так и присоединение атомами е- сопровождается энергетическим эффектом, т.е поглощением или выделением энергии. Энергия, которую необходимо затратить для отрыва е- от атома и превращения его в положительный ион, называется энергией ионизации.
У различных элементов энергия ионизации имеет различное значение. Самые большие энергии ионизации имеют атомы инертных газов, наименьшие – атомы щелочных Ме.
Чем больше радиус атома, тем слабее притягиваются е- к ядру и, следовательно, тем меньше энергия ионизации, т.е тем меньше энергии нужно затратить на отрыв е- и превращение радиуса атома в положительно заряженный ион. С уменьшение радиуса атома энергии ионизации возрастает.
Энергия, которая выделяется при присоединении е- к нейтральному атому с обр-ем отрицательно заряженного иона, называется энергией сродства к электрону. С уменьшением радиуса атома энергия сродства к е- увеличивается, с увеличением радиуса -уменьшатся.
Электроотрицательность ЭО – представляет собой сумму величин энергии ионизации I и энергии сродства к электрону Е: ЭО=I+Е
ЭО элемента имеет ту де размерность, что и энергия ионизации и энергия сродства к е- : (эВ/моль) электрон-вольт, кДЖ/моль или ккал/моль (киллоджоуаль или ккал на моль).
Чем меньше значение ЭО, тем сильнее выражены у элемента металлические свойства. Чем больше значение ЭО, тем сильнее выражены неметаллические свойства элемента.
Химическая связь и строение молекул.
Атом – мельчайшая частица химического элемента.
Молекула образуется из атомов, между которыми действуют химические силы притяжения – химическая связь свойства молекул зависят не только от их состава, но и от типа химической связи.
Химическая связь имеет электрическое происхождение, но при этом в разнообразных химических соединениях м.б различают виды внутримол-ных связей.
Ковалентная связь.
Образование мол-к (Н2, CL2, N2,O2)
В создании е- пар принимают участие оба атома, отдавая на образование каждой пары по одному е- .
CL + CL = CL CL CL – CL
N
+ N
= N
N
N
N
и
две
связи.
Химическая связь, образованная за счет общих е- пар взаимодействующих атомов называется ковалентной.
В
зависимости от расположения области
перекрывания е-
облаков относительно оси, соединяющей
ядра атомов, различают
и
связи.
Энергия химической связи.
Прочность связи оценивается энергией необходимой для ее разрыва. (эВ/связь электрон-вольт на связь и кДЖ/моль; ккал/моль).
Энергия связи зависит от степени взаимного перекрывания е- облаков, а также от межъядерного расстояния и краткости связи.
Полярные и неполярные ковалентные связи.
В неполярной ковалентной связи общая е- пара в одинаковой мере принадлежит обоим соединяющимся атомам. Неполярные – когда атомы, образующие мол-лу значениями по своей химической природе, т.е с одинаковыми значениями электроотрицательности.
Например: Н2, CL2, N2, O2, F2, r2, Br2, J2.
в полярной ковалентной связи общая е- пара смещена к более электроотрицательному из соединяющихся атомов. Смещение общей е- пары называется поляризацией.
Например:
Н + CL
Н CL
В результате у ат. CL возникает некоторый из тыточный отрицательный заряд, который принято называть эффективным зарядом, а у ат. Н2 – равный по величине, но противоположный по знаку эффект. положит. заряда.
Т.О. молекула Н CL является полярной. Она сохраняя свою электроотрицательность, приобретает два полюса:
(+) и (-). Такие молекулы называются диполями.
Для количественной оценки полярности связи служит электрический момент диполя молекулы, или дипольный момент:
=еl
l-
длина диполя
(кулон на метр или в Дебаях) е – заряд е- (1,602*10-19Кл)
1Д = 3,336*10-30кл м
Дипольные моменты некоторых веществ приведены в таб –х.
однотипные молекулы:HF, HCL, HBr, HI, H2O, H2S, NO, CO.
Ионная связь.
Атомы большинства Ме имеют на внешнем слое один, 2 ил 3 е-. для атомов Ме характерно способность легко отдавать е- . Атомы не Ме во внешнем слое имеют от 4 до 7 е- ; они обладают преимущественной способностью присоединять е- .
Образование ионной связи возможно только при взаимодействии атомов активных Ме с ат. Активных не Ме. Типичные ионные связи образуются в молекулах галогенидов щелочных Ме.
Например: NaCL
Электронная конфигурация атома Na 1S2 2S2 2p6 3S’. Он легко отдает 3S -е- -н, т.к имеет малую энергию ионизации и значит невысокую относительную электроотрицательность: Na -е- = Na+
Электронная конфигурация ат. CL - 1S2 2S2 2p6 3S2 3р5. до усто1чивого состояния не хватает одного е-.
CL+е- = CL-
Возникает устойцчив. е- конфигурация: 3S2 3р6.
ионная связь осуществляется путем электростатического взаимодействия разноименно заряженных ионов.
Na+ + CL- = Na+CL-
Межмолекулярное взаимодействие.
Между молекулами газообразных, жидких и твердых веществ действуют силы сцепления. Эти силы называются вандерваальсовыми силами (по имени голландского ученого Вандер - Ваальса).
Вандерваальсовые силы проявляются между молекулами лишь на очень малом расстоянии, примерно 10-7 см.
На больших расстояниях эти силы ничтожно малы. Поэтому в газах при обычном давлении нмежмол-ное взаимодействие практически отсутствует. Однако, если газы находятся под повышенным давление, силы межмол-ного взаимодействия следует учитывать.
В жидеостях расстояние между молекулами меньше, чем в газах, а поэтому вандервоальсовы силы проявляются в большей степени. В твердых телах расстояние между молекулами достигает min- ма, поэтому силы межмол-ного взаимодействия в этом агрегатном состоянии имеют наибольшее значение. Энергия межмолекулярного взаимодействия невилика и обычно в 10 – 100 раз меньше энергии химического взаимодействия.
Различают три вида межмолекулярного взаимодействия: ориентационное, индукционное и дисперсионное.
Ориентационное взаимодействие наблюдается при сближении полярных молекул, которые стремятся ориентироватся относительно дрег друга противоположно заряженными кольцамидиполей.
Индукционное взаимодействие осуществляетсямежду полярными и неполярными молекулами . под влиянием электрического поля полярной модекулы в неполярной индуцируется (наводятся) временный дипольный момент. Между постоянным диполем одной мол-лы и на веденнымдиполем другой возникает меж-молекулярная связь.
Дисперсионное взаимодействие.
Характерно для неполярных молекул. Дипольный момент у общих неполярных молекул равен нулю, но вследствие постоянного движения е- возможно перераспределение зарядов и появление мгновенных диполей. Между ними возникает дисперсионное взаимодействие. На этом типе взаимодействия основан процесс снижения благородных и двухатомных газов молекулы, которых не имеют дипольного момента.
Вандер – Вальсовы силы значительно уступают по вел-не химическим силам, однако они обеспечивают относительно прочные связи и существенно влияют на агрегатное состояние вещества.
Не смотря на то, что все материалы на сайте xies.ru носят ознакомительный характер, наша база однозначно может помочь с написанием дипломных работ или рефератов. Каталок настолько внушительный, что у нас вы точно сможете найти отсортированные по тематикам рефераты и курсовые, а также контрольные работы и дипломы. Для тех кто ищет конспекты, тоже найдётся подходящая информация, которую без труда можно скачать бесплатно. Всё для студентов и школьников, в одной базе рефератов!