Ориентационное взаимодействие

Полярные молекулы, в которых центры тяжести положительного и отрицательного зарядов не совпадают, например HCl, H₂O, NH₃, ориентируются таким образом, чтобы рядом находились концы с противоположными зарядами. Между ними возникает притяжение.

Для взаимодействия двух диполей энергия притяжения между ними (энергия Кеезома) выражается соотношением:

E_К = −2 μ₁ μ₂ / 4π ε₀ r³,

где μ₁ и μ₂ - дипольные моменты взаимодействующих диполей, r - расстояние между ними. Притяжение диполь-диполь может осуществляться только тогда, когда энергия притяжения превышает тепловую энергию молекул; обычно это имеет место в твердых и жидких веществах. Диполь - дипольное взаимодействие проявляется в полярных жидкостях ( вода, фтороводород ) .

Индукционное взаимодействие:

Если рядом с полярная молекула окажется полярная рядом с неполярными, она начнет влиять на них. Поляризация нейтральной частицы под действием внешнего поля (наведение диполя) происходит благодаря наличию у молекул свойства поляризуемости γ. Постоянный диполь может индуцировать дипольное распределение зарядов в неполярной молекуле. Под действием заряженных концов полярной молекулы электронные облака неполярных молекул смещаются в сторону положительного заряда и подальше от отрицательного. Неполярная молекула становится полярной, и молекулы начинают притягиваться друг к другу, только намного слабее, чем две полярные молекулы.

Энергия притяжения между постоянным и наведенным диполем (энергия Дебая) определяется выражением:

E_Д = −2 μ_нав² γ / r⁶,

где μ_нав - момент наведенного диполя.

Притяжение постоянного и наведенного диполей обычно очень слабое, поскольку поляризуемость молекул большинства веществ невелика. Оно действует только на очень малых расстояниях между диполями. Этот вид взаимодействия проявляется главным образом в растворах полярных соединений в неполярных растворителях.

Дисперсионное взаимодействие:

Между неполярными молекулами также может возникнуть притяжение. Электроны, которые находятся в постоянном движении, на миг могут оказаться окажется сосредоточенными с одной стороны молекулы, то есть неполярная частица станет полярной. Это вызывает перераспределение зарядов в соседних молекулах, и между ними устанавливаются кратковременные связи:

Энергия такого взаимодействия (энергия Лондона) дается соотношением:

E_Л = −2 μ_мгн² γ² / r⁶,

где μ_мгн - момент мгновенного диполя. Лондоновские силы притяжения между неполярными частицами (атомами, молекулами) являются весьма короткодействующими. Значения энергии такого притяжения зависят размеров частиц и числа электронов в наведенных диполях. Эти связи очень слабые - самые слабые из всех межмолекулярных взаимодействий. Однако они являются наиболее универсальными, так как возникают между любыми молекулами.

Термодинамика:

Наука о взаимных превращениях различных видов энергии.

Q=dU+A

Q – тепло, подведенное системе, расходуется на изменение внутренней энергии и совершение системой работы.

dH=dQp

Теплосодержание системы:

Мера энергии, которая накапливается веществом при его образовании.

Вну́тренняя эне́ргия тела:

(Обозначается как E или U) — это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутренняя энергия складывается в основном из кинетической энергии движения частиц (атомов, молекул, ионов, электронов) и энергии взаимодействия между ними (внутри- и межмолекулярной)

Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание(Н):

Термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц. Проще говоря, энтальпия — это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.

Станда́ртные состоя́ния: 

В химической термодинамике условно принятые состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов при оценке термодинамических величин.

Норма́льные усло́вия:

Стандартные физические условия, с которыми обычно соотносят свойства веществ Нормальные условия определены IUPAC (Международным союзом практической и прикладной химии) следующим образом:

• Атмосферное давление 101325 Па = 760 мм рт. ст.

• Температура воздуха 273,15 K = 0° C.

Стандартные условия:

• давление 1 Бар = 10⁵ Па = 750,06 мм рт. ст.;

• температура 298,15 К = 25 °С.

Энтропи́я(S):

(От др.-греч. ἐντροπία - поворот, превращение) — в естественных науках мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. Термодинамическая энтропия — термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности термодинамической системы, то есть неоднородность расположения и движения её частиц.

Свободная энергия Гиббса:

Величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции

Направление химических реакций зависит от их характера.

Скорость химической реакции:

Изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:

• природа реагирующих веществ,

• наличие катализатора,

• температура (правило Вант-Гоффа),

• давление,

• площадь поверхности реагирующих веществ.

Число молекул, вступающих в реакцию, определяют молекулярность реакции. Так, если в реакцию вступает одна молекула, то такая реакция называется молекулярной реакцией. Если в реакции участвуют две молекулы (безразлично, одинаковые или нет), то такая реакция называется бимолекулярной. Существуют и тримолекулярные реакции.

Порядок реакции:

Определяется как сумма показателей степеней n₁ и n₂ в уравнении

        

        выражающем зависимость скорости реакции r от концентраций [A₁] и [А₂] исходных веществ.

Гетерогенные процессы протекают на границе раздела двух фаз.

Зако́н де́йствующих масс:

Устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ. Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Константа скорости реакции:

Коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации ), чтобы этот барьер преодолеть.

Энергия активации:

Минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция.

Уравнение Аррениуса:

Устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции, устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры .

A=z*p

Z – число столкновений молекул

P – стерический фактор

Е – основание натурального логарифма

R – универсальная газовая постоянная

T – температура

Стерический фактор показывает число благоприятных способов ориентации к их общему числу.

Здесь характеризует частоту столкновений реагирующих молекул,  — универсальная газовая постоянная.

В рамках теории активных соударений зависит от температуры, но эта зависимость достаточно медленная:

Фактор частоты:

Константа перед экспонентой в уравнении Аррениуса, которая показывает, насколько вероятно, что молекулы реагентов при столкновениях имеют правильную ориентацию для того, чтобы произошла химическая реакция. Обычно обозначается буквой A.

Стерический фактор:

Фактор, отражающий влияние на скорость химической реакции определенного расположения молекул реагентов в момент соударения. Он зависит в силу этого от температуры (возрастает скорость соударения молекул реагентов и ускоряется реакция), от давления (при высоком давлении в среде, где происходит реакция расстояния между молекулами реагентов меньше).

Химическое равновесие:

Состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой.

Состояние обратимой химической реакции при котором скорость прямой и скорость обратной реакции равны.

Принцип Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;

• При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH₃, о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции.

Ката́лиз:

Избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.

Раство́р:

Гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Растворитель:

Компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает.

Сначала вода, Потом кислота, Иначе случится Большая беда

Химик, запомни как оду! Льют кислоту в воду!

Растворение: 

Переход молекул вещества из одной фазы в другую (раствор, растворенное состояние).

Сольвата́ция:

Электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя. Сольватация в водных растворах называется гидратацией.

Электролитическая диссоциация:

Процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

C ростом температуры наблюдается увеличение, ускорение растворимости, причина чего заключается в ускорении теплового движения молекул.