Физическая химия

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.)

1. 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.

2. 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:

1. Атомы в мол-лах соединены друг с другом в определенной последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми связями.

2. Соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью.

3. 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^- = Э^n-

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, N_2,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, N_2, O_2, F₂, r_2, Br_2, J_2.

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 3р^6.

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.