Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Положение химического равновесия зависит от следующих парамктров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:Если на систему,находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.

Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. N2 + 3H2 2NH3 + Q

Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переоходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.

Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом;при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом 3. Влияние концентрации. 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.ного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

Билет №14

Какие степени окисления могут проявлять элементы и как изменяется характерная степень окисления в ряду Co-Rh-Ir?

Элемент Степень окисления

Кобальт	0, +II, III
Родий	0, +III, IV
Иридий	0, +III, IV

Межмолекулярное взаимодействие.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ, взаимод. молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей. Межмолекулярное взаимодействие определяет отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и мол. кристаллов. От межмолекулярного взаимодействия зависят мн. структурные, спектральные, термодинамич., теплофиз. и др. св-ва в-в. Появление понятия межмолекулярного взаимодействия связано с именем Й. Д. Ван-дер-Ваальса, к-рый для объяснения св-в реальных газов и жидкостей предложил в 1873 ур-ние состояния, учитывающее межмолекулярное взаимодействие (см. Ван-дер-Ваальса уравнение). Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия часто называют ван-дер-ваальсовыми.Виды межмолекулярного взаимодействия. Основу межмолекулярного взаимодействия составляют кулоновские силы взаимод. между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. В экспериментально определяемых св-вах в-ва проявляется усредненное взаимод., к-рое зависит от расстояния R между молекулами, их взаимной ориентации, строения и физ. характеристик (ди-польного момента, поляризуемости и др.). Э н е р г и я э л е к т р о с т а т и ч е с к о г о в з а и м о д е й с т в и я Vэл-ст представляет собой энергию кулоновского взаимод., вычисленную в предположении, что распределение зарядовой плотности отвечает изолир. молекулам (R = ). В общем случае электрич. потенциал вокруг молекулы изменяется не только по абс. величине, но и по знаку. П о л я р и з а ц и о н н о е в з а и м о д е й с т в и е обусловлено деформацией электронной оболочки одной молекулы под влиянием электрич. поля другой, что всегда приводит к понижению энергии (притяжению молекул).Межмолекулярное взаимодействие, связанное с переносом электронного заряда с одной молекулы на другую, близко по физ. смыслу к поляризац. межмолекулярному взаимодействию. Перенос заряда происходит при перекрывании электронных оболочек молекул, если их сродство к электрону различно. Дисперсионное межмолекулярное взаимодействие определяется корреляцией движения электронов двух взаимодействующих молекул, в результате чего среднее расстояние между электронами этих молекул несколько увеличивается. Это приводит к уменьшению энергии их взаимодействия, т.е. к притяжению молекул. Дисперсионное взаимод. имеет универсальный характер: оно существует между любыми молекулами

Энергия о б м е н н о г о в з а и м о д е й с т в и я молекул Vобм обусловлена тем, что в соответствии с принципом Паули в одном и том же квантовом состоянии не могут находиться два электрона с одинаковыми спинами. Вследствие этого электронная плотность в пространстве между молекулами при перекрывании их электронных оболочек уменьшается

Специфические межмолекулярные взаимодействия. Частный случай межмолекулярного взаимодействия-водородная связь. От межмолекулярных взаимодействий полярных молекул, не содержащих атомов Н, она в целом не отличается ни по энергии диссоциации (10-100 кДж/моль), ни по относит. величине разл. вкладов в межмол. потенциал; во всех случаях главный вклад в энергию притяжения дает Vэл-ст (кривая на рис. 1 относится к Н-связи НО—Н ...ОН2). Специфично для водородной связи сильное взаимод. разл. колебат. степеней свободы в комплексах. Это приводит, в частности, к длинноволновому смещению и уширению ИК полосы АН-группы (напр., О—Н).Межмолекулярные взаимодействия изучают разл. физ. методами, основные из к-рых-молекулярных пучков метод, дифракционные методы, в частности газовая электронография, масс-спектрометрия по-выш. давления, ЯМР, микроволновая спектроскопия, ЯКР, колебат. спектроскопия (инфракрасная и комбинац. рассеяния), вакуумная УФ спектроскопия; изучение температурных зависимостей вириальных коэф., коэф. вязкости, диффузии, теплопроводности и др. Важную роль в исследовании межмолекулярных взаимодействий играют расчетные методы квантовой химии.

Билет №15

Чем объяснить, что в молекуле аммиака валентный угол равен 107˚C, а в молекуле фторида азота (III) – 102˚C?

Данные молекулы однотипны: в них атомные орбитали азота находятся в состоянии sp3- гибридизации, обе молекулы пирамидальные, в обеих молекулах атом азота, кроме трех связывающих, имеет одну не связывающую орбиталь. Но молекулы отличаются тем, что присоединенные к азоту водород и фтор имеют разную электроотрицательность: у водорода она меньше (2,1), а у фтора (4,0) она больше, чем у азота(3,0). В молекулах NF3 область повышенной электронной плотности на связях N-H смешана? наоборот? к атому азота№ Более удаленный от атома азота связывающие орбитали в молекуле NF3 занимают меньший объем в пространстве, поэтому валентный угол в этой молекуле меньше, чем в молекуле NH3.

Валентный угол определяется с помощью гибридизации, у аммиака SP3 гибридизация, его молекула имеет форму пирамиды, отсюда получается что его валентный угол равен 107 градусов