Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Состояние, в котором скорость обратной реакции становится равной скорости прямой реакции, называется химическим равновесием.

Константа равновесия, степень превращения. Состояние химического равновесия обратимых процессов количественно характеризуется константой равновесия. Так, для обратимой реакции, которую в общем виде можно записать как

согласно закону действующих масс, скорости прямой реакции u ₁ и обратной u ₂ соответственно запишутся следующим образом:

В момент достижения состояния химического равновесия скорости прямой и обратной реакций равны:

где К — константа равновесия, представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной

реакций.

3.13 Экзо- и эндотермические реакции. (определение, примеры). Реакция, при которой выделяется тепло, называется экзотермической. (если реагируют 1моль чистого водорода и 0,5моля чистого кислорода, образуется 1моль воды, при этом выделяется тепло, количество которого равно 68000 кал.); Реакция, при которой происходит поглощение тепла, называется эндотермической. (при разложении в приборе 1моля воды на электродах образуются 1моль водорода и 0,5моля кислорода. Для того чтобы происходило разложение воды, необходимо затратить определенное количество энергии.)

Изменение энтальпии и энтропии для химической реакции находится по следствию из закона Гесса, согласно которому изменение термодинамической функции в результате реакции равно разности сумм этих функций у конечных и начальных продуктов реакции

6.

Электролитическая диссоциация, распад вещества на ионы при растворении. Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер (см. Сольватация). Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в Электролитическая диссоциация играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.

Классическая теория Электролитическая диссоциация была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 80-х гг. 19 в. Она основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации а, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается действующих масс законом. Например, Электролитическая диссоциация бинарного электролита КА выражается уравнением типа КА Û К⁺ + А^-. Константа диссоциации К_д определяется активностями катионов а _К +, анионов а _А- и недиссоциированных молекул а_КА следующим образом:

(1)

Гидратация (от греч. hydor — вода), процессы связывания воды химическими веществами. Различают несколько видов гидратации.

В зависимости от средней продолжительности жизни молекул воды в гидратной оболочке, различают положительную и отрицательную гидратацию [6]. Положительная гидратация характерна для «жестких» ионов, имеющих высокую поверхностную плотность заряда. Это ионы с большим зарядом и малым радиусом: Li⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺,Fe³⁺, Cr³⁺, F^-, Cl^-, CО₃^2-, HCO₃^-. В этих случаях толщина плотного гидратного слоя больше, чем рыхлого слоя, а среднее время жизни молекул воды в гидратной оболочке иона больше, чем в «свободной» воде, не участвующей в гидратации (рис. 2а). Ионы с положительной гидратацией, повышая в растворе содержание «структурированной» воды, влияют на структурно-информационные свойства воды в растворе.

Положительная гидратация характерна также для растворимых веществ, молекулы которых полярны, включая низкомолекулярные биосубстраты, а также белки, полисахариды, нуклеиновые кислоты. Причем структура кластеров плотного гидратного слоя, состоящих, по- видимому, из водных тетраэдров, специфична в зависимости от природы вещества.

_{Отрицательная гидратация характерна для «мягких» ионов с малой плотностью заряда:}

K⁺, Cs⁺, NH₄⁺, J^-, Br^-, HPO₄^2-, H₂PO₄^-, NO₃^-, ClO₄ ^–, и поэтому слабо притягивающих молекулы воды. В этом случае (рис.2б) в гидратной оболочке имеется тонкий, плотный со специфической структурой слой и толстый, рыхлый слой. Среднее время жизни молекул воды в гидратной оболочке таких ионов меньше, чем в «свободной» воде. Ионы с отрицательной гидратацией так

же влияют на структурно-информационные свойства воды в растворе, разрыхляя её структуру.

Однослойная гидратная оболочка, состоящая только из плотного гидратного слоя характерна для веществ, молекулы которых неполярны или малополярны: N₂, O₂, CO₂, летучие углеводороды, закись азота (N₂O), хлороформ (CHCl₃), эфир ((С₂Н₅)₂О), фторотан (CF₃CHBrCl). Они растворяются путем внедрения молекул в структурные полости внутри водных кластеров, причем размеры этих полостей должны соответствовать размерам молекул. Вследствие неполярности молекул этих веществ, они, вступая в гидрофобное взаимодействие [2; стр. 55] с молекулами воды окружающего их кластера, стабилизируют его структуру. В этом случае характер гидратации – положительный и поэтому такие вещества способствуют структурированию воды в системе.

Оболочка гидратная — оболочка влаги связанной, образующаяся вокругколлоидных частиц или ионов под влиянием си притяжения между ними и дипольными молекулами воды.

аКВАКОМПЛЕКСЫ, координац. соединение, содержащие в качестве лигандов одну или несколько молекул воды. Последняя связана с центр, атомом металла через атом кислорода. Различают АКВАКОМПЛЕКСЫ катионного типа (например, [Со(Н₂О)₆]Cl₂), анионного (например, К[Сг(Н₂О)₂(ОН)₄]) и комплексы-неэлектролиты (например, [PtCl₄(H₂0)₂]). АКВАКОМПЛЕКСЫ во многие случаях легко образуются в водных растворах из др. координац. соединение в результате внутрисферного замещения, гидратации катионов, а также присоединения молекул Н₂О. В последнем случае координац. число центральное атома может повыситься, например в результате присоединения к анионам [АиCl₄]^- или [PtCl₄]^- двух молекул воды.

В лабильных АКВАКОМПЛЕКСЫ аквагруппы вступают в реакции обмена с высокой скоростью. Так, время практически полного изотопного обмена Н₂О на ¹⁸Н₂О в [Al(Н₂О)₆]³⁺, [Fe(H₂O)₆]³⁺ и др. составляет при 25°С ок. 1 мин. Для стабильных АКВАКОМПЛЕКСЫ, например [Сг(Н₂О)₆]Cl₃, время полупревращения при изотопном обмене - ок. 40 ч при 25°С. АКВАКОМПЛЕКСЫ обладают кислотными свойствами, например: [Al(Н₂0)₆]³⁺ [Al(Н₂0)₅ОН]²⁺ + Н ⁺

7.

Вале́нтность (от лат. valens — имеющий силу) — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. В свете строения атома валентность — это способность атомов отдавать или присоединять определённое число электронов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, валентность атомов определяется числом присоединённых или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся «общих» электронных пар. Однако в настоящее время весьма затруднительно найти меру для характеристики способности атома к образованию химической связи. Существуют количественные характеристики способности атомов соединяться друг с другом: понятие валентности (ковалентности), понятие степени (состояния) окисления и понятие координационного числа. Валентность элемента совпадает с номером группы в таблице Менделеева.

Валентных связей метод (метод валентных схем), метод приближенного решения электронного уравнения Шрёдингера для многоэлектронных молекулярных систем. Основан на представлениях о двухцентровых химических связях между атомами в молекуле, образуемых двумя электронами. Эти представления являются обобщением на многоатомные молекулы приближения Гайтлера - Лондона, позволившего впервые с помощью квантовомех. методов объяснить хим. связь в молекуле Н2.

Осн. физ. идея В. с. м. состоит в том, что волновая ф-ция молекулы выражается через волновые ф-ции составляющих ее атомов. Образование хим. связи рассматривается как результат спаривания спинов своб. электронов атомов. Тем самым В. с. м. дает обоснование одному из осн. положений теории валентности: валентность нейтрального атома равна числу своб. электронов в его валентной оболочке. Каждому валентному штриху, соединяющему атомы А и В в структурной ф-ле молекулы, отвечает двухэлектронная ф-ция валентной связи ХАВ(1,2), к-рая представляется в виде произведения двух волновых ф-ций: пространственной Ф(1,2), симметричной относительно перестановки координат электронов, и спиновой (1,2), антисимметричной относительно такой перестановки и описывающей систему двух электронов с противоположными спинами; цифры 1 и 2 в этих обозначениях указывают пространств. координаты или спиновые переменные первого и второго электронов либо те и другие одновременно. Следовательно,

Для простейшей молекулы Н2 ф-цию Ф(1,2) строят из 1s-орбиталей атомов Н, обозначаемых для разных ядер как и , а ф-цию (1,2) - из одноэлектронных спиновых ф-ций и (спин-функций), описывающих состояния электронов с противоположно направленными спинами

8.

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции – отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

• Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q _v(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q _p(изобарный процесс).
• В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят в стандартных условиях при Т = 298 К и Р = 1атм, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции Δ H _r^O. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.