ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 21.08.2019
Просмотров: 10661
Скачиваний: 7
СОДЕРЖАНИЕ
Пример строения хлора (С): порядковый номер 17, а атомная масса 37, число электронов 17, ядро содержит 17 протонов и 20 электронов.
Ядра элементов могут содержать различное количество нейтронов, так есть атомы хлора, обладающие атомной массой 37 и 35, их ядра содержат 20 и 18 нейтронов соответственно – это так называемые изотопы (37Сl, 35Сl).
Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра (и соответственно химическими свойства), но разным числом нейтронов.
Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра, т. е. это совокупность изотопов.
С начала ХIХ в. активно обсуждался вопрос о том, что относится к химическим соединениям, а что к смесям.
Ж. Пруст сформулировал закон постоянства состава: любое индивидуальное химическое соединение обладает строго определенным неизменным составом, «прочным притяжением составных частей» (атомов) и тем отличается от смесей.
С позиций атомно-молекулярного учения данный закон был обоснован химиком Д. Дальтоном; он утверждал, что все простые и сложные индивидуальные вещества состоят из мельчайших частиц – молекул, которые в свою очередь образованы из атомов химических элементов. Так, молекулы простых веществ – водорода (Н2), кислорода (О2), озона (О3), – образованные из атомов одного элемента. Молекулы сложных веществ образованы из разных атомов.
К. Бертолле утверждал возможность существования индивидуальных химических соединений переменного состава с непрерывным изменением. Так, интерметаллические соединения, состоящие из 2 металлов: цинк-сурьма, магний-серебро и др. образуют соединения, как с постоянным, так и с переменным составом. Н.С. Курнаков первые из них назвал дальтонидами в честь Ж. Дальтона, а вторые – бертоллидами в честь К. Бертолле.
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойства и состоящая их одинаковых или разных атомов. В состав молекул входят атомы. Большинство неорганических веществ не имеют молекулярного строения.
Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств.
Химическое соединение – определенное вещество, состоящее из одного или нескольких химических элементов, атомы которых химической связью объединены в частицы – молекулы, комплексы, монокристаллы или иные агрегаты.
3.2. Развитие учения о структуре молекул
При взаимодействии атомов между ними может возникнуть химическая связь, приводящая к образованию многоатомной системы – молекулы, молекулярного иона или кристалла.
Химическая связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.
Й. Берцелиус в 1830 г. выдвинул гипотезу: все атомы разных элементов обладают различной электроотрицательностью, причем атом каждого элемента несет два заряда (положительный + и отрицательный –). Объединение атомов в молекулы происходит за счет взаимодействия разноименно заряженных атомов или атомных групп, что сопровождается частичной нейтрализацией зарядов. Например, калий (К) несет положительный заряд, а кислород (О) – отрицательный, взаимодействуя, они образуют оксид. Однако, теория Берцеллиуса, основанная на электростатическом взаимодействии зарядов, не могла объяснить образование молекул из двух одинаково заряженных атомов, например, молекулы О2.
В 1916 г. Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам – эта идея послужила основой для разработки современной теории ковалентной связи. В том же году В. Коссель предположил, что химическая связь возникает при взаимодействии двух атомов, один из них отдает электроны, превращаясь в положительно заряженный ион (катион), а второй атом принимает электрон, превращаясь в отрицательно заряженный ион (анион). Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию представлений об ионной связи.
Ковалентная связь – химическая связь между атомами, осуществляемая обобществляемыми электронами.
Ковалентная связь между одинаковыми атомами называется неполярной (Н· + ·Н® Н : Н или Н – Н).
Ковалентная связь возникающая при взаимодействии атомов разных элементов называется полярной, при этом общая электронная пара (или электронные пары) несколько смещаются в сторону более полярного атома (H – Cl, С≡O).
Ионная связь – химическая связь, осуществляемая за счет электростатического притяжения образовавшихся разноименных ионов (Na+ Cl–, NH4+ OH–).
Металлическая связь – многоцентровая химическая связь с дефицитом электронов в твердом или жидком состоянии, основанная на обобществлении внешних электронных атомов. Металлическая связь характерна только для конденсированного состояния вещества в жидкости или твердом веществе.
Электрически нейтральные атомы и молекулы способны к дополнительному взаимодействию друг с другом: водородная связь – химическая связь, осуществляемая между положительно поляризованным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом F, O и N (реже Cl, S и др.), принадлежащих другой или той же молекуле (НF … HF, Н2О … Н2О).
Ф. Кекуле сформулировал теорию валентности – каждый атом обладает определенной способностью к насыщению, т.е. валентностью, или числом единиц сродства. Благодаря этому появилась возможность составлять так называемые структурные формулы. При написании в любой формуле элементы связывают друг с другом согласно их валентности.
Позже А.М. Бутлеров разработал теорию строения органических соединений:
1. Атомы в молекулах соединены химическими связями согласно их валентности в определенном порядке.
2. Атомы и группы атомов, соединенные в молекуле, оказывают взаимное влияние.
3. Химическое строение вещества определяет его свойства.
4. Изучая химические превращения вещества, можно установить строение вещества и выразить его одной единственной структурной формулой.
Теория Бутлерова явилась фундаментом для развития органической химии.
3.3. Развитие учения о химических процессах
3.3.1. Энергетика химических процессов и систем
Химические реакции – взаимодействие между атомами и молекулами, приводящее к образованию новых веществ, отличных от исходных по химическому составу или строению. Химические реакции в отличие от ядерных не изменяют ни общего числа атомов в системе, ни изотопного состава элементов. Методы управления химической реакцией можно разделить на термодинамические и кинетические, среди последних ведущую роль выполняют каталитические процессы.
Химическая термодинамика отвечает на вопросы о принципиальной возможности протекания данной химической реакции в определенных условиях и о конечном равновесном состоянии системы.
Система – совокупность тел, выделенная из пространства. Если в системе возможен массо- и теплообмен между всеми ее составными частями, то такая система называется термодинамической. Химическая система, в которой возможно протекание реакций, представляет собой частный случай термодинамической. Если между системой и окружающей средой отсутствует массо- и теплообмен, то такая система называется изолированной. Если отсутствует массообмен, но возможен теплообмен, то система называется закрытой. Если же между системой и окружающей средой возможен и массо-, и теплообмен, то система открытая. Система, состоящая из нескольких фаз, называется гетерогенной, однофазная система – гомогенной.
Состояние химической системы определяется свойствами: температура, давление, концентрация, объем, энергия.
Реакции, протекающие в гомогенной системе, развиваются во всем ее объеме и называются гомогенными. Реакции, происходящие на границе раздела фаз – гетерогенными.
Для термодинамического описания системы пользуются так называемыми функциями состояния системы – это любая физическую величину, значения которой однозначно определяются термодинамическими свойствами системы. К важнейшим функциям состояния системы относятся:
- полная энергия системы (Е);
- внутренняя энергия системы (U);
- энтальпия (или теплосодержание) – это мера энергии, накапливаемая веществом при его образовании (Н): Н = U + р∙V;
- энтропия – мера неупорядоченности системы (S);
- энергия Гиббса – мера устойчивости системы при постоянном давлении (G): ∆G = ∆H – T∙∆S;
- энергия Гельмгольца – мера устойчивости системы при постоянном объеме (F): ∆F = ∆U – T∙∆S.
Судить о возможности самопроизвольного протекания процесса можно по знаку изменения функции свободной энергии Гиббса: если ∆G < 0, т.е. в процессе взаимодействия происходит уменьшение свободной энергии, то процесс термодинамически возможен. Если ∆G > 0, то протекание процесса невозможно. Таким образом, все процессы могут самопроизвольно протекать в сторону уменьшения свободной энергии.
Химическое взаимодействие, как правило, сопровождается тепловым эффектом. Процессы, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими (∆Н < 0), а идущие с поглощением теплоты – эндотермическими (∆Н > 0).
Тепловой эффект химических процессов в изобарных условиях определяется изменением энтальпии, т.е. разницей энтальпий конечного и исходного состояний. Согласно, закону Лавуазье-Лапласа: теплота, выделяющаяся при образовании вещества, равна теплоте, поглощаемой при разложении такого же его количества на исходные составные части.
Более глубокие обобщения термохимических закономерностей дает закон Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих или при постоянном давлении, или при постоянном объеме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы.
I закон термодинамики (закон сохранения энергии) – энергия не исчезает и не возникает вновь из ничего при протекании процесса, она лишь может переходить из одной формы в другую в строго эквивалентных отношениях.
II закон термодинамики – при протекании процесса в изолированной системе обратимых процессов энтропия остается неизменной, а при необратимых процессах увеличивается.
3.3.2. Реакционная способность веществ
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий закономерности протекания физико-химических процессов во времени и механизмы взаимодействия на атомно-молекулярном уровне. Химическая кинетика рассматривает зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов, температуры, свойств среды, электромагнитного излучения и других факторов.
Скорость химической реакции (v) – изменение концентрации (С) реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени (τ) в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единицу площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).
v = ∆С / ∆τ
Зависимость скорости химических реакций от концентраций реагирующих веществ легко понять исходя из молекулярно-кинетических представлений. Молекулы газов, двигаясь в различных направлениях с довольно большой скоростью, неизбежно должны встречаться, сталкиваться друг с другом. Взаимодействие между молекулами, очевидно, может происходить только при их столкновениях, следовательно, чем чаще будут сталкиваться молекулы, тем быстрее будет идти превращение исходных веществ в новые и тем больше будет скорость реакции.
К. Гульдберг и П. Вааге в 1867 г. сформулировали закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ.
Скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Так, для гомогенной реакции типа А + 2В → АВ2 закон действующих масс выражается следующим образом:
v = k∙[A]∙[В]2
где [A] и [В] – концентрации вступающих в реакции веществ, k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ.
При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действующих масс.
Скорость всякой реакции непрерывно уменьшается с течение времени, так как взаимодействующие вещества постепенно расходуются и концентрации их уменьшаются. Поэтому, говоря о скорости реакции, всегда имеют в виду скорость в данный момент, т.е. то количество вещества, которое подверглось бы превращению, если бы существующие в данный момент концентрации поддерживались искусственно в течение определенного промежутка времени.
Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10°С скорость большинства реакций возрастает в 2–4 раза.
Отношение константы скорости при температуре t + 10° к константе при температуре t называется температурным коэффициентом скорости (γ).
В общем случае, если температура изменилась на ∆t°, уравнение зависимости скорости реакции от температуры имеет вид:
vt+∆t / vt = γ∆t/10
Так, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3, то, во сколько возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 60 °С? Поскольку ∆t = 60 – 20 = 40 °С, то, обозначив соответственно скорость реакции при 20 и 60 °С соответственно через v и v´, можем записать изменения скорости реакции: v´ / v = 340/10 = 34 = 81 раз.
Сильное возрастание скорости реакции при повышении температуры связано с резким возрастанием числа активных частиц и числа активных столкновений.
Зависимость скорости химической реакции от присутствия катализаторов и ингибиторов – веществ, которые изменяют скорость реакции, но сами в результате реакции остается в химически неизменном состоянии и не расходуется. Вещества, ускоряющие реакцию, называются катализаторами, а замедляющие – ингибиторами. Иногда применение катализаторов может увеличить скорость реакции в 1000 и более раз.
Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Скорость химической реакции возрастает в присутствии катализатора, в связи с понижением энергия активации реакции через образование нестойких промежуточных соединений – активных комплексов. Процесс, идущий с образованием активного комплекса кинетически более выгоден, т.к. требуется меньшей затраты энергии.
Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию. Такого рода реакции, называются автокаталитическими. Например, кислота, образующаяся при гидролизе эфиров, катализирует этот гидролиз. Скорость автокаталитических реакций в течение некоторого времени (период индукции) мала, но по мере накопления продукта – катализатора, растет, достигает максимума и снова уменьшается вследствие расхода исходного вещества. В таких реакциях возможно протекание явлений самоорганизации, приводящее к образованию пространственных и пространственно-временных диссипативных структур.
Ярким примером автокаталитического процесса является гомогенная периодическая химическая реакция окисления лимонной кислоты смесью бромата калия КВrО3 и сульфата церия Се(SО4)2, открытая и исследованная русскими химиками Белоусовым и Жиботинским в 1951 г. Смесь этих веществ, растворенная в разбавленной серной кислоте, дает реакцию восстановления церия: Се4+(синего цвета)→Се3+(красного цвета), а затем, когда свободный ион брома расходуется (выступает как ингибитор окисления церия), протекает обратная реакция окисления: Се3+→ Се4+. В результате возникает система, которая с идеальной периодичностью изменяет свой цвет с синего на красный и наоборот. Эти колебания можно рассматривать как химические часы, а саму систему как самоорганизующуюся. Начиная с некоторого момента числа колебаний системы, спонтанно возникают неоднородности концентрации и образуются устойчивые красные и синие слои.