13. Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия (Ориентационное взаимодействие, индукционное взаимодействие, дисперсионное взаимодействие).

Ответ. Водородная связь – это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами (O,N, наиболее сильное с F) одной или разных молекул посредством атома водорода. В большинстве случаев водородная связь слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу. В отличии от межмолекулярного взаимодействия водородная связь обладает направленностью и насыщаемостью. Иногда водородная связь образуется в органических соединениях между кислотами, поэтому органические кислоты очень слабые. Молекула воды образует 4 водородные связи. В их образовании принимают участие оба атома Н, а атом О из-за неподеленной электронной пары образует 2 водородные связи с атомами Н соседних молекул воды. При плавлении льда около 10% водородной связи разрушается, и молекулы воды сближаются. Поэтому плотность жидкой воды при t-плавлении выше, чем плотность льда. Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. Силы притяжения, действующие между молекулами на больших расстояниях, называются силами Ван-дер-Ваальса и представляют собой кулоновские силы, возникающие между электронами и ядрами двух молекул. Межмолекулярные взаимодействия характеризуются отсутствием обмена электронами между частицами, отсутствием специфичности и насыщаемости. Энергия межмолекулярного взаимодействия сравнительно невелика, однако она вносит существенный вклад в энергетическое состояние системы, определяя в значительной степени физические и химические свойства вещества. Механизмы возникновения сил притяжения: Ориентационное взаимодействие (диполь-диполь). Полярные молекулы, в которых центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают (HCl, H2O, NH3), ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение. Энергия взаимодействия в таком случае пропорциональна кубу расстояния между диполями. Притяжение диполь-диполь может осуществляться только тогда, когда энергия притяжения превышает тепловую энергию молекул. Обычно это имеет место в твердых и жидких веществах и проявляется в полярных жидкостях. Индукционное взаимодействие – это электростатическое взаимодействие полярной и неполярной молекулы. Энергия взаимодействия обратно пропорциональна в степени расстояния между ними. Неполярные молекулы под действием поля полярной молекулы поляризуются (становятся полярными), молекулы начинают притягиваться друг к другу, но намного слабее чем две полярные молекулы. Этот вид соединения проявляется в растворах полярных соединений в неполярных растворителях. Дисперсионное взаимодействие (Лондоновские силы) – это взаимодействие, которое может возникнуть между неполярными молекулами. Электроны, которые находятся в постоянном движении могут на очень короткое время оказаться сосредоточенными с одной стороны молекулы и тогда неполярная частица становится полярной. Между молекулами устанавливается кратковременная связь. Является самым слабым из всех взаимодействий.

18. Катализ, влияние катализатора на скорость химической реакции.

Ответ. Катализ – это процесс изменения скорости химической реакции в присутствии катализатора. Типы катализа: гомогенный и гетерогенный. Гомогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе. Гетерогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции. При этом сами катализаторы в химической реакции не расходуются. Установлено, что катализаторы изменяют механизм химической реакции. При этом возникают другие, новые, переходные состояния, характеризуемые меньшей высотой энергетического барьера. Таким образом, под действием катализатора снижается энергия активации процесса. Вступая в различного рода взаимодействия с промежуточными частицами, катализаторы по окончании реакции остаются в неизменном количестве. Катализаторы оказывают действие только на термодинамически разрешенные реакции. Катализатор не может вызвать реакцию, так как не влияет на ее движущие силы. Катализатор не влияет на константу химического равновесия, т.к. в равной степени уменьшает энергию активации и прямой, и обратной реакций. Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений. Например, механизм действия катализатора К в реакции А + В = АВ можно схематически показать так: А + К = АК /// АК + В = АВ + К /// А + В = АВ (АК - промежуточное соединение). В присутствии катализатора изменяется путь, по которому происходит суммарная реакция, поэтому изменяется ее скорость. Например: 2SO2 + O2 = 2 SO3 (медленно); 2SO2 + O2 = 2 SO3 (в присутствии катализатора NO - быстро). Механизм: 2 NO + O2 = 2 NO 2 (быстро). NO2 + SO2 = SO3 + NO (быстро). NO - катализатор, NO 2 - промежуточное соединение. Энергия активации существенно меньше, следовательно, скорость реакции возрастает.

19. Химическое равновесие, принцип Ле-Шателье.

Ответ. Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. А2 + В2 ⇄ 2AB. Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским учёным Ле Шателье. Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведённого воздействия. Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Равновесие смещается вправо, если повысились равновесные концентрации продуктов прямой реакции. Если повышаются равновесные концентрации исходных веществ прямой реакции, то равновесие смещается влево. На равновесие влияют: температура; давление; концентрации веществ; добавление катализатора; изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций. Добавление катализатора и изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций не оказывают влияние на смещение химического равновесия. Если реакция эндотермическая, то повышение температуры приведет к смещению равновесия вправо. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесной реакции, равновесие реакции сместится в сторону его расходования, а соответственно, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ – в сторону реакции его образования. Изменение давления может оказывать влияние только на реакции с участием газообразных веществ. Если в реакции синтеза аммиака увеличить давление, равновесие сместится в сторону уменьшения числа моль газа. Если слева число моль газа больше, чем справа, равновесие сместится в сторону образования аммиака

20. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.

Ответ. Внутренняя энергия систем – это полная энергия системы, состоящая из кинетической и потенциальной энергии. Кинетическая энергия – энергия движения; потенциальная энергия – энергия взаимодействия тел, т.е. притяжения и отталкивания частиц. U – внутренняя энергия. Любая система обменивается с внешней средой тепловой (Q) и механической (А) энергией, при этом происходит ее переход из первого состояния во второе. ∆U = U2 - U1, где U2 – конечное состояние, U1 – начальное состояние. ∆U = Q + A - т.е. кол-во энергии, которое выделяется или поглощается системой (Q + A) равняется изменению полной энергии системы. Энтальпия (Н) — это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Энтальпия — это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохранённой в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю её можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остаётся в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия — это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении. Единицы энтальпии — джоуль для энергии и Дж/кг для удельной энергии. Энтальпия или энергия расширенной системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии поршня с грузом Eпот = pSx = pV /// H = E = U + pV. Таким образом, энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии. Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии — имеет вполне определенное значение для каждого состояния: ΔH = H2 − H1. Если система каким-либо путём возвращается в исходное состояние (круговой процесс), то изменение любого её параметра равно нулю, а отсюда ΔU = 0 и ΔH = 0. Энтропия - понятие, впервые возникшее в термодинамике как мера необратимого рассеяния энергии. Энтропию относят к определенным условиям – t = 25о; p = 101,325 кПа, T = 298. Энтропия (S (Дж/К)) связана с числом (W) равновероятных микроскопических состояний, которыми можно реализовать данное макроскопическое состояние системы, уравнением S=k*lgW. Где K- коэффициент пропорциональности. Наименьшую энтропию имеют идеально правильно построенные кристаллы при абсолютном нуле. Энтропия кристалла, который имеет какие-либо неправильности несколько больше. С повышением температуры энтропия всегда возрастает, так же возрастает при превращении вещества из кристаллического состояния в жидкое, и в особенности при переходе из жидкого состояния в газообразное. Энтропия зависит только от состояния системы. Но связь изменения энтропии с теплотой зависит от способа проведения процесса – от его скорости. Если процесс проходит обратимо и при постоянной температуре: Изменение S = Q(обр)/T, где Q(обр) - кол-во теплоты, T- абсолютная температура.

21. Законы Генри, законы Рауля, закон Дальтона.

Ответ. Закон Генри (1803 г): При постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором. X=kP, где Х – молярная доля растворенного вещества, k – коэффициент пропорциональности, Р – парциальное давление. Закон пригоден лишь для сравнительно разбавленных растворов и невысоких давлений. Законы Рауля. Относительное понижение парциального давления пара растворителя над разбавленным раствором не электролита равняется молярной доле растворенного вещества. Х=(р_0-р)/р_0 , где Х – молярная доля растворенного вещества, р0 – давление чистого пара при данной t, р – давление насыщенного пара растворителя над раствором. Повышение t кипения или понижение t замерзания разбавленных растворов не электролитов пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы. ∆Ткип = KэСm, где Кэ – эбулиоскопическая константа. ∆Тзам = Kк Сm, где Кк – криоскопическая константа Законы Дальтона — два физических закона, определяющих суммарное давление (1801) и растворимость (1803) смеси газов. Сформулированы Джоном Дальтоном в начале XIX века. Закон о суммарном давлении смеси газов. Давление смеси химически не взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений. . Закон о растворимости компонентов газовой смеси. При постоянной температуре растворимость в данной жидкости каждого из компонентов газовой смеси, находящейся над жидкостью, пропорциональна их парциальному давлению m_{i =} . Оба закона Дальтона строго выполняются для идеальных газов. Для реальных газов эти законы применимы при условии, если их растворимость невелика, а поведение близко к поведению идеального газа. Закон о суммарном давлении смеси газов строго соблюдается при очень малых давлениях, когда среднее расстояние между молекулами значительно больше их собственных размеров, и взаимодействие молекул друг с другом практически отсутствует. При обычных невысоких давлениях он соблюдается приближённо, а при высоких давлениях наблюдается большое отклонение от этого закона.

22. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа.

Ответ. Осмотическое давление – это давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы привести его в равновесие с чистым растворителем, отделенным от нее полунепроницаемой перегородкой. С точки зрения термодинамики движущей силой осмоса является стремление системы к выравниванию концентраций. Закон Ван-Гоффа: Осмотическое давление численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем равный объему раствора. Если трубку, заполненную раствором (например, сахара), отделить от воды полупроницаемой мембраной (которая пропускает только молекулы воды, но не сахара), то через мембрану происходит диффузия молекул воды в раствор и уровень жидкости в трубке поднимается. Это приводит к увеличению давления в нижней части раствора, что затрудняет дальнейшую диффузию воды. При некоторой высоте ( ) столба раствора в трубке скорости диффузии воды из наружного сосуда во внутренний и обратно сравняются и подъём жидкости в трубке прекратится, т. е. система придёт в равновесие. Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку от раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества к раствору с большей концентрацией называют осмосом. Давление, которое нужно приложить в процессе осмоса к раствору, чтобы привести его уровень к уровню чистого растворителя, называют осмотическим давлением. Вант-Гофф, анализируя результаты изучения осмотического давления разных растворов, пришел к выводу: в разбавленных растворах (С ≤ 0,01моль/л) растворитель и растворенное вещество ведут себя подобно газам. Поэтому к разбавленным растворам применимо уравнение состояния идеальных газов в следующей форме: , где π – осмотическое давление, n – число молей растворенного вещества. Решив это уравнение относительно p и произведя замену n/V = C, получают выражение, называемое законом Ван-Гоффа: , где С – концентрация растворенного вещества, моль/л.

23. Особенности растворов электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации.

Ответ. Растворы электролитов проводят электричество. По величине степени диссоциации все электролиты можно условно разделить на сильные (степень диссоциации которых стремится к единице) и слабые (степень диссоциации которых стремится к нулю). Сильные электролиты в растворах практически полностью распадаются на ионы, и уравнение диссоциации для таких электролитов принято записывать как необратимый процесс. К сильным электролитам относят щелочи, все соли, некоторые кислоты (HCl, HNO3, H2S04, НСlO4, HBr, HI, CF3COOH и др.). Слабые электролиты в растворах диссоциируют очень незначительно, причем этот процесс обратим. К слабым электролитам относятся многие неорганические (H2S, H2C03, HCN) и почти все органические кислоты. Вода, будучи причиной диссоциации, сама незначительно диссоциирует. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Закон разведения Оствальда: степень диссоциации электролита при разбавлении раствора увеличивается. Основные положения теории электролитической диссоциации. Электроны находятся в более устойчивом состоянии, чем атомы. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно). Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).

24. Произведение растворимости, реакция обмена в растворах электролитов.

Ответ. Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости величина постоянная. При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде: СаСО₃ = Са²⁺ + СО₃^2- . Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению: . В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения: Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости. В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m ионов A и n ионов B, рассчитывается по уравнению: где [^Am+] и [B^n-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации. Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках. Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов. Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется: нерастворимое соединение, выпадающее в осадок; газообразное вещество; слабый электролит (вода, слабое основание (NH₄OH) или слабая кислота (HNO₂)). Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.