Содержание

1. Межмолекулярные взаимодействия. Виды взаимодействий и механизм их образования, отличие от обычной химической связи. Роль в природе. 2

2. Понятие энтальпии. Экзо-и эндотермические реакции. Закон Гесса и его следствия. 4

Задача 1. 6

Задача 2. 7

Задача 3. 7

Список литературы.. 8














1. Межмолекулярные взаимодействия. Виды взаимодействий и механизм их образования, отличие от обычной химической связи. Роль в природе.

Как и всюду в природе, между молекулами действуют силы тяготения, прямо пропорциональные произведению масс взаимодействующих тел и обратно пропорциональные квадрату расстояния между их центрами (закон всемирного тяготения). Однако из-за ничтожности масс молекул силы эти настолько малы, что ими практически можно пренебречь. Между тем уже из наличия твердого и жидкого агрегатных состояний веществ вытекает, что взаимное притяжение молекул несомненно существует.

Межмолекулярное взаимодействие осуществляется благодаря действию между молекулами, независимо от того, являются они полярными или нет, сил Ван-дер-Ваальса. Эти силы названы так, потому что впервые межмолекулярное взаимодействие стал учитывать голландский физик Ван-дер-Ваальс (1873 г.) при объяснении свойств реальных газов и жидкостей. Межмолекулярное взаимодействие нейтральных частиц вещества (молекул, атомов) имеет электрическую природу и заключается в электростатическом притяжении между полярными или неполярными частицами. Притяжение между полярными частицами достигается разделением электрических эффективных зарядов внутри этих частиц, т.е. наличием у этих частиц постоянных электрических диполей. В неполярных частицах диполи индуцируются (так называемые наведенные временные диполи), что также обусловливает притяжение этих частиц. Постоянные и наведенные диполи возникают вследствие движения электронов внутри электронной оболочки атомов и молекул. Поэтому все нейтральные частицы в реальных газах, жидкостях и твердых веществах оказывают взаимное влияние друг на друга и не являются независимыми.

Поляризация полярной молекулы, т.е. общий результат воздействия на нее электрического поля, складывается из двух эффектов – ориентации молекулы и ее деформации:

Поляризация = ориентация + деформация

Относительное значение каждого вида для того ил иного случая зависит, в основном, от двух свойств взаимодействующих молекул – их полярности и деформируемости. Чем выше полярность, тем значительнее деформируемость. Тем значительнее роль дисперсионных сил. Индукционные силы зависят от обоих факторов, но сами обычно играют лишь второстепенную роль[1].

По общему характеру проявления межмолекулярные силы принципиально отличаются от кулоновских своей однозначностью. Если кулоновское взаимодействие может выражаться и в притяжении (при разноименных зарядах частиц) и в отталкивании (при одноименных), то межмолекулярные силы проявляются только в притяжении. Однако при очень тесном сближении любых частиц начинает резко сказываться взаимное отталкивание их внешних электронных слоев. Возникающие подобным образом силы отталкивания, чрезвычайно значительные в условиях непосредственного контакта частиц, вместе с тем ослабевают по мере увеличения расстояния гораздо быстрее сил притяжения. В результате общее взаимодействие частиц при сближении выражается сначала все возрастающим взаимным притяжение, которое затем ослабевает и, наконец, переходит в отталкивание. Расстояние между центрами частиц, при котором притяжение уравновешивается отталкиванием, отвечает устойчивому равновесию и является характерным для пространственной структуры соответствующего вещества.






2. Понятие энтальпии. Экзо-и эндотермические реакции. Закон Гесса и его следствия.

Энтальпия H [энергия, моль-1 (Дж. моль-1, кал. моль-1)] - функция состояния термодинамической системы, равная сумме внутренней энергии и произведения объема на давление[2]:

H = U + PV

Теплота [Дж. моль-1, кал. моль-1] Q - форма передачи энергия от более нагретого тела к менее нагретому, не связанная с переносом вещества и совершением работы.

Теплота химической реакции при постоянном объеме или давлении (т.е. тепловой эффект химической реакции) не зависит от пути проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы (закон Гесса)[3]:

= U, = H.

Разность тепловых эффектов при P = const (QP) и V = const (QV) равна работе, которая совершается системой ( V>0) или над системой ( V<0) за счет изменения ее объема при завершении изобарно-изотермической реакции[4]:

- = n RT.

Стандартная теплота реакции может быть рассчитана через стандартные теплоты образования () или сгорания () веществ:

где n i,j - стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции.

Для идеальных газов при T,P = const: rH = rU + n RT.

Экзотермической реакцией называется химическая реакция, протекающая к выделением теплоты (∆Н<0, Q>0), эндотермической реакцией называется химическая реакция, протекающая с поглощением теплоты (∆Н>0, Q<0).



Задача 1

Указать электронные конфигурации основного и возбужденных состояний атома хлора.

Электронная конфигурация атома хлора:

17Cl ~ 1s22s22p63s23p5

                                                                             Cl                                       3d

                                                                                       3p

                                                                         3s

 

 


Переход атома хлора в возбуждённое состояние сопровождается разъединением спаренных электронов 3s- и 3p-орбиталей и перемещением их на близкую по энергии свободную M-орбиталь. В результате этого количество неспаренных электронов в атоме хлора увеличивается от одного в невозбуждённом атоме до трех, пяти или семи в возбуждённом:

 

Cl*                                                     3d              Cl**                                           3d

                   3p                                                                3p

   3s                                                                 3s

 

 

 

 

                                      Cl***                                                         3d

                                                   3p

                                     3s

 

 

 

Электронные формулы:

Cl*  ~ 1s22s22p63s23p43d1

Cl**  ~ 1s22s22p63s23p33d2

Cl***  ~ 1s22s22p63s13p33d3

Поэтому атом хлора, в отличие от атома фтора, может принимать участие в образовании не только одной, но также трёх, пяти или семи ковалентных связей. Так, в молекуле хлорноватистой кислоты HClO атом хлора образует одну ковалентную связь, в хлористой кислоте HClO2 ¾ три, в хлорноватой кислоте HClO3 ¾ пять, а в молекуле хлорной кислоты HClO4 ¾ семь ковалентных связей[5].

 

Задача 2

Как изменится скорость реакции 2 СО + О2 → 2 СО2 если концентрацию исходных веществ увеличить в 4 раза

Решение:

Скорость данной реакции выражается формулой[6]:

v = k [CO]2 [O2]

Пусть концентрация [CO] = [O2] = х

Начальная скорость реакции равна:

v1 = k х3

Скорость реакции после увеличения концентрации исходных веществ:

v2 = k [4x]2[4x] = k 64х3

Тогда v2/ v1 = k 64х3/ k х3 = 64, т.е. скорость данной реакции при увеличении концентрации исходных веществ возрастет в 64 раза.


Задача 3

Рассчитать молярную массу газа, если известно, что при температуре 20 ºС и давлении 0,253*105 Па образец этого газа массой 7 г занимает объем 22,18 л.

Решение:

Уравнение Менделеева - Клапейрона для произвольной массы газа имеет вид[7]:

pV = m/M * RT

Выражаем из уравнения М:

M = m R T / pV

М = 7 * 8,314 * (273 + 20) / 0,253*105 * 22,18*10-3 = 30,38 г/моль
























Список литературы

1. Воронин Г.Ф. Основы термодинамики. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1987.

2. Герасимов Я.И. Курс физической химии. Т.1, 2. М.: Химия, 1969.

3. Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1993.

4. Химия / Под ред. В. Шретера . – М.: Химия, 1986. – 648 с.

5. Ходаков Ю.В., Цветков Л.А. Химия – М.: Государственное учебно-педагогическое издательство министерства просвещения РСФСР, 1961. –  424 с.

6. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. – М.: Химия, 1972. – 472 с.


[1] Химия / Под ред. В. Шретера . – М.: Химия, 1986. – 648 с.


[2] Воронин Г.Ф. Основы термодинамики. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1987.

[3] Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1993.

[4] Герасимов Я.И. Курс физической химии. Т.1, 2. М.: Химия, 1969.


[5] Некрасов Б.В. Учебник общей химии. – М.: Химия, 1972. – 472 с.

[6] Ходаков Ю.В., Цветков Л.А. Химия – М.: Государственное учебно-педагогическое издательство министерства просвещения РСФСР, 1961. –  424 с.


[7]