3. Межмолекулярное взаимодействие.

Молекулы взаимодействуют с друг другом не только при образовании межмолекулярной водородной связью, но и во многих других случаях. Существует три типа межмолекулярного взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсное.

Ориентационное взаимодействие– это взаимодействие между двумя полярными молекулами (сюда относятся и ионные молекулы).

При сближении полярные молекулы ориентируются друг относительно друга, противоположными концами диполей. Чем больше полярность в молекуле, тем прочнее связь. При увеличении температуры ориентационное взаимодействие уменьшается так как тепловое движение молекул нарушает ориентацию.

Индукционное взаимодействие– осуществляется между полярной и не полярной молекулой. При этом полярная молекула деформирует электронное облако не полярным. В результате у не полярной образуется временный электрический момент диполя, а затем обе молекулы реагируют как диполи. Индукционное взаимодействие не зависит от температуры.

Дисперсное взаимодействие – осуществляется между двумя не полярными молекулами. При движении электронов внутри молекулы в одной из них происходит небольшая мгновенная деформация электронного облака. В результате чего возникает асимметрия в распределении заряда, т.е. возникает диполь который существует очень короткое время. Этот диполь взаимодействует с соседней молекулой, такое взаимодействие и называется дисперсионным. На дисперсионном взаимодействии основан процесс сжижения благородных и элементарных двухатомных газов.

При межмолекулярном взаимодействии имеет место все три типа указанных сил, их часто называют вандервальсовыми силами. Они так названы в честь голландского физика-химика Ван-Дер-Вальса.

Количество химических связей которые образует тот или иной атом называют валентностью.

Лекция № 6 основы химии, термодинамики. План

1. Понятия о системе, фазе. Системы гетерогенные, гомогенные.

2. Тепловые эффекты реакции. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия из него.

3. Понятия об энтропии и энергии Гиббса.

1. Понятия о системе, фазе. Системы гетерогенные, гомогенные.

Системой называется вещество или совокупность веществ реально или мысленно обособленных от окружающей среды. Составная часть системы называется фазой.

Фазы обособленны от основной части системы границы раздела. Если система не может обмениваться с окружающей средой ни веществом ни энергией, то она называется изолированной.

Химические реакции протекающие в многофазных системах называются гетерогенными, а протекающие в однородной системе гомогенными. Механизм этих двух типов реакции сильно отличаются: гетерогенные реакции протекают только на границе раздела фаз, гомогенные протекают во всем объеме системы.

Сущность химической реакции сводится к разрыву одних связей в исходных веществах, и образованию новых связей продуктов реакции, при этом общее число атомов до и после реакции не изменяется. Так как при разрыве связей энергия поглощается, а при образовании новых связей энергия выделяется.

Химические реакции сопровождаются энергетическими эффектами. Обычно энергия выделяется или поглощается в виде теплоты, поэтому признаку реакции делятся: на эндотермические и экзотермические.

Экзотермические реакции –это реакции, которые идут с выделением тепла.

Например: Н₂ + Cl ₂ = 2HCl ∆H = - 184,6 кДж/моль.

В этих реакциях выигрыш энергии обусловленный образованием новых связей, больше расхода энергии на разрыв старых связей.

Эндотермические реакции – это реакции, которые идут с поглощением энергии.

Например: N₂ + O₂ = 2NO ∆Н=180,8 кДж/моль.

2. Тепловые эффекты реакции. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия

Количество энергии поглощенной или выделенной в процессе реакции в виде теплоты, называется тепловым эффектом реакции. Раздел химии изучающий тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией. Уравнения химических реакций с указанием тепловых эффектов называется термохимическими. Так как тепловой эффект зависит от давления и температуры договорились относить это к давлениям. Р=101,3кПа Т=298К(25ºС)

В тепло химических реакциях указывают агрегатное состояние вещества: (г) –газ, (ж) – жидкость, (к) – кристаллическое вещество.

Тепловой эффект в реакциях ∆Н выражается в кДж и относится к тому числу молей вещества, которая указана в уравнении реакции. У эндотермических реакциях ∆Н>0 у экзотермических реакциях ∆Н<0. Если конечные продукты реакции и исходные вещества находятся в стандартных условиях (Р=101,3 кПа).то ∆Н называют стандартной эктопией и обозначают .

H₂(г)+Cl₂(г)=2HCl(г) ∆= -184,6 кДж/моль.

½H­­­­_2­­(г)+½Cl₂(г)=HCl(г) ∆= -92,3 кДж/моль.

N₂(г)+O₂(г)=2NO(г) ∆= 180,8 кДж/моль.

½N(г)+½O₂(г)=NO(г) ∆= 90,4 кДж/моль.

Очевидно, что если реакция соединения протекает с выделением теплоты, то обратная реакция разложения будет идти с поглощением того же количества теплоты.

Тепловой эффект химической реакции измеряют с помощью калориметра. Термохимические расчеты основаны на законе Гесса и следствии из него. Закон был основан Гессом в 1840г.

Закон Гесса – тепловой эффект (или измерение энтольпии) реакций зависят только от начального и конечного состояния реагирующих веществ и не зависят от промежуточных стадий.

C(графит) + O(Г) = CO₂(г) ∆H

∆H = H₂ – H₁ = -80

C(графит) + ½ O₂(г) = CO(г) ∆Н₁

CO(г) + ½ О₂(г) = СО₂(г) ∆Н₂

∆Н = ∆Н₁ + ∆Н₂

Таким образом тепловой эффект прямого сгорания графита или через промежуточные стадии равен.

Следствие из закона Гесса:

- изменение энтольпии реакции равно разности между суммой теплот образования (∆Н_обр). продуктом реакции суммой теплот образований исходных веществ. При алгебраическом суммировании учитываются стехиометрические коэффициенты.

mA + nB = pC + dD

∆H = (p∆H_обр с + d∆H_обрD) – (m∆H_обрА + n∆H_обрb)

Теплотой образования (энтольпией) называется тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ устойчивых при стандартных условиях.

Стандартные энтольпии (теплоты образования) известные для 8000 соединений. Теплота образования простых веществ равны нулю. С помощью справочных данных и следствия из закона Гесса можно рассчитывать тепловой эффект любой реакции.