Атомно-молекулярная теория. Атом, молекула. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Аллотропия.

Атомно-молекулярная теория. Атом, молекула. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Аллотропия.

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 117 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

Простые вещества - молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Периодичность изменения химических свойств элементов, простых веществ и химических соединений в периодической системе. Изменение валентности по периодам и группам. Металлический и неметаллический характер элементов. Изменение химической активности металлов и неметаллов по периодам и группам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов.

Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон. В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает. В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается. Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону.

Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным:

Ст. окисл. элем.	Na+	Mg2+	Al3+	Si4+	P5+	S6+	Cl7+
оксид	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
гидро	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4
Тип гидроксида	основные	Амфотерный	Слабо кислотный	средне кислотный	сильно кислотные

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются, например в третьей группе, основной подгруппе:

Степень окисления элемента	B3+	Al3+	Ga3+	In3+	Tl3+
гидроксид	H3BO3	Al(OH)3	Ga(OH)3	In(OH)3	Tl(OH)3
Тип гидроксида	слабая кислота	амфотерные гидроксиды	более выражены основные свойства

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы:

сила кислот убывает в ряду H₂SO₄ (серная кислота) < H₂SeO₄ (селеновая кислота) < H₂TeO₄ (теллуровая кислота).

Металлический и неметаллический характер элементов:

Металличность - это способность атомов элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлический свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности является сродство к электрону ( сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т.е. при привращении атома в отрицательно заряженный ион). Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

По периоду: металличность уменьшается, неметалличность увеличивается.

По подгруппе: металличность увеличивается, неметалличность уменьшается.

Изменение валентности: в малых периодах закономерно изменяется высшая валентность элементов: во втором периодн от I у Li до V у N; в третьем периоде от I у Na до VII у Cl. В большом четвертом периоде высшая валентность увеличивается от I у K до VII у Mn; у следующих элементов она понижается до II у Zn, а потмо снова увеличивается от III у Ga до VII у Br. Периодическое изменение высшей валентности объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах.

Валентные электроны – это электроны, котореы могут участвовать в образовании химических связей. В атомах s- и p-элементов валентными являются, как привало, все электроны внешнего слоя. В атомах d-элементов валентными являются электроны внешнего слоя (2 или 1), а также все или некоторые d-электроны предвнешнего слоя. Число валентных электронов для большинтсва элементов равно номеру группы.

Факторы, определяющие направление самопроизвольного протекания химических процессов (энергетический и энтропийный). Энтропия. Второе и третье начала термодинамики. Определение изменения энтропии в ходе реакции.

Второй закон (начало) термодинамики: Ограниченность первого начала термодинамики заключается в том, что оно не определяет направления обмена тепловой энергией между телами. Первое начало не запрещает переход тепла от менее нагретого тела к более нагретому. Суть второго начала состоит в том, что оно определяет направление самопроизвольного протекания процессов, в том числе и химических реакций.

Самопроизвольнымназывается процесс, который протекает самостоятельно без воздействия внешних факторов. Например, если соединить два сосуда — заполненный газом и пустой, то газ самопроизвольно заполнит весь объем. Взаимодействие металлического натрия с водой при н. у. также происходит самопроизвольно. Обратные процессы можно осуществить, оказав внешнее воздействие. Для исследователя необходимо иметь критерий, с помощью которого можно было бы предсказать направление самопроизвольного протекания процесса.

Существует еще одна функция состояния, которая с учетом первого начала термодинамики позволяет предсказать направление протекания процесса в изолированных системах. Такой функцией состояния является энтропия(S). Интерпретировать энтропию можно как с точки зрения макроскопического состояния системы, так и с точки зрения микроскопического.

Третье начало термодинамики: Еще один важный принцип химической термодинамики был установлен в первой четверти 20 в. В. Нернстом. Он экспериментально установил, что, когда температура приближается к абсолютному нулю, стандартные энтропии DS° для многих химических реакций стремятся к нулю. Поскольку этот результат не следует из первого и второго начал термодинамики, он получил название третьего начала термодинамики. Оно не имеет столь же общего характера, как первые два начала, однако большинство очевидных исключений или аномалий получило удовлетворительное объяснение с учетом особенностей кристаллического строения конкретных веществ.
Значение принципа Нернста состоит в том, что зависимость энтропии реакции от температуры может быть выведена, согласно термодинамической теории, исключительно из данных по теплоемкости для отдельных участвующих в реакции веществ. Это значит, что, если известно значение DS° при какой-либо одной температуре (при T = 0 DS° = 0), значения энтропии реакции при других температурах вычисляются исключительно из тепловых измерений. Аналогично этому, величина DH° может быть получена из калориметрических данных путем непосредственного измерения теплоты данной реакции либо косвенно, путем измерения теплот других реакций и применения закона Гесса. Следовательно, подстановка полученных значений DH° и DS° в уравнение (9) или (11) дает гиббсову энергию или константу химического равновесия исключительно из тепловых измерений. Это позволяет предвидеть направление и равновесное состояние химической реакции еще до того, как найден способ ее проведения.
Для практического применения третьего начала термодинамики требуются точные результаты измерений теплоемкости вплоть до самых низких доступных температур, желательно до температуры жидкого гелия (около 4 К). Это направление термодинамических исследований химических явлений стимулировали криогенные исследования, выполненные в последние десятилетия.

Определение энтропии с позиций классической термодинамики: Если рассматривать систему в целом, то в обратимом процессе, протекающем при постоянной температуре, изменение энтропии будет равно: DS = [19]

Для необратимого процесса это равенство превращается в неравенство:DS > [20]

Поскольку энтропия является функцией состояния, то ее изменение не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое, а определяется только значениями энтропии для системы в исходном и конечном состояниях. Размерность энтропии [S]=Дж/моль·К.

Существует много формулировок второго начала термодинамики. Приведем одну из них.

В изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

В самопроизвольном процессе DS>0;

в равновесном процессе DS=0;

в не самопроизвольном процессе DS< 0.

В случае изотермического процесса для идеального газа изменение внутренней энергии равно нулю, отсюда, согласно уравнению [3]: Q_обр.= -А _расшр. [ 21 ]

[22]

Используя уравнение Менделеева-Клапейрона, получим: [23]

Скомбинировав выражения [19], [21] и [23], получим для изменения энтропии в изотермическом процессе расширения одного моля идеального газа:DS=Rln [24]

Из определения С_р и уравнений [19] и [18] можно получить зависимость изменения энтропии от температуры: [25]

или в частном случае, если АС_Р не зависит от температуры: DS = DАС_р-lп [26]

Статистическая интерпретация понятия энтропии

Больцман вывел соотношение, связывающее абсолютную энтропию с числом микроскопических состояний системы, соответствующих данному макроскопическому состоянию (или термодинамической вероятностью): S = kּ1пW, [27]

Где k =R/N_A = 1,38 • 10²³Дж • К ^-1 — постоянная Больцмана, а W— число микроскопических состояний системы.

Макроскопическое состояние включает в себя множество микроскопических состояний. Их число для различных систем может подсчитываться по-разному. По Больцману макроскопическое состояние определяется количеством частиц на каждом энергетическом уровне. Частицы имеют свой номер, а полная энергия системы постоянна. Микроскопические состояния отличаются друг от друга распределением частиц по уровням энергий.

В термодинамике мы имеем дело с системами, состоящими из огромного числа частиц, с множеством макросостояний с различными W.

Из формулировки второго начала термодинамики следует, что в изолированной системе при самопроизвольном процессе энтропия возрастает. Система будет самопроизвольно стремиться к макросостоянию с максимальным W. Отсюда энтропию можно рассматривать как меру хаоса системы.

При абсолютной температуре Т = 0К чистые химические вещества образуют идеальные кристаллы, и их состояние можно описать только одним способом (W = 1), а логарифм единицы равен нулю. Согласно выражению [27], и энтропия при этой температуре равна нулю. Пользуясь этим, можно сформулировать третье начало термодинамики как: Энтропия химических веществ при абсолютном нуле равна нулю.

Таким образом, энтропия является единственной функцией состояния, для которой можно рассчитать абсолютное значение:

Второй закон термодинамики дает критерии для самопроизвольности протекания процессов (DS>0) и равновесия (DS = 0) в изолированных системах, которые практически не существуют. Можно применить второй закон термодинамики к неизолированным системам, поддерживаемым при постоянной температуре. Кроме того, предполагается, что система сохраняет постоянный объем или постоянное давление.

Направление протекания реакций: Рассмотрим возможность самопроизвольного протекания химической реакции в зависимости от знака энтальпийного и энтропийного членов в выражении изменения свободной энергии. Если изменение свободной энергии меньше нуля, то реакция протекает самопроизвольно. Если ∆G = 0, начальные и конечные состояния могут существовать в равновесии. Если же изменение свободной энергии больше нуля, самопроизвольное протекание реакции невозможно. Самопроизвольно протекает обратная реакция. А так как, согласно уравнению [32], изменение свободной энергии выражается через изменения энтальпии и энтропии (в предположении, что они не зависят от температуры), то их знаки будут определять знак ∆G. В ниже рассмотренных примерах принимается, что парциальные давления всех газообразных участников реакций равны по одной атмосфере, т.е. ∆G_г=∆G°_г. В этом случае можно использовать в расчётах стандартные изменения энтальпии и энтропии. Возможны четыре случая.

Первый:когда изменение энтальпии отрицательно, а изменение энтропии положительно, то изменение свободной энергии всегда отрицательно. Такие реакции самопроизвольно протекают в прямом направлении. Примером может служить реакция горения черного пороха, которая протекает по следующему суммарному уравнению:

2 КNO₃ + 3С + S =N₂ + ЗСО₂ + К₂S

Для этой реакции:

D_Г H⁰₂₉₈ = D _f H⁰₂₉₈ N₂ + 3D _f H⁰₂₉₈ CO₂ + D _f H⁰₂₉₈ K₂S - 2D _f H⁰₂₉₈ KNO₃ - 3D _f H⁰₂₉₈ C - D _f H⁰₂₉₈ S = - 582,41 кДж,

D_r S = S⁰₂₉₈N₂ + 3 S⁰₂₉₈ CO₂ + S⁰₂₉₈ K₂S - 2 S⁰₂₉₈ KNO₃ - 3 S⁰₂₉₈ C - S⁰₂₉₈ S = 630,34Дж/К

Следовательно,

D_rG⁰₂₉₈ = - 582,41-298ּ630,34ּ10^-3 = -770,25 кДж<0,

и реакция протекает самопроизвольно.

Второй:когда изменение энтальпии положительно, а изменение энтропии отрицательно. Эти реакции в прямом направлении самопроизвольно не идут, самопроизвольно протекает обратная реакция. В качестве примера приведем реакцию термического разложения хлористого водорода на простые вещества: 2 НС1_Г = Н₂,_г + С1₂,_г

Изменение энтальпии этой реакции равно двум энергиям разрыва связей Н—С1 и составляет 92,3 х 2 = 184,6 кДж. Изменение энтропии равно:D_rS⁰₂₉₈ = S⁰₂₉₈ H₂ + S⁰₂₉₈ Cl₂ - 2 S⁰₂₉₈ HCl = 130,6 + 233 - 2ּ186,7 = -19.8 Дж/К

D_rG⁰₂₉₈ = 184,6 - 298× (-19,8) ×10~³ = 190,5 кДж > О

Третий:когда как изменение энтальпии, так и энтропии отрицательны. В этом случае направление самопроизвольного процесса определяется температурой. При низкой температуре самопроизвольно идет прямая реакция, так как по абсолютной величине изменение энтальпии больше произведения температуры на изменение энтропии. Например, в реакции образования хлорида аммония из газообразных хлористого водорода и аммиака:

NН₃,г + НС1_Г =NH₄С1_К

D_гH⁰₂₉₈ = D_f H⁰₂₉₈ NH₄Cl - D_f H⁰₂₉₈ Cl₂ - D_f H⁰₂₉₈ NH₃ = -315,4-(-92,3)-(-46,2) = -176,9 кДж

D_r S = S⁰₂₉₈ NH₄Cl - S⁰₂₉₈ NH₃ - S⁰₂₉₈ HCl = 94,6 – 192,5 – 186,7 = -284,6 Дж/К

Т. к. при равновесии изменение свободной энергии равно нулю (DG = 0), то температура, при которой система находится в равновесии, равна [59]

И Т = = 621,6К

Четвертый:когда изменение энтальпии и энтропии положительные. Направление реакции также зависит от температуры: при низкой температуре самопроизвольно будет протекать обратная реакции, а при высокой — прямая.

Это характерно для реакций диссоциации: N₂O₄ « 2 N0₂

Для данной реакции D_г H⁰₂₉₈= 57,З кДж; D_г S⁰₂₉₈ = 176,6 Дж/К и D_rG°₂₉₈ = 4,7 кДж.

Температура, при которой устанавливается состояние равновесия: Т= 324,5 К. Ниже этой температуры самопроизвольно протекает реакция димеризации, а выше — реакция диссоциации.

Следует отметить, что стандартные величины образования изобарно-изотермического потенциала простых веществ (так же как и стандартные энтальпии образования простых веществ) принимаются равными нулю. Например: Δ_fG⁰(H₂) = 0.

Энергия Гиббса. Соотношение между энергией Гиббса, энтальпией и энтропией. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Изменение энергии Гиббса в ходе реакции и направление самопроизвольного протекания реакции.

Свободная энергия Гиббса: Согласно второму началу термодинамики при постоянном давлении и температуре для обратимого процесса: Q_p - TDS = D H_T -TDS_T =0 [29]

а для необратимого процесса DН_Т - ТDS_Т <0. [30]

Разность, описываемая уравнением [30], представляет собой новую функцию состояния, так как является разностью двух функций состояния: энтальпии и энтропии, умноженной на температуру, которая, в свою очередь, подпадает под определение функции состояния. Называется эта функция свободной энергией Гиббса(или изобарно-изотермическим потенциалом), обозначается буквой Gи имеет размерность кДж/моль.

Изменение свободной энергии в процессе равно:

DG = DН-ТDS -SDT. [31]

При постоянной температуре, когда ΔТ=0, уравнение [31] превращается в следующее равенство: DG = DН-ТDS. [32]

Согласно первому началу термодинамики, изменение внутренней энергии системы равно сумме теплоты, выделенной или поглощенной в результате химической реакции или другого процесса, и полной работы, совершенной системой [2]. Полная работа процесса, протекающего при постоянных давлении и температуре, складывается из работы против сил давления и полезной работы: А = - рDV+А_полезн [33]

Подставив в уравнение [32] значение изменения энтальпии [7], получим:DG = DU - ТDS+рDV [34]

Комбинируя уравнения [2], [19] и [33] с уравнением [34], для изменения свободной энергии Гиббса получим:

DG = - рDV + А_полезн + ТDS+рDV - ТDS.

Сократив подобные члены, получим выражение:

DG = A_полезн. [35]

Из выражения [35] вытекает физический смысл изменения свободной энергии Гиббса:

Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Факторы, определяющие скорость химических реакций. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Влияние температуры на скорость химических реакций. Энергия активации, активированный комплекс. Энергетическая диаграмма и тепловой эффект реакции. Уравнение Аррениуса.

Скорость химической реакции определяется числом взаимодействий в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз веществ для реакций, протекающих в гетерогенной системе. Размерность гомогенной реакции – моль/л*с, гетерогенной – моль/см²*с.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализатора. Для реакций с участием твердых веществ скорость реакции зависит также от степени измельчения, а для газов – от давления.

Скорость реакции, протекающей при постоянной температуре в гомогенной среде, прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов согласно закону действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в некоторых степенях.

При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.

Для реакции типа aA + bB Û cC + dD (вещества находятся в жидкой или газовой фазе) закон действия масс выражается следующим образом:

Для скорости прямой реакции: u=k[A]^x[B]^y, ( k – константа скорости прямой реакции)

Для скорости обратной реакции: u=k[С]ⁿ[B]^k, ( k – константа скорости обратной реакции), где степени x, y, n и k для простых (идущих в одну стадию) реакций равны коэффициентам a, b, c и d в стехиометрическом уравнении реакции. Для сложных реакций степени определяются экспериментально, т.к. уравнение реакции не отражает механизм многостадийного процесса.

Зависимость скорости реакции (или константы скорости реакции) от температуры может быть выражена уравнением: u_t2/u_t1=k_t2/k_t1=g^Dt/10 ,

где g - температурный коэффициент скорости реакции, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2-4 (величина температурного коэффициента зависит от природы реагирующих веществ).

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 ⁰С, скорость реакции увеличивается примерно в 2-4 раза.

Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости реакции от температуры обычно описывают уравнением Аррениуса, которое в простейшем виде можно записать как v = v₀ a = v₀e–Ea/RT, где v₀ – скорость, которую имела бы реакция при нулевой энергии активации (фактически это частота столкновений в единице объеме). Поскольку v₀ слабо зависит от температуры, все определяет второй сомножитель – экспоненциальный: с увеличением температуры этот сомножитель быстро увеличивается, причем тем быстрее, чем больше энергия активации Еа. Указанная зависимость скорости реакции от температуры называется уравнением Аррениуса, оно – одно из важнейших в химической кинетике. Если реакция подчиняется уравнению Аррениуса, логарифм ее скорости (измеренной, например, в начальный момент) должен линейно зависеть от абсолютной температуры, то есть график зависимости lnv от 1/Т должен быть прямолинейным. Наклон этой прямой равен энергии активации реакции. По такому графику можно предсказать, какова будет скорость реакции при данной температуре или же – при какой температуре реакция будет идти с заданной скоростью.

Энергия активации – это, избыточная энергия, которой должны обладать молекулы, для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. Количество активных молекул при повышении температуры резво увеличивается.

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа химического равновесия. Факторы, определяющие величину константы. Катализ и химическое равновесие. Сдвиг химического равновесия, принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие – это состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Оно является динамическим равновесием.

Обратимые химические реакции – реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратном направлениях.

Необратимые химические реакции – реакции, которые протекают толкьо в одном направлении, т.е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.

Константа химического равновесия – отношение констант сокростей прямой и обратной реакций, постоянная величина. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на величину константы равновесия, т. к. он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентрациями.

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе.

Факторы, определяющие величину константы: Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на величину константы равновесия, т. к. он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций.

Катализ и химическое равновесие: катализатор одновременно увеличивает сокрость прямой и обратной реакции, а поэтому толкьо уменьшает время достижения равновесия.

Сдвиг химического равновесия, принцип Ле Шателье.

Если при изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процесса изменяются неодинаково, то химическое равновесие нарушается. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия.

Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено. Т. е. повышение температуры приведет к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты; повышение давления - в направлении уменьшения суммарного числа молей газообразных веществ; повышение концентрации одного из исходных веществ - в направлении прямой реакции.

Растворы. Классификация дисперсных систем: истинные растворы, коллоидные
растворы, грубодисперсные системы.

Растворы – гомогенные системы переменного состава, которые содержат два или несколько компонентов.

Растворы:

ü Жидкие – натрий хлорид в воде, йод в спирте.

ü Газообразные – воздух.

ü Твердые – сплавы металлов.

Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкости) и растворенных веществ (газообразных, жидких, твердых). Жидкие растворы могут быть водные и неводные. Водные растворы – растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы – растворы, в которых растворителем являются другие жидкости.

Все растворы относятся к дисперсным системам. Раствор может оставаться гомогенной системой, если частицы растворенного вещества не существуют в виде достаточно крупных ассоциатов, отделенных от растворителя поверхностью раздела, т.е. не образует отдельной фазы. Считается, что раствор остается истинным, если размер частиц растворенного вещества не превышает 1 нм. При увеличении размеров частиц в пределах от 1 до 100 нм раствор приобретает специфические свойства, и если поверхность такой частицы, включающей большое число молекул вещества, не имеет электрического заряда, то раствор разрушается и вещество выпадает в осадок. При наличии на поверхности частицы плотного электрического заряда за счет адсорбции ею из раствора ионов одного знака или сильно полярных молекул разрушения не происходит. Такие частицы называются мицеллами, а сами растворы – коллоидными.

Гетерогенные системы, состоящие из сплошной непрерывной фазы – дисперсионной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы – дисперсной фазы называются дисперсной системой.

Обязательным условием получения дисперсных систем является взаимная нерастворимость диспергируемого вещества вещества и дисперсионной среды

Различают:

ü Грубодисперсные системы (размер частиц дисперсной фазы > 10^{-6 м)}

ü Предельно-высоко-дисперсные или коллоидные (размер частиц дисперсной фазы составляет 10^-9 – 10^{-7 м)}

Растворы (истинные) - это гомогенные системы переменного состава, где, в отличие от соединений переменного состава, содержание хотя бы одного компонента можно довести до 100%, не нарушая гомогенности. Этот компонент называется растворителем. Смесь спирта с водой можно разбавить любым количеством воды, все равно получится гомогенный раствор, и так – до практически чистой воды. Аналогично можно добавлять к раствору спирт, пока концентрация воды не дойдет практически до нуля. Здесь любое из двух веществ можно считать растворителем. Поваренной соли в воде нельзя растворить более 28%. Если добавлять больше соли, она не растворяется, получается гетерогенная система. Растворитель здесь не соль, а вода. Не потому, что ее больше, а потому что она составляет с раствором единую фазу. Растворителя может быть и меньше, чем растворенного вещества. Например, растворимость нитрата серебра в воде при 20°С – 70%, а при 100° - 90%. Воды в насыщенном растворе всего 30-10%, но растворитель – именно вода, а не нитрат серебра, потому что он твердый, а раствор жидкий. Это две разные фазы.

Если вещества растворимы ограниченно, значит, есть какая-то предельная концентрация, свыше которой в данных условиях вещество не растворяется. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость - это концентрация насыщенного раствора. Для данных условий это константа. Растворимость часто выражают количеством граммов растворяемого вещества в 100 г растворителя в данных условиях (температура, давление). Раствор, концентрация которого меньше растворимости - ненасыщенный. Он не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавлять это вещество, оно будет растворяться, пока раствор не станет насыщенным или пока оно не закончится. Раствор, концентрация которого больше растворимости - пересыщенный (не переНАсыщенный !). Он тоже не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавить хоть немного этого вещества, оно послужит затравкой, на которой начнется быстрое выделение избытка этого вещества из раствора, пока его концентрация не понизится до равновесной (до растворимости). Такой процесс могут вызвать и частицы других веществ (пыль) и встряхивание. Это необратимый процесс - переход системы из неравновесного состояния в равновесное.

Растворение как физико-химический процесс. Изменение энтропии, энтальпии и энергии Гиббса при растворении веществ. Сольватация, сольваты. Тепловой эффект растворения. Строение молекул воды и свойства воды как растворителя. Гидраты и кристаллогидраты.

Если вещества растворимы ограниченно, значит, есть какая-то предельная концентрация, свыше которой в данных условиях вещество не растворяется. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость - это концентрация насыщенного раствора. Для данных условий это константа. Растворимость часто выражают количеством граммов растворяемого вещества в 100 г растворителя в данных условиях (температура, давление). Раствор, концентрация которого меньше растворимости - ненасыщенный. Он не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавлять это вещество, оно будет растворяться, пока раствор не станет насыщенным или пока оно не закончится. Раствор, концентрация которого больше растворимости - пересыщенный (не переНАсыщенный !). Он тоже не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавить хоть немного этого вещества, оно послужит затравкой, на которой начнется быстрое выделение избытка этого вещества из раствора, пока его концентрация не понизится до равновесной (до растворимости). Такой процесс могут вызвать и частицы других веществ (пыль) и встряхивание. Это необратимый процесс - переход системы из неравновесного состояния в равновесное.

Сольваты – продукты переменного состава, которые образуются при химическом взаимодействии частиц растворенного вещества с молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами. Процесс образования сольватов называется сольватацией. Процесс образования гидратов – гидратация. Кристаллические вещества, содержащие молекулу воды, называются кристаллогидратами. Вода, входящая в их состав, называется кристаллизационной водой.

Кристаллогидраты:

ü Медный купорос CuSO₄*5H₂O

ü Глауберова соль Na₂SO₄*10H₂O

ü Кристаллическая сода Na₂CO₃*10H₂O

Доказательством физико-химического характера процесса растворения являются тепловые эффекты при растворении, т.е. выделение или поглощение теплоты.

Тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физического и химического процессов. Физический процесс протекает с поглощением теплоты, химический – с выделением.

Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше теплоты, чем поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение – экзотермический процесс. Если для разрушения структуры вещества необходимо больше теплоты, чем ее образуется при гидратации, то растворение – эндотермический процесс.

С позиции химической термодинамики самопроизвольное протекание процесса растворения возможно, если изменение энергии Гиббса меньше нуля: ΔG = ΔH - TΔS <0

Главное – рост