Вход

Физическая химия

Реферат по химии
Дата добавления: 03 июня 2006
Язык реферата: Русский
Word, rtf, 237 кб (архив zip, 29 кб)
Реферат можно скачать бесплатно
Скачать
Не подходит данная работа?
Вы можете заказать написание любой учебной работы на любую тему.
Заказать новую работу



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- = Эn-

как потеря, так и присоединение атомами е- сопровождается энергетическим эффектом, т.е поглощением или выделением энергии. Энергия, которую необходимо затратить для отрыва е- от атома и превращения его в положительный ион, называется энергией ионизации.

У различных элементов энергия ионизации имеет различное значение. Самые большие энергии ионизации имеют атомы инертных газов, наименьшие – атомы щелочных Ме.

Чем больше радиус атома, тем слабее притягиваются е- к ядру и, следовательно, тем меньше энергия ионизации, т.е тем меньше энергии нужно затратить на отрыв е- и превращение радиуса атома в положительно заряженный ион. С уменьшение радиуса атома энергии ионизации возрастает.

Энергия, которая выделяется при присоединении е- к нейтральному атому с обр-ем отрицательно заряженного иона, называется энергией сродства к электрону. С уменьшением радиуса атома энергия сродства к е- увеличивается, с увеличением радиуса -уменьшатся.

Электроотрицательность ЭО – представляет собой сумму величин энергии ионизации I и энергии сродства к электрону Е: ЭО=I+Е

ЭО элемента имеет ту де размерность, что и энергия ионизации и энергия сродства к е- : (эВ/моль) электрон-вольт, кДЖ/моль или ккал/моль (киллоджоуаль или ккал на моль).

Чем меньше значение ЭО, тем сильнее выражены у элемента металлические свойства. Чем больше значение ЭО, тем сильнее выражены неметаллические свойства элемента.

Химическая связь и строение молекул.

Атом – мельчайшая частица химического элемента.

Молекула образуется из атомов, между которыми действуют химические силы притяжения – химическая связь свойства молекул зависят не только от их состава, но и от типа химической связи.

Химическая связь имеет электрическое происхождение, но при этом в разнообразных химических соединениях м.б различают виды внутримол-ных связей.

Ковалентная связь.

Образование мол-к (Н2, CL2, N2,O2)

В создании е- пар принимают участие оба атома, отдавая на образование каждой пары по одному е- .


CL + CL = CL CL CL – CL

N + N = N N N N

и две связи.

Химическая связь, образованная за счет общих е- пар взаимодействующих атомов называется ковалентной.

В зависимости от расположения области перекрывания е- облаков относительно оси, соединяющей ядра атомов, различают и связи.






Энергия химической связи.

Прочность связи оценивается энергией необходимой для ее разрыва. (эВ/связь электрон-вольт на связь и кДЖ/моль; ккал/моль).

Энергия связи зависит от степени взаимного перекрывания е- облаков, а также от межъядерного расстояния и краткости связи.

Полярные и неполярные ковалентные связи.

В неполярной ковалентной связи общая е- пара в одинаковой мере принадлежит обоим соединяющимся атомам. Неполярные – когда атомы, образующие мол-лу значениями по своей химической природе, т.е с одинаковыми значениями электроотрицательности.

Например: Н2, CL2, N2, O2, F2, r2, Br2, J2.

в полярной ковалентной связи общая е- пара смещена к более электроотрицательному из соединяющихся атомов. Смещение общей е- пары называется поляризацией.

Например: Н + CL Н CL

В результате у ат. CL возникает некоторый из тыточный отрицательный заряд, который принято называть эффективным зарядом, а у ат. Н2 – равный по величине, но противоположный по знаку эффект. положит. заряда.

Т.О. молекула Н CL является полярной. Она сохраняя свою электроотрицательность, приобретает два полюса:

(+) и (-). Такие молекулы называются диполями.

Для количественной оценки полярности связи служит электрический момент диполя молекулы, или дипольный момент:













=еl l- длина диполя

(кулон на метр или в Дебаях) е – заряд е- (1,602*10-19Кл)

1Д = 3,336*10-30кл м

Дипольные моменты некоторых веществ приведены в таб –х.

однотипные молекулы:HF, HCL, HBr, HI, H2O, H2S, NO, CO.

Ионная связь.

Атомы большинства Ме имеют на внешнем слое один, 2 ил 3 е-. для атомов Ме характерно способность легко отдавать е- . Атомы не Ме во внешнем слое имеют от 4 до 7 е- ; они обладают преимущественной способностью присоединять е- .

Образование ионной связи возможно только при взаимодействии атомов активных Ме с ат. Активных не Ме. Типичные ионные связи образуются в молекулах галогенидов щелочных Ме.

Например: NaCL

Электронная конфигурация атома Na 1S2 2S2 2p6 3S. Он легко отдает 3S -е- -н, т.к имеет малую энергию ионизации и значит невысокую относительную электроотрицательность: Na -е- = Na+

Электронная конфигурация ат. CL - 1S2 2S2 2p6 3S25. до усто1чивого состояния не хватает одного е-.

CL+е- = CL-

Возникает устойцчив. е- конфигурация: 3S2 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.

























© Рефератбанк, 2002 - 2017