Химические процессы кратко. Понятие о химическом процессе. Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении

Химическая реакция - это превращение одного или нескольких исходных веществ в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества. Исходные вещества, всупающие в химическую реакцию, называютсяреагентами . Вещества, образующиеся при взаимодействии реагентов называютсяпродуктами реакции . В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях не изменяется ни общее число атомов в реагирующей системе, ни изотопный состав химических элементов. Это связано с тем, что химические процессы не затрагивают ядер атомов, входящих в состав молекул реагентов. Эти процессы осуществляются за счет взаимодействия валентных электронов и сопровождаются изменением строения внешних электронных оболочек атомов реагентов.

По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции выделяют четыре основных типа химических реакций:

 c оединения – из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное: 2Cu + O 2 = 2CuO;

 разложения – из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ: 2H 2 O = 2H g + O 2 ;

 замещения –атом простого вещества замещает один из атомов сложного:

Fe+CuSO 4 =FeSO 4 +Cu;

 обмен а – сложные вещества обмениваются своими составными частями:

NaCl+H 2 SO 4 = НСl+NaHSO 4 .

По изменению степени окисления атомов выделяют:

 реакции без изменения степени окисления (например, реакции ионного обмена) :

NaOH+HCl=NaCl+H 2 O;

 реакции с изменением степени окисления (окислительно-восстановительные реакции ): H 2 + Cl 2 = 2HCl.

По тепловому эффекту выделяют реакции:

 экзотермические – реакции, протекающие с выделением энергии:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 + Q;

 эндотермические – реакции, сопровождающиеся поглощением энергии:

СаСО 3 = СаО + СО 2 – Q.

По необходимости присутствия других веществ выделяют реакции:

 каталитические – идущие только с участием катализаторов:SO 2 + O 2 SO 3 ;

 некаталитические – идущие без участия катализаторов:2NO + O 2 = 2NO 2 .

По обратимости выделяют реакции:

 необратимые – протекающие до полного превращения исходных веществ в продукты, при необратимой реакции в растворе образуется малодиссоциирующее вещество – осадок, газ, вода:BaCl 2 +H 2 SO 4 =BaSO 4 ↓ + 2HCl;

 обратимые – протекающие как в сторону получения продуктов реакции, так и в сторону получения исходных веществ:N 2 + 3H 2 ↔2CO 2 .

Способность к взаимодействию различных химических реагентов определяется не только их атомарно-молекулярной структурой, но и условиями протекания химических реакций. К ним относятся термодинамические факторы (температура, давление и др.) и кинетические (все, что связано с переносом веществ, образованием их промежуточных форм). Их влияние на химические реакции вскрывается на концептуальном уровне химии, который обобщенно называют учением о химических процессах .

Учение о химических процессах является областью глубокого взаимопроникновения физики, химии и биологии. Действительно, в основе этого учения лежатхимическая термодинамика икинетика , которые в равной степени относятся и к химии, и к физике. А живая клетка, исследуемая биологической наукой, представляет собой в то же время микроскопический химический реактор, в котором происходят превращения, многие из которых химия изучает и пытается реализовать в макроскопическом масштабе. Таким образом, человек вскрывает глубокую связь, существующую между физическими, химическими и биологическими явлениями, и одновременно перенимает у живой природы опыт, необходимый ему для получения новых веществ и материалов.

Большинство современных химических технологий реализуется с использованием катализаторов – веществ, которые увеличивают скорость реакции, не расходуясь в ней.

В современной химии также получило развитие направление, принципом которого является энергетическая активация реагента (то есть подача энергии извне) до состояния полного разрыва исходных связей. В данном случае речь идет о больших энергиях. Это так называемаяхимия экстремальных состояний , использующая высокие температуры, большие давления, излучение с большой величиной энергии кванта (ультрафиолетовое, рентгеновское, гамма-излучение). К этой области относятсяплазмохимия (химия на основе плазменного состояния реагентов), а также технологии, в которых активация процесса достигается за счет направленных электронных или ионных пучков(элионные технологии).

Химия экстремальных состояний позволяет получать вещества и материалы, уникальные по своим свойствам: композитные материалы, высокотемпературные сплавы и металлические порошки, нитриды, силициды и карбиды тугоплавких металлов, разнообразные по своим свойствам покрытия.

При решении разнообразных термодинамических задач используют особые функции – термодинамические потенциалы. Зная выражение термодинамических потенциалов, через независимые параметры системы можно вычислить и другие характеристики процессов. Приведем некоторые из них.

Подставив в выражение для первого начала термодинамики dQ = dU + dA формулы для работыdA = pdV и количества теплоты в обратимом процессеdQ = TdS , получимdU = TdS – pdV (1).

Это выражение, объединяющее первое и второе начала термодинамики, является полнымдифференциалом внутренней энергии, а общее уравнение для полного дифференциала таково:

Сопоставив его с выражением (1), получим:

Итак, частная производная от внутренней энергии по энтропии равна температуре, взятая с обратным знаком производная по объему равна давлению, а сама внутренняя энергия является термодинамическим потенциалом. Другой термодинамический потенциал ввел Г. Гельмгольц (1877). Он показал, что функция F = U – TS , называемая свободной энергией, может быть критерием термодинамического равновесия.

Найдем полный дифференциал свободной энергии: dF = dU – TdS – SdT , тогда, используя выражение (1), можно записать:dF = TdS – pdV – TdS – SdT = – SdT – pdV . Учитывая (как и ранее), чтоdF является полным дифференциалом от переменныхT иV , получаем:

Физический смысл свободной энергии F ясен из выражения дляdF . ПриT = constdT = 0, тогдаdF = – pdV = – dA , то есть уменьшение свободной энергии равно работе, совершаемой системой в изотермическом процессе. Сохранение постоянной температуры тела у живых организмов позволяет считать, что производимая ими работа совершается за счет уменьшения свободной энергии.

Важным для химических процессов является и термодинамический потенциал, так называемая функция Гиббса (G ): G = F + pV = U – TS + pV . Продифференцировав, получим:dG = dU – TdS – SdT + pdV + VdP . С учетом уравнения (1) последнее уравнение можно переписать так:dG = TdS – pdV – TdS – SdT + pdV + Vdp = – SdT + Vdp . Сравнивая полученное уравнение с выражением для полного дифференциала, запишем:

Потенциал Гиббса используют при расчетах энтропии и объема в изобарно-изотермических процессах. При стремлении системы к равновесию в необратимом изобарно-изотермическом процессе dQ TdS , и для дифференциала Гиббса используют уже вместо написанного выше равенства следующее: dG –SdT + VdP . Но поскольку в этом процессеdT = 0,dp = 0, то иdG 0. И это будет выполняться до установления равновесного состояния, когда иdG станет равно нулю. Можно сказать, что в неравновесных изобарно-изотермических процессах функция Гиббса убывает до минимума в состоянии равновесия. В изотермических процессах, происходящих без изменения объема, убывает также потенциал Гельмгольца – свободная энергия.

При изменении числа частиц в системе вводят так называемый химический потенциал (). Тогда вместо уравнения (1) следует писать: dU = TdS – pdV + dN . ЗдесьdN – изменение числа частиц в системе. Соответственно изменятся и выражения для других потенциалов:dF = – SdT – pdV + dN ,dG = – SdT + Vdp + dN . Тогда для химического потенциала при постоянных парах соответствующих параметров (S ,V ), (T ,V ), (T ,p ) можно записать:

Итак, термодинамический потенциал равен изменению потенциала, приходящегося на одну частицу в соответствующем процессе. И реакция возможна, если она сопровождается уменьшением величины потенциала. Когда камень падает в поле тяготения, уменьшается его потенциальная энергия. Подобный процесс наблюдается и в химической реакции: когда она идет, ее свободная энергия переходит на более низкий уровень. В этих примерах аналогия полная, поскольку нет изменения энтропии. Но в химических реакциях изменение энтропии необходимо учитывать, и возможность реакции еще не означает, что она пойдет самопроизвольно. Термодинамика объясняет: реакция пойдет только при уменьшении энергии веществ и увеличении энтропии. Энтропия растет, так как в малой молекуле расположение атомов менее упорядочено, чем в большой.

Но реальные процессы и состояния чаще всего являются неравновесными, а системы –открытыми. Такие процессы рассматриваются внеравновесной термодинамике.

О значительнейших вещах не будем судить слишком быстро.

Гераклит

Химический процесс (лат. «processus» - продвижение) представляет собой последовательную смену состояний вещества, тесную связь следующих друг за другом стадий развития, представляющую непрерывное единое движение. Учение о химических процессах - это область науки в которой существует наиболее глубокое взаимопроникновение физики химии и биологии. Химические процессы подразделяются на гомо- и гетерогенные (в зависимости от агрегатного состояния реагирующих систем) экзо- и эндотермические (в зависимости от количества выделяющейс и поглощающейся теплоты), окислительные, восстановительные (в зависимости от отношения к кислороду) и др.

Все процессы можно объединить в три большие группы:

1. Самопроизвольные процессы, которые можно использовать для получения энергии или совершения работы. Условиями протекания самопроизвольных процессов являются: а) в изолированной системе, т.е. в системе для которой исключен любой материальный или энергетический обме с окружающей средой, сумма всех видов энергии есть величина постоянная; б) изменение энтальпии (тепловой эффект процесса, ДП) зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов и не зависи от пути перехода. Такая зависимость носит название закона Гесса, сформулированного Гессом в 1840 г.
2. Процессы, для осуществления которых требуется затрата энергии ил совершение работы.
3. Самоорганизация химической системы, т.е. самопроизвольный процесс, проходящий без изменения энергетического запаса системы, совершается только в направлении, при котором порядок в системе уменьшается т.е. где беспорядок возрастает (Д5 > 0).

Способность к взаимодействию различных химических реагентов определяется не только их атомно-молекулярной структурой, но и условиями протекания химических реакций. Процесс превращения одних вещест в другие называется химической реакцией. К условиям протекания химических процессов относятся прежде всего термодинамические факторы характеризующие зависимость реакций от температуры, давления п некоторых других условий. На скорость химической реакции также влияю следующие условия и параметры:

1) природа реагирующих веществ (например, щелочные металлы растворяются в воде с образованием щелочей и выделением водорода и реакция протекает при обычных условиях моментально; цинк, железо и други реагируют медленно и с образованием оксидов, а благородные металл не реагируют вообще);
2) температура (при повышении температуры на каждые 10 °С скорост реакции увеличивается в 2-4 раза - правило Вант-Гоффа). Со многим веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже пр обыкновенной температуре (медленное окисление). При повышении температуры начинается бурная реакция (горение);
3) концентрация (для веществ в растворенном состоянии и газов скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ Горение веществ в чистом кислороде происходит интенсивнее, чем в воздухе, где концентрация кислорода почти в 5 раз меньше). Здесь справедли закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорционально произведению концентрации реагирующих веществ;
4) площадь поверхности реагирования (для веществ в твердом состоянии - скорость прямо пропорциональна поверхности реагирующи веществ. Железо и сера в твердом состоянии реагируют достаточно быстр лишь при предварительном измельчении и перемешивании: горение хвороста и полена);
5) катализатор (скорость реакции зависит от катализаторов, веществ которые ускоряют химические реакции, по сами при этом не расходуются Разложение бертолетовой соли и пероксида водорода ускоряется в присутствии оксида марганца (IV) и др.).

Для вступления в химическую реакцию необходимо преодолеть некоторый энергетический барьер, соответствующий энергии активации, возможность накопления которой сильно зависит от температуры. Многие реакции долгое время не могут закончиться. В таком случае говорят, чт реакция достигла химического равновесия. Химическая система находитс в состоянии равновесия, если выполняются следующие три условия:

1) в системе не происходит энергетических изменений (АН = 0);
2) не происходит изменений степени беспорядка (AS = 0);
3) не изменяется изобарный потенциал (А/ = 0).

Вант-Гофф, используя термодинамический подход, классифицировал химические реакции, а также сформулировал основные положения химической кинетики. Химическая кинетика изучает скорости протекания химических реакций. Ле Шателье сформулировал закон смещени химического равновесия в химических реакциях под влиянием внешни факторов - температуры, давления и др. Согласно принципу Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказывается внешнее воздействие (изменяется температура, давление ил концентрация), то положение равновесия химической реакции смещаетс в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

Химические реакции классифицируют по изменению качества исходных веществ и продуктов реакции на следующие виды:

- реакции соединения - реакции, при которых из нескольких вещест образуется одно вещество, более сложное, чем исходные;
- разложения - реакции, при которых из одного сложного веществ образуется несколько веществ;
- замещения - реакции, при которых атомы одного элемента замещаю атом другого элемента в сложном веществе и при этом образуются дв новых - простое и сложное;
- обмена - реакции, при которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями, в результате чего из двух сложны веществ образуются два новых сложных вещества.

По тепловому эффекту химические реакции можно подразделить на экзотермические - с выделением теплоты и эндотермические - с поглощением теплоты. С учетом явления катализа реакции могут быть каталитические - с применением катализаторов и иекаталитические - бе применения катализаторов. По признаку обратимости реакции деля на обратимые и необратимые.

Оствальд, исследуя условия химического равновесия, пришел к открытию явления катализа. Оказалось, что в большой степени характер и особенно скорость реакций зависят от кинетических условий, которые определяются наличием катализаторов и других добавок к реагентам, а также влиянием растворителей, стенок реактора и иных условий. Явление катализа - селективного ускорения химических процессов в присутстви веществ (катализаторов), которые принимают участие в промежуточны процессах, но регенерируются в конце реакции, широко используетс в промышленности. Например, промышленное получение аммиака, контактный способ производства серной кислоты и многие другие. Впервы синтез аммиака был осуществлен в 1918 г. на основе работ Габера, Бош и Митташа с помощью катализатора, представляющего собой металлическое железо с добавками окисей калия и алюминия, при температуре 450-550 °С и давлении 300-1000 атм. В настоящее время большое внимание уделяют применению металлорганических и металлокомплексны катализаторов, отличающихся высокой селективностью и избирательностью действия. Тот же самый процесс синтеза аммиака при использовании метал л органического катализатора удалось осуществить при обычно температуре (18 °С) и нормальном атмосферном давлении, что открывае большие перспективы в производстве минеральных азотных удобрений Особенно велика роль катализа в органическом синтезе. Крупнейши успехом в этом направлении надо признать получение искусственног и синтетического каучука из этилового спирта, осуществленное советски академиком С. В. Лебедевым в 20-х гг. XX в.

Ферменты, или биокатализаторы, играют исключительную роль в биологических процессах и в технологии веществ растительного и животного происхождения, а также в медицине. Сегодня известно свыше 750 ферментов, и их число ежегодно увеличивается. Ферменты являются бифункциональными и полифункциональными катализаторами, так как здесь имее место согласованное воздействие двух или нескольких групп катализаторо различной природы в составе активного центра фермента на поляризаци определенных связей субстрата. Эта же концепция лежит в основе каталитического действия фермента и теории кинетики действия ферментов Главное отличие ферментов от других катализаторов заключается в исключительно высокой активности и резко выраженной специфичности.

Самоорганизация химических систем в биологические, их единство и взаимосвязь подтверждает синтез органических соединений из неорганических. В 1824 г. немецкий химик Ф. Велер, ученик Берцелиуса, впервые получи из неорганического дициана МССЫ при нагревании его с водой щавелеву кислоту НООС-СООН - органическое соединение. Таким же образо из цианистого аммония было получено новое органическое вещество -мочевина (карбамид). В 1854 г. во Франции М. Бертло синтетическим путе получил жир. Наибольшим успехом химии в 50-60 гг. XX в. явился первы синтез простых белков - гормона инсулина и фермента рибонуклеазы.

О значительнейших вещах не будем судить слишком быстро.

Гераклит

Химический процесс (от лат. processus - продвижение) представляет собой последовательную смену состояний вещества, тесную связь следующих друг за другом стадий развития, представляющую непрерывное, единое движение. Учение о химических процессах - это область науки, в которой существует наиболее глубокое взаимопроникновение физики, химии и биологии. Химические процессы подразделяются на: гомо- и гетерогенные (в зависимости от агрегатного состояния реагирующих систем), экзо- и эндотермические (в зависимости от количества выделяющейся и поглощаемой теплоты), окислительные, восстановительные (в зависимости от отношения к кислороду) и др.

Все процессы, которые протекают вокруг нас, можно объединить в три большие группы.

1. Самопроизвольные процессы, которые можно использо
вать для получения энергии или совершения работы. Условиями
протекания самопроизвольных процессов или законами термо
динамики, характеризуемыми их, являются: а) в изолированной
системе, т. е. в системе, для которой исключен любой материаль
ный или энергетический обмен с окружающей средой, сумма
всех видов энергии есть величина постоянная; б) изменение
энтальпии (тепловой эффект процесса, АН) зависит только от
вида и состояния исходных веществ и продуктов и не зависит
от пути перехода. Он носит название закона Гесса и сформули
рован им в 1840 г.

2. Процессы, для осуществления которых требуется затрата
энергии или совершение работы.

3. Самоорганизация химической системы, т. е. самопроиз
вольный процесс, проходящий без изменения энергетического
запаса системы, совершается только в направлении, при котором

порядок в системе увеличивается, т. е. где энтропия уменьшается.

Способность к взаимодействию различных химических реагентов определяется не только их атомно-молекулярной структурой, но и условиями протекания химических реакций. Процесс превращения одних веществ в другие называется химической реакцией. К условиям протекания химических процессов относятся прежде всего термодинамические факторы, характеризующие зависимость реакций от температуры, давления и некоторых других условий. На скорость химической реакции также влияют следующие условия и параметры:

1) природа реагирующих веществ (например, щелочные металлы растворяются в воде с образованием щелочей и выделением водорода и реакция протекает при обычных условиях моментально, а цинк, железо и другие реагируют медленно и с образованием оксидов, а благородные металлы не реагируют вообще);

2) температура. При повышении температуры на каждые 10 °С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа). Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обыкновенной температуре (медленное окисление). При повышении температуры начинается бурная реакция (горение);

3) концентрация. Для веществ в растворенном состоянии и газов скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ. Горение веществ в чистом кислороде происходит интенсивнее, чем в воздухе, где концентрация кислорода почти в 5 раз меньше. Здесь справедлив закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ;

4) площадь поверхности реагирования. Для веществ в твердом состоянии скорость прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ. Железо и сера в твердом состоянии реагируют достаточно быстро лишь при предварительном измельчении и перемешивании: горение хвороста и полена;

5) катализатор. Скорость реакции зависит от катализаторов, веществ которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются. Разложение бертолетовой соли и пероксида водорода ускоряется в присутствии оксида марганца (IV) и др.

Для вступления в химическую реакцию необходимо преодолеть некоторый энергетический барьер, соответствующий энергии активации, возможность накопления которой сильно зависит от температуры. Многие реакции долгое время не могут закончиться. В таком случае говорят, что реакция достигла химического равновесия. Химическая система находится в состоянии равновесия, если выполняются следующие три условия:

1) в системе не происходит энергетических изменений ( Н = 0);

2) не происходит изменений степени беспорядка (, S = 0);

3) не изменяется изобарный потенциал ( J = 0).

Вант-Тофф, используя термодинамический подход, классифицировал химические реакции, а также сформулировал основные положения химической кинетики. Химическая кинетика изучает скорости протекания химических реакций. Ле Шателье сформулировал закон смещения химического равновесия в химических реакциях под влиянием внешних факторов - температуры, давления и др. Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяется температура, давление или концентрация), то положение равновесия химической реакции смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

реакции соединения - реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно вещество, более сложное, чем исходные;

реакции разложения - реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько веществ;

реакции замещения - реакции, при которых атомы одного элемента замещают атом другого элемента в сложном веществе и при этом образуются два новых - простое и сложное;

реакции обмена - реакции, при которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями, в результате

чего из двух сложных веществ образуются два новых сложных вещества.

По тепловому эффекту химические реакции можно подразделить на экзотермические - с выделением теплоты и эндотермические - с поглощением теплоты. С учетом явления катализа реакции могут быть каталитические - с применением катализаторов и некаталитические - без применения катализаторов. По признаку обратимости реакции делят на обратимые и необратимые.

В. Оствальд, исследуя условия химического равновесия, пришел к открытию явления катализа. Оказалось, что в большой степени характер и особенно скорость реакций зависят от кинетических условий, которые определяются наличием катализаторов и других добавок к реагентам, а также влиянием растворителей, стенок реактора и иных условий. Явление катализа - селективного ускорения химических процессов в присутствии веществ (катализаторов), которые принимают участие в промежуточных процессах, но регенерируются в конце реакции, широко используется в промышленности, например фиксация азота и водорода, контактный способ производства серной кислоты и многие другие. Впервые синтез аммиака был осуществлен в 1918 г. на основе работ Габера, К. Боша и А. Митташа с помощью катализатора, представляющего собой металлическое железо с добавками окисей калия и алюминия, при температуре 450-550 °Си давлении 300-1000 атмосфер. В настоящее время большое внимание уделяют применению металлоорганических и металлокомплексных катализаторов, отличающихся высокими селективностью и избирательностью действия. Тот же самый процесс синтеза аммиака при использовании металлоорганического катализатора удалось осуществить при обычной температуре (18 °С) и нормальном атмосферном давлении, что открывает большие перспективы в производстве минеральных азотных удобрений. Особенно велика роль катализа в органическом синтезе. Крупнейшим успехом в этом направлении надо признать получение искусственного синтетического каучука из этилового спирта, осуществленное советским академиком С. В. Лебедевым в 20-х годах XX века.

Ферменты, или биокатализаторы, играют исключительную роль в биологических процессах и технологии веществ растительного и животного происхождения, а также в медицине. В настоящее время известно свыше 750 ферментов, и их число ежегодно увеличивается. Ферменты являются бифункциональными и полифункциональными катализаторами, так как здесь имеет место согласованное воздействие двух или нескольких групп катализаторов различной природы в составе активного центра фермента на поляризацию определенных связей субстрата. Эта же концепция лежит в основе каталитического действия фермента и теории кинетики действия ферментов. Главное отличие ферментов от других катализаторов заключается в исключительно высокой активности и ярко выраженной специфичности.

Самоорганизация химических систем в биологические, их единство и взаимосвязь подтверждает синтез органических соединений из неорганических. В 1824 г. немецкий химик Ф. Велер, ученик Берцелиуса, впервые получил из неорганического дициана N-C-C-N при нагревании его с водой щавелевую кислоту НООС-СООН - органическое соединение. Также было получено новое органическое вещество - мочевина (карбамид) из цианистого аммония. В 1854 г. во Франции М. Бертло синтетическим путем получил жир. Наибольшим успехом химии 50-60-х гг. XX в. явился первый синтез простых белков - гормона инсулина и фермента рибонуклерозы.

Химические процессы

Наименование параметра	Значение
Тема статьи:	Химические процессы
Рубрика (тематическая категория)	Химия

Возникновение структурной химии означало, что появилась возможность для целенаправленного качественного преобразования веществ, создания схемы синтеза любых химических соединений, в т.ч. и ранее неизвестных.

Характер любого химического соединения зависит не только от качественного и количественного состава, но и от взаимного влияния атомов и строения молекулы.

Структура вещества и его свойства

Вещества, имеющие одинаковый состав, но разное строение, называют изомерами, а само явление - изомерией. К примеру, ф ормулу С 4 Н 8 O имеет 21 вещество.

Для описания свойств веществ нужно знать не только состав, но и структуру соединения. Особую важность это имеет для органической химии. Электроны одного химического элемента͵ взаимодействуя с ядром и электронами другого химического элемента͵ оказываются строго локализованными (размещенными) в пространстве. Так как электрон - ϶ᴛᴏ электромагнитная волна с определенной областью распространения, то эта область имеет направление. То есть химическая связь образуется в определенном направлении в пространстве и задает пространственную ориентацию атомов.

Структура молекулы – пространственная и энергетическая упорядоченность системы, состоящей из атомных ядер и электронов.

С пространственной структурой молекулы связано важное явление в органической химии, называемое изомерией.

Изомеры – вещества, имеющие одинаковый состав, но разную структуру молекулы.

Структурная химия стала более высоким уровнем по отношению к учению о составе вещества. При этом химия из науки преимущественно аналитической превратилась в науку синтетическую. Главным достижением этого этапа развития химии стало установление связи между структурой молекул и реакционной способностью веществ.

Четыре основные состояния вещества - плазменное, газообразное, жидкое и твердое (перечисленные в порядке существования при понижении температуры), известны давно, однако на сегодня ученые выделяют еще два состояния – низкотемпературные конденсаты. Конденсат - новое состояние вещества при сверхнизких температурах - меньше 0.00000001 К (!!!), ᴛ.ᴇ. при температурах ниже температуры космического вакуума (в космосе температура около 3 К).

Покажем на конкретном примере твердого тела влияние атомной структуры на свойства материала. Для этого выберем простой одноатомный материал - углерод.

В твердом состоянии углерод должна быть кристаллическим и аморфным и каждое его состояние имеет свое название.

1. Сажа - аморфный углерод в виде порошка тонкого помола (к настоящему времени установлено, что по своей структуре в саже, коксе, стеклообразном углероде и им подобных материалах углерод в разной степени приближается к графиту. Говоря о свойствах сажи, можно отметить, что электропроводность сажи равна нулю, ᴛ.ᴇ. сажа - электрический изолятор.

2. До начала 60-х годов считалось, что в природе существуют только две кристаллические формы чистого углерода, а именно трех- и двумерные полимеры, ᴛ.ᴇ. алмаз и графит. Структура графита характеризуется слоями; атомы в слоях сильно связаны друг с другом, в то время как межслоевые взаимодействия незначительны. По этой причине графит легко расщепляется по слоям, он - мягкий кристаллический материал. В отличие от сажи, графит - очень хороший проводник электричества.

3. Алмаз обладает кубической кристаллической структурой, построенной все из тех же самых атомов углерода. В отличие от графита͵ алмаз - твердый кристаллический материал (возможно, самый твердый). Такие свойства связаны с его структурой, поскольку все атомы равноудалены друг от друга и крепко “связаны” друг с другом/

4. В 1985 ᴦ. было открыто большое семейство сферообразных углеродных молекул – фуллеренов. Фуллерены - новый вид углерода. Это замкнутые молекулы типа С 60 , С 70 , С 74 ..., в которых все атомы углерода находятся на “сферической” поверхности. В структуре фуллерена С 60 (диаметр молекулы составляет около 1 нм) атомы углерода расположены в вершинах правильных шестиугольников или пятиугольников (в конденсированном (кристаллическом) состоянии фуллерены называются фуллеритами). Фулллерены были найдены в некоторых природных минералах, к примеру, в карельском шунгите. На базе фуллерена были синтезированы новые классы веществ: к примеру, при взаимодействии с металлами получены фуллериды.

Интересные свойства этих материалов связаны с “захватом внутрь” шара различных атомов - Na, K. Полученные фуллериды обладают сверхпроводимостью (при температурах 19-55 K), а при использовании металлов платиновой группы дополнительно проявляются ферромагнитные свойства. Интересным свойством фуллеренов при низких температурах и давлении является способность поглощать водород. В связи с этим возможно использовать фуллерены в качестве основы для производства аккумуляторных батарей. В капсуле фуллерена могут помещаться лекарственные препараты, которые будут избирательно доставляться к поврежденному органу или ткани/

5. Графитовые нанотрубки - новый вид углерода, получены в 1991 ᴦ. Углеродная нанотрубка должна быть представлена как свернутая в виде цилиндра графитовая плоскость. Трубки бывают одностенными и многостенными, в случае если получены из нескольких графитовых слоев. Диаметр трубки колеблется от одного до нескольких десятков нанометров, а длина может доходить до нескольких сантиметров; обычно трубки заканчиваются полусферической головкой. Углеродные нанотрубки обладают уникальными механическими (очень прочные), электрическими и термическими свойствами (электропроводность и теплопроводность приближались или превышали показатели металлов).

6. Нобелевская премия в области физики 2010 года присуждена выходцам из России, работающим в Великобритании, Андре Гейму и Константину Новосёлову "за новаторские эксперименты по исследованию двумерного материала графена". В 2004 году они экспериментально доказали возможность получения особой формы углерода, представляющей собой лист толщиной в один атом, соединенных в двумерную кристаллическую решетку из правильных шестиугольников. Иными словами, графен - это один отдельный слой хорошо известного графита. Графен самый тонкий и самый прочный из известных материалов, с другой стороны он очень гибок, способен проявлять свойств как проводника (вспомним графит), так и полупроводника.

Современная структурная химия достигла больших результатов. Синтез новых органических веществ позволяет получить полезные и ценные материалы, отсутствующие в природе. Так, ежегодно в мире синтезируют тысячи килограммов аскорбиновой кислоты (витамина С), множество новых лекарств, среди которых - безвредные антибиотики, лекарства против гипертонии, язвенной болезни и др.

Самым последним достижением структурной химии является открытие совершенно нового класса металлорганических соединений, которые за свою двухслойную структуру получили название ʼʼсэндвичевыхʼʼ соединений. Молекула этого вещества представляет собой две пластины из соединений водорода и углерода, между которыми находится атом какого-либо металла.

Исследования в области современной структурной химии идут по двум перспективным направлениям:

1) синтез кристаллов с максимальным приближением к идеальной решетке для получения материалов с высокими техническими показателями: максимальной прочностью, термической стойкостью, долговечностью в эксплуатации и др.;

2) создание кристаллов с заранее запрограммированными дефектами кристаллической решетки для производства материалов с заданными электрическими, магнитными и другими свойствами.

3. Общая характеристика растворов

Физические свойства воды совершенно аномальны. Самое удивительное из них - это способность ее при нормальных условиях быть жидкостью . Молекулы похожих на нее химических соединений (H 2 S или H 2 Se) намного тяжелее воды, но при этих условиях газообразны.

Тройная точка воды, ᴛ.ᴇ. равновесие воды, льда и пара, наблюдается при температуре 0,01 °С и давлении 611 Па (рис. 8.1). Переохлажденная вода, т. е. остающаяся в жидком состоянии ниже 0°С, ведет себя странно: с одной стороны, плотность ее уменьшается при понижении температуры, с другой - приближается к плотности льда

Необычайно велики пределы допустимых значений переохлаждения и перегрева воды: можно продержать ее в жидком состоянии при температуре от -40 до +200 °С.

В отличие от большинства других жидкостей при повышении температуры ее удельный объём уменьшается, а плотность увеличивается, достигая минимума (соответственно максимума) при 4 °С. В обычных жидкостях плотность всегда уменьшается с уменьшением температуры.

При замерзании объём воды увеличивается до 10 %. Плотность воды больше плотности льда. При плавлении кристаллов, когда регулярность упаковки ионов нарушается, плотность уменьшается на 2-4 %. Это свойство воды предохраняет водоемы от сплошного промерзания, спасая в них жизнь. Лед - плохой проводник теплоты.

Очень высока теплоемкость воды - при плавлении льда она увеличивается более чем вдвое. По этой причине моря и океаны являются гигантскими термостатами, сглаживая все колебания температуры воздуха. Кстати, эти же функции может выполнять и водяной пар в атмосфере. Отсутствие водяного пара в пустынях приводит к резким колебаниям ночной и дневной температур.

Вода – универсальный растворитель . Правило растворения – подобное растворяется в подобном.

Главное отличие воды - в водородных связях (рис. 8.2),

Молекула воды представляет собой маленький диполь, содержащий положительный и отрицательный заряды на полюсах. В случае если соединить прямыми линиями эпицентры положительных и отрицательных зарядов получится объёмная геометрическая фигура - правильный тетраэдр

Комплекс молекул водысуществует в газообразном состоянии, в жидкой воде и во льду. Но, как установил Л. Полинг, лед не является кристаллом с полной упорядоченностью даже при О К. Структура льда достаточно рыхлая: каждая полость окружена шестью молекулами Н 2 0, а каждая молекула - шестью полостями. Размер этих полостей таков, что в них может разместиться одна молекула, не нарушая каркаса водородных связей.

Вещество является кислотой, в случае если оно диссоциирует в воде с образованием ионов водорода, и основанием, в случае если способно в растворе присоединять ионы водорода или образовывать гидроксид ионы ОН. Кислотность или щелочность раствора характеризуется показателем рН, шкала которого охватывает значения от 0 до 14. Эта шкала логарифмическая, ᴛ.ᴇ. на ней отложены логарифмы концентрации водородных ионов. Кислотность раствора с рН 5 в 10 раз больше, чем с рН 6, и в 100 раз больше, чем с рН 7. Раствор с рН 6 содержит одну миллионную моля ионов водорода на 1 л, нейтральной среде соответствует рН 7, ниже идут более кислые среды, а выше - щелочные.

Химический процесс (от лат. processus- продвижение) представляет собой последовательную смену состояний вещества, представляющий собой непрерывное, единое движение. Процесс превращения одних веществ в другие вещества принято называть химической реакцией. Вант-Гофф, используя термодинамический подход, классифицировал химические реакции, а также сформулировал основные положения химической кинетики.

В каждой клетке идёт около 10 000 химических реакций.

Химические процессы подразделяются на:

гомо- и гетерогенные (в зависимости от агрегатного состояния реагирующих систем),

экзо- и эндотермические (в зависимости от количества выделяющейся и поглощаемой теплоты),

окислительно-восстановительные (в зависимости от изменения степени окисления вещества, связанной с переходом электронов от одних атомов (восстановитель) к другим атомам (окислитель).

Изучением скорости и особенностей протекания химических реакций занимается химическая кинетика.

На скорость химической реакции также влияют следующие условия и параметры:

1) природа реагирующих веществ (к примеру, щелочные металлы растворяются в воде с образованием щелочей и выделением водорода и реакция протекает при обычных условиях моментально, а цинк, железо и другие реагируют медленно и с образованием оксидов, а благородные металлы не реагируют вообще);

2) температура . При повышении температуры на каждые 10 °С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа). Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обыкновенной температуре (медленное окисление). При повышении температуры начинается бурная реакция (горение);

4)площадь поверхности реагирования. Для веществ в твердом состоянии скорость прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ. Железо и сера в твердом состоянии реагируют достаточно быстро лишь при предварительном измельчении и перемешивании: горение хвороста и полена;

5)катализатор. Скорость реакции зависит от катализаторов, веществ которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются. В. Оствальд, исследуя условия химического равновесия, пришел к открытию явления катализа. Разложение бертолетовой соли и пероксида водорода ускоряется в присутствии оксида марганца (IV) и др.

Катализаторы бывают положительными, ускоряющими реакцию, и отрицательными (ингибиторы) - замедляющими ее. Каталитическое селективное ускорение химической реакции принято называть катализом и является приемом современной химической технологии (производство полимерных материалов, синтетического топлива и др.). Считается, что удельный вес каталитических процессов в химической промышленности достигает 80%.

Химические процессы - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Химические процессы" 2017, 2018.

7.Принцип квантовой механики: Дискретность энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принципы неопределенности Гейзенберга.

13. Периодический закон д.И. Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов (потенциал ионизации, сродство к электрону, атомные радиусы и т.Д.)

14. Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп в связи с электронным строением атома.

15. Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи

16. Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи

17. Основные положения метода вс. Обменный и донорно- акцепторный механизмы образования ковалентной связи

18. Валентные возможности атомов элементов в основном и в возбужденном состоянии

20. Насыщаемость ковалентной связи. Понятие валентности.

21. Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.

22. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.

23. Достоинства и недостатки метода вс.

24. Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.

26. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды кристаллических решеток для соединений с ионной связью.

27. Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.

28. Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.

29. Водородная связь.

30. Основные типы кристаллических решеток. Особенности каждого типа.

31. Законы термохимии. Следствия из законов Гесса.

32. Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии и энтропии

33. Энергия Гиббса, ее взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.

34. Скорость химических реакций. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.

35. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

36. Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант- Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

37. Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.

38. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.

39. Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.

41. Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.

42. Способы выражения концентрации растворов.

43. Закон Рауля

44. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

45. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.

47. Реакция в растворах электролитов, их направленность. Смещение ионных равновесий.

48. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика раствора.

49. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости

50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая). Константа гидролиза. Практическое значение в процессах коррозии металла.

51. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.

52. Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.

53. Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.

56. Электролиз растворов и расплавов. Последовательность электродных процессов. Перенапряжение и поляризация.

57. Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.

58. Коррозия металлов в растворах солей.

59. Применение электролиза в промышленности.

61. Методы борьбы с коррозией.

41. Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.

Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Всякий раствор состоит из растворенных веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор. Если же оба компонента до растворения находились в одинаковом агрегатном состоянии, то растворителем считается компонент, находящийся в большем количестве. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называется насыщенным раствором. Ненасыщенные растворы с низким содержанием растворимого вещества – разбавленные; с высоким – концентрированные.

1. Тепловой эффект растворения. В зависимости от природы веществ растворение сопровождается выделением (KOH) или поглощением (NH4NO3) теплоты. 2. Изменение объема 3. Изменение цвета раствора

Изменение энтальпии и энтропии при растворении: растворение рассматривается как совокупность физических и химических явлений, выделяя при этом 3 основных процесса: 1. Разрушение химических и межмолекулярных связей в растворяющихся веществах, требующее затрат энергии (энтальпия растет). 2. Химическое взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом, выделение энергии (энтальпия уменьшается). 3. Самопроизвольное перемешивание раствора, связанное с диффузией и требующее затраты энергии. При растворении жидких и твердых веществ энтропия системы обычно возрастает, так как растворяемые вещества из более упорядоченного состояния переходят в менее упорядоченное. При растворении газов в жидкостях энтропия уменьшается, так как растворимое вещество переходит из большего объема в меньший.

42. Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация – количество вещества на единицу массы объема раствора или растворителя.

Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе раствора. w=(mb/m)*100%

Объемная доля – отношение объема вещества к объему всего раствора

Молярная доля – отношение количества растворенного вещества к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. w=nb/(na+nb) nb=mb/µb

Молярная концентрация (молярность) – отношение количества растворенного вещества к объему раствора. w=nb/V

Моляльная концентрация (моляльность) – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя. w=nb/ma

Молярная концентрация эквивалентов – отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора. w=nэ/V

43. Закон Рауля

При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью – величина постоянная. Опыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами принято называть понижением давления пара над раствором. Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называется относительным понижением давления пара над раствором. Закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества. Явление понижения давления насыщенного пара над раствором вытекает из принципа Ле-Шателье. Изначально жидкость и пар находятся в равновесии. При растворении в жидкости какого-либо вещества концентрация молекул растворителя уменьшается. Система стремится компенсировать это воздействие. Начинается конденсация пара и новое равновесие устанавливается при более низком давлении насыщенного пара.

Возможно, будет полезно почитать: