Основи хімії Лекції розглянуто на засідані Вченої ради факультету агротехнології та еології і рекомендовно до друку. Протокол № від « « 2007 р. Лекції розраховані на студентів технічних спеціальностей вищих навчальних закладів, особливо на студентів енергетиків, а також широке коло викладачів і вчителів вищої та загальноосвітньої школи. Основні відомості про будову атома. Будова атома по Резерфорду. Теорія Планка. Постулати Бора. Квантові числа. До кінця ХІХ століття більшість учених уявляло атом , як неподільну частину елемента – кінцевий продукт розпаду матерії. Цікаво з цього приводу писав проф. Меншуткін 1887 р.):”Сорок п„ять років тому назад мене учили , що атом це тверда, неподільна частина , не змінюється у вазі”. Д.І.Менделєєв допускав, що атом може бути неподільний тільки звичайними хімічними методами. З другого боку він вірив і відстоював індивідуальність хімічного елемента. Проте серед сучасників Менделєєва уже більше було таких, які вірили, що атом складна частина . Так російський учений Морозов ще у 1905 р. завбачав розпад атома. Бутлеров писав (1886 р.), що може атоми не неподільні по своїй природі, а неподільні тільки доступними нам засобами. Відкриття в кінці ХІХ і на початку ХХ століть доказували на складну будову атома. Перше відкриття було здійснено у 1879 р. англійським фізиком Круксом – це катодні промені. В розряджених газах при підключені великої напруги до катода і анода вони починали світитися. В електричному полі промені відхилялися в бік позитивного полюса, тому мали негативний заряд. Ці частинки після були названі електронами (англ. Томсон р.). Випромінювання електронів можна наблюдати при розжарювані металів (термоелектрона емісія). Деякі метали можуть випромінювати електрони при освітлювані їх ультрафіолетовими променями, а лужні метали навіть при денному освітлені. Друге відкриття було зроблено у 1895 р. німецьким фізиком Рентгеном. (Рентгенівські промені). Вони представляли потік частинок, які не мали заряду, але мали велику проникаючу дію. Подальший розвиток про будову атома зв„язано з відкриттям радіоактивності. У 1896 р. французький фізик – хімік Беккерель, пізніше Марія і П„єр Кюрі доказали, що радіоактивні елементи випромінюють α, β і γ промені, деякі з них α і γ , або β і γ. Але завжди були γ промені. Радіоактивні промені в електричному полі. α – промені відхилялися в бік негативного полюса, значить вони позитивно заряджені. Маса їх 4 вуглецевих одиниці, заряд рівний подвійному заряду електрона, швидкість руху – км/сек. β – промені – це потік електронів. Швидкість їх руху 300.000 км/сек. Негативно заряджені, в хімії заряд приймають за –1, масу за 0 в.о. γ – промені не відхиляються в електричному полі, мають дуже малу масу і велику проникаючу дію . Швидкість руху 200.000 км/сек Таким чином було доказано, що атоми представляли складні частинки. Основні з них: протон, нейтрон і електрон. р – протон – (греч. перший) – ядерна частинка з масою рівною 1 в.о., заряд + 1. – нейтрон – (лат. ні те, ні це) – ядерна частинка з масою рівною 1 в.о., заряд – е – електрон – ядерна частинка з масою = 0, заряд – Радіуси протона, нейтрона, електрона 10 см. Коли атоми складні частини, то як вони збудовані? Перший на це запитання відповідає англійський учений Томсон (1903 р.) Він уявив і запропонував будову атома , “ як пудинг” з ізюмом, тобто як кулі в середині яких розміщаються негативно заряджені частинки – електрони, а ззовні – позитивно заряджені – протони. Таке уявлення про будову атома не було підтверджено експериментом і проіснувало 7 років. Рішення знайшов англ. учений Ернст Резерфорд. Резерфорд (1871 – 1937) експериментальними дослідами довів, що атом має таку будову , як наша сонячна система : в центрі знаходиться сонце, навколо сонця обертаються планети (1911р.) Так і в атомі: в центрі знаходяться ядро, а навколо нього по своїм орбітам кружляють електрони. Атом в цілому електронейтральний, тому число електронів в ньому дорівнює числу протонів, тобто позитивному заряду ядра. А так як маса електронів дуже мала, то майже уся маса атома зосереджена в ядрі. Об„єм зайнятий ядрами 10– від усього об„єму атомів. Об„ємна густина ядер дуже велика. Коли б просте учнівське перо зробити з маси ядер, то воно важило декілька мільйонів тон ( 1 см = 116 млн. т.). Електрони , які крутяться навколо ядра , удержуються його притягненням, тобто на них діє як доцентрова, так і відцентрова сили. Ці уявлення Резерфорда були частково правильними , але примітивними і зустріли ряд протиріч. Рух електрона навколо ядра і своєї осі по законам механіки повинен супроводжуватись випромінюванням енергії у вигляді електромагнітних коливань. Але так як випромінювання енергії призводить до її втрати, то електрон , втративши енергію через 10– сек повинен впасти на ядро. Але цього не відбувається. Так як швидкість електрона однакова 300.000 км/сек., то випромінювання повинне бути безперервне, тобто спектр повинен бути суцільним. А він – лінійчатий. У 1900 р. нім. фізик Планк , вивчаючи закони поглинання і випромінювання світла абсолютно (цілком) чорних речовин, прийшов до висновку, що енергія в атомі випромінюється не безперервно, а окремими порціями – квантами, фотонами (теорія Кванта). Він же встановив, що енергія кванта прямо пропорційна частоті випромінювання. Е = λ де λ частота обертання, – постійна Планка, яка дорівнює – ерг/сек. Взявши до уваги теорію Планка датський фізик Бор у 1913 р. сформулював 2 постулати: Електрон рухається навколо ядра строго по визначеним стаціонарним орбітам, не випромінюючи енергії. 2. При переходжені електронів з більш віддаленої орбіти на ближню виділяється квант енергії і навпаки – з меншої орбіти на дальню – поглинається енергія. Бор розрахував стаціонарні орбіти. Вони відносяться між собою як квадрати натуральних чисел: … = 1 … Кожна система прагне до такого становища, щоб її енергія була найменшою. На першій орбіті електрон має найменшу енергію і найбільший зв„язок з ядром Тому при переміщенні електрона з віддаленої орбіти на першу виділяється енергія і спектр лежить в ультрафіолетовій області (лінія Лаймана 1915 р), на другу – у видимій області (лінія Бальмера 1885 р), на третю – в інфракрасній ( лінія Пашена 1908 р). В 1924 р фр. фізик Бройль запропонував таку гіпотезу, що кожна частинка (атом, протон, електрон...) має властивості як частинки, так і хвилі. h λ m *V λ – довжина хвилі – постійна Планка – маса частинки – швидкість руху Розміри і форму орбіталі таким чином, описує хвильова функція ψ (псі). Вона виявляє щільність ймовірності находження електрона в будь якій області простору і пропорційна її квадрату ψ Цю функцію розраховують за рівнянням Шредінгера, а вона є функцією квантових чисел, які описують рух електронів в атомі. Електрон рухаючись навколо ядра має деякий запас енергії. Цей запас характеризується 4 квантовими числами. Головне квантове число визначає радіус від центра ядра до рівня і енергію електронів на цьому рівні, а також кількість орбіт (n2 ). Позначається буквою і приймає значення 1, 2, 3...∞, тобто головне квантове число чисельно відповідає номеру періоду або рівня. Електрони, які повністю або частково заповнюють енергетичні рівні утворюють електронні шари: …, тобто коли розглядати атом у збудженому стані, то поняття енергетичний рівень і електронний шар рівнозначне. В не збудженому атомі енергетичних рівнів більш ніж шарів, хоча і ти і інші існують завжди, є на них електрони чи немає. Максимальне число електронів, яке може вмістити той чи інший рівень дорівнює подвійному квадрату квантового числа. період шар М Повністю заповнений електронний рівень - дуже стійкий. Найкращу стійкість мають рівні з 2 і 8 електронами. Такі елементи не вступають в хімічні реакції і цим пояснюється стійкість інертних газів. Орбітальне або побічне квантове число – визначає форму орбіти і енергію електронів на підрівні. Позначається буквою і приймає значення ( 1), тобто 0, 1, 2, 3, 4, ...∞ Ми знаємо тільки дві форми орбіт: це кругову і еліптичну. Еліпси бувають різні (більш і менш витягнуті). Кількість форм орбіт дорівнює номеру періоду. Наприклад, якщо орбітальне квантове число дорівнює 0 (для 1 періоду ), то електрони рухаються по колу і утворюють кулю. Для 2 періоду , в цьому випадку електрони будуть рухатися не по колу, а по еліпсу. Для 3 періоду – еліпс витягнутий. Для 4 періоду – еліпс ще більш витягнутий і т.д. Таким чином все це можна уявити: кругова орбіта еліптична витягнутий еліпс більш витягнутий еліпс Так як орбітальне квантове число показує (визначає) форму орбіти ( а їх буває, як ви вже знаєте дві) і енергію електронів на підрівні, то виникає запитання: “Звідки беруться підрівні?”. Виявляється при збудженні атома (дії тепла, ренгено–променів і т. д.) електрони, знаходячись на одному і тому ж рівні (n), ведуть себе по різному: ті електрони, які рухаються по колу мають в будь–якій точці енергію однакову, зв„язок з ядром найбільший, а ті що рухаються по еліпсу – як різний зв„язок з ядром так і енергію. Тому вони легше піддаються збудженню. Ці обставини указують на те, що енергетичні рівні мають підрівні, які позначаються: Кількість підрівнів чисельно рівняється номеру рівня або періоду, тобто: Період 1 = 1 рівень = 1 підрівню – – – – – – – – – – – – – – – – – – Крім цього слід відзначити, що кожний підрівень містить на собі тільки йому властиві електрони, які мають таку форму електронних хмар Кулі гантелі пропелера метелика Максимальну кількість електронів, яку може вмістити підрівень розраховують по формулі: тобто: 1. підрівень – 2 електрона – – – – – – – – – – – – – Кількість електронів на підрівні показуємо у вигляді ступеня (більше 32 електронів не буває). Кількість орбіталей на підрівні визначаємо по формулі: де – орбітальне квантове число. Таким чином на першому – підрівні буде – орбіталь р – – – – орбіталі – – – – орбіталей – – – – орбіталей Форми електронних хмар атомів перших чотирьох періодів і кількість орбіталей на s, p, d, f підрівнях. Магнітне квантове число – показує орієнтацію орбіталей відносно магнітної осі атома. Позначається буквою і приймає значення (від - 1 , через 0 , до + 1 , на кожному підрівні). Таким чином, для періоду становище х , тобто це кругова орбіта форма кулі 2 період, – становище, має 3 орієнтації 3 період, – становище, має 5 орієнтацій 4 період, – становище, має 7 орієнтацій. Орієнтації орбіт для 2 періоду. Спінове квантове число – показує рух електрона навколо своєї осі. Позначається і приймає значення 1/2. Коли електрон обертається за часовою стрілкою +1/2, проти – Схема обертання електронів А тепер знаючи 4 квантові числа можна зробити підсумки і все звести в одну таблицю. Де можно легко з орієнтуватися і відстежити матеріл, який наданний попередньо. Пері од елект. шар рівень підрівень = номеру рівня кількість орбіталей ( Кількість електронів на підрівні на рівні Лекція (продовження) 1. Електронні формули та їх написання. 2. Порядок заповнення електронами енергетичних рівнів і підрівнів. 3. Принцип Паулі. 4. Правило Хунда. 5. Правило Клечковського. 6. Періодична система елементів Д. І. Менделєєва. 7. Електронні родини. Для написання електронної формули треба знати: Арабськими цифрами 1, 2, 3, 4 ... пишемо номер періоду в якому знаходиться даний елемент. Латинськими буквами пишемо підрівні на яких находяться електрони. Кількість електронів на підрівні показуємо у вигляді ступеня. Наприклад, водень – находиться в першому періоді, який має один підрівень , на цьому підрівні рухається один електрон, тоді: Н – У гелію – Не Гелій закінчує перший період, який є фундаментом для побудови 2 го періоду, тоді: – – Так як берилій заповнив підрівень і з бору починається підрівень, то запишемо: В – – – – – – Таким чином другий період закінчується інертним газом неоном. Другий період являється фундаментом для побудови 3го періоду який починається із натрію. – – – ……………………. – Так як магній повністю своїми електронами заповнив підрівень, то слідуючий елемент алюміній почне заповнювати підрівень. Аргоном закінчується 3й період, але в ньому залишився незаповнений –підрівень, його заповнюють своїми електронами елементи го періоду. – – В цьому разі 4 й період закінчився, а в нього залишилося 2 незаповнені підрівня і і т.д. Графічне зображення електронних формул. В основу побудови беруть уявлення про орбіталь, як енергетичну комірку. Її умовно зображують у вигляді квадрату (комірки), а електрони, які знаходяться на орбіталях, зображують у вигляді стрілок ↑ ↑↓ вільна напівзайнята зайнята А тепер звернемося до періодичної системи і будемо її будувати як дім, з фундаменту. Перший період має 1 рівень (К) 1 підрівень ( ), 1 орбіту і 1 орбіталь. Водень має 1 електрон , його заносимо в квадрат (комірку), як стрілку. Гелій має 2 електрони, тоді другу стрілочку пишемо навпаки. Це робиться так, відповідно принципу швейц. уч. Паулі, який вивчаючи спектри атомів у 1927 році установив: “В атомі не може бути навіть 2-х електронів з однаковими значеннями 4-х квантових чисел”. Різниця у спіновому числі Другий період має 2 рівня – і , 2 підрівня і 2 орбіти (1 кругову і 1 еліптичну) і 4 – орбіталі (1 і 3 ). Цей період складається з 8 електронів, у них усіх на першому рівні рухаються 2 електрона (1 ), на другому рівні , який має 2 підрівні і і 4 орбіталі (1 і 3 у елемента на орбіталі знаходиться 1 електрон, у Ве – На р підрівні у атома бора буде 1 електрон, вуглецю – 2, азоту – 3 і т.д. Один електрон на одній орбіталі, або одна стрілочка в одному квадраті, вказує на валентність елемента в нормальному стані. Коли є не зайнята орбіталь на рівні, то в збудженому становищі елемента (температура, облучення...), електрони з одного підрівня можуть переходити на другий, тобто з однієї орбіталі на другу. При цьому валентність збільшується. Той же бор в нормальному стані буде мати валентність 1, а в збудженому – Далі йде вуглець, у нього електрони не спарюються, а розміщуються по одному на орбіталі. Таким чином вуглець в нормальному стані має валентність – 2, а в збудженому – азот – 3 і в нормальному і в збудженому кисень – – – фтор – – – неон – – – він буде інертним газом. Можна заперечити: елемент азот має всі 5 валентностей, але ступінь окислення у нього при цьому помінявся: – був негативний – став позитивний – , а тому він віддав 5 електронів Все це робиться відповідно правилу Хунда: „електрони на орбіталях одного підрівня розподіляються так, щоб їхнє сумарне спінове число ms було максимальним, або “Кожний електрон старається зайняти одну орбіталь на підрівні”. ↑ ↓ ↑ ↓ а б в Для стану „а” сума = + 1/2 + 1/2 = 1, для „б” і „в” сума В цьому разі, найстійкішим буде стан „а”, коли електрони в межах підрівня розміщуються на різних орбіталях і мають однаковий спін. Так як електрони мають негативний заряд, вони відштовхуються один від одного і тому займають різні орбіталі, не спарюючись. Коли на підрівні немає вільних орбіталей, електрони починають спарюватися. В цьому заключається фізичний зміст правила Хунда. Третій період – має рівні підрівні орбіталей і елементів Заповнення електронами енергетичних рівнів і підрівнів йде так же само, як у 2 му періоді, тобто по правилу Хунда і принципу Паулі. В результаті підрівень залишився незаповнений. Його будуть заповнювати елементи 4 періоду. Четвертий період має: – рівня, 4 – підрівня, 16 орбіталей. В цьому періоді і 4 орбіталі мають меншу енергію ніж 3 , тому такі елементи як калій і кальцій, заповнюють підрівень, а тоді (це починається із і закінчується Потім йде заповнення 4 підрівня, починаючи із галія. Це відбувається тому, що електрон прагне зайняти енергетичний підрівень більш вигідний нормальний (низький, основний) Усі інші квантові стани будуть збудженими. В 4 му періоді залишились незаповнені 2 підрівні і В 4 і 5 періодах між і підрівнями йде “уклинювання” підрівня із 10 елементами, що приводить до збільшення періоду до 18 елементів. В 6 і 7 му періодах має місце “уклинювання” підрівня, який утримує 14 електронів (елементів), збільшуючи період до 32 елементів. В цьому разі домінуюча роль головного квантового числа піддається сумніву. Російський учений В.М.Клечковський запропонував заповнювати атомні орбіталі по сумі головного і орбітального квантових чисел (n + l), починаючи з меншим значенням суми до більшої (перше правило Клечковського). Наприклад, беремо калій (К) і кальцій (Са . У них 0; сума 0 = 4, а для орбіталей 2; сума Значить спочатку повинен заповнюватися підрівень, а тоді підрівень заповнив Са, далі йде . Виникає питання – який із підрівнів з однаковою сумою буде заповнюватися першим: В цьому випадку треба застосувати друге правило Клечковського За рівних значень суми (n + l) заповнення орбіталей йде від меншого значення n до більшого. Тоді 3 Заповнення енергетичних підрівнів в атомах. Електронні формули атомів дають змогу обґрунтувати розміщення елементів і їх властивості в періодичній системі. До часу відкриття періодичного закону було відомо 63 елемента. По мірі накопичення знань про властивості хімічних елементів настала необхідність в їх класифікації. Багато хіміків намагались розробити систему елементів. Так нім. Учений Деберейнер склав тріади із подібних елементів, анг. Хімік Ньюлендс помітив, що властивості елементів повторяються через 8 елементів (закон октав), фр. Шанкуртуа розмістив елементи по крученим сходам, де елементи розміщуючись один під одним повторяли властивості. Але не один з них не зумів помітить основні закони хімії. Цю задачу було вирішено російським ученим Д.І. Менделєєвим в 1869 р. За основу він узяв атомну вагу елементів, розтасувавши їх в порядку збільшення. При цьому було виявлено, що хімічні властивості елементів повторялись в перших 3 х періодах через 8 елементів (крім першого), в 4 і 5 – через 18, а в 6 і 7 через 32. Таку залежність він назвав періодичною і у 1869 р сформулював періодичний закон. Властивості простих тіл і їх сполук перебувають у періодичній залежності від атомних ваг елементів. Але, коли було відкрито більше елементів, виявилось, що таке формулювання закону не відповідає дійсності. Наприклад, такі 3 пари елементів ( і і і ) розміщені не в порядку зростання атомних мас. Крім цього у 1910 – 1911 рр. Було відкрито ізотопи – атоми з однаковими хімічними властивостями, але різною масою Вивчаючи рентгенівські спектри анг. учений Мозлі у 3 р. Прийшов до висновку, що корні квадратні з оберненої величини довжин рентгенівських хвиль знаходиться в лінійній залежності від порядкового номеру елементу Це привело, що заряд ядра числено рівний його порядковому номеру, а значить властивості елементів залежать від заряду ядра. Тому закон дістав нове формулювання. Властивості хімічних елементів і їх сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер атомів. Заряд ядра обумовлюється кількістю протонів в атомі. На це вказує порядковий номер елемента. Кількість протонів в ядрі дорівнює кількості електронів, які рухаються навколо ядра. Щоб визначити нейтрони треба від атомної маси елемента відняти порядковий номер Наприклад, – порядковий номер 17, це значить, що в нього 17 – протонів, 17 – електронів і – нейтронів А – – Періодична система має 7 періодів. Номер періоду вказує на кількість енергетичних рівнів. Число елементів у періоді відповідає числу електронів, які можуть розміститися на підрівнях, що заповнюються в даному періоді. Як раніше було сказано , що перші 3 періоди називаються малими, бо властивості елементів повторяються через 8 елементів, крім першого. Усі останні великими, де в 4 – періодах властивості повторюються через 18 елементів, а в 6 і 7 через 32 елемента. Періодична система має 8 груп. Група вказує на кількість електронів на зовнішньому рівні, тобто на валентність (ступінь окислення) елемента у збудженому стані, в якійсь сполуці, чи то з воднем, киснем, або другим елементом. Кожна група має головну і побічну підгрупу. У побічних підгрупах містяться метали, а в головних метали і неметали. Різкої межі між ними провести не можна, тому є амфотерні елементи. Нульова група – це група інертних газів, хоча це не зовсім вірно. Як ви знаєте із розміщення електронів по орбіталям було доказано, що це не інертний газ. І дійсно, на сьогодні ми маємо більше 100 сполук аргону. Усі елементи в періодичній системі розподіляються на 4 сімейства : і . Це залежить від того який підрівень закінчує рівень. Лекція 3. План. 1. Загальне уявлення про хімічний зв„язок.Метод валентного зв„язку (ВЗ). Метод молекулярних орбіталей (МО). 2. Ковалентний зв„язок. 2.1. Енергія і довжина зв„язку. Сигма і Пі зв„язки. Гібридизація зв„язку. Ковалентність направленість і насиченість зв„язку. Неполярний і полярний зв„язок. Дипольний момент Поляризація зв„язку. Іонний зв„язок. . Металічний (металевий) зв язок. . Донорно–акцепторний зв„язок. . Водневий зв„язок. Як відомо, хімічний зв„язок – це зв„язок між атомами в молекулах. В нашу задачу входить, з„ясувати природу цього зв„язку, знайти ті рушійні сили, які примушують атоми з„єднуватися в молекули. Дійсно, чому наприклад, в природі ми зустрічаємося не з атомами кисню, а з молекулами , не з атомами азоту, а з молекулами. Природа хімічного зв„язку надто складна. На різних етапах розвитку наука розкривала її по різному. Стародавні греки говорили, що одні атоми з„єднуються один з одним тому, що кохають одне одного, а другі не з„єднуються, бо повні ненависті один до одного. Це безумовно елементарний підхід. По суті справи, треба було пояснити чому одні атоми кохають один одного, а другі ненавидять. Але греки при цьому скромно мовчали. У вік розвитку механіки, хімічний зв„язок представлявся таким чином: атоми уявлялись як шестерні і коли зуб„я робили зачеплення, то зв„язок відбувався, у противному разі зв„язку не могло бути. Запитання про природу хімічного зв„язку було розв„язане після того, як відкрили будову атома і особливо хвильову природу електрона. Так що сучасне вчення про хімічний зв„язок – це дітище ХХ віку. Займалися хімічним зв„язком: англ. учений Томсон , нім. учений Коссель, амер. Льюїс, рос. Пісаржевський і Бутлеров. На цей час виділяють такі види хімічного зв„язку: 1. Ковалентний. 2. Іонний. Металічний (металевий). Різновидністю ковалентного зв„язку є координативний або донорно - акцепторний і водневий. А тому не дивно, що ми почнемо знайомство із ковалентного зв„язку. При дослідженні питання про хімічний зв„язок користуються методами: Метод валентного зв„язку (ВЗ) – розвинуто Гайтлером і Лондоном, заключається в тому, що в створенні хімічного зв„язку приймають участь не всі електрони атома, а тільки валентні. ‟ ↔ І СІ Зв„язок в цьому випадку уявлявся як локалізований, утворений загальною парою електронів. Або з врахуванням хвильових властивостей електронів – йде перекривання електронних хмар, утворених валентними електронами. Метод молекулярних орбіталей (МО) – заключається в тому, що в створенні зв„язку приймають участь усі електрони атома тільки з різною часткою участі в цьому зв„язку. Цей метод більш сучасний, але і більш важкий у вивченні. Для студентів не хімічних спеціальностей підходить більш наочний і простіший у вивченні метод ВЗ. Таким чином, займаючись хімічним зв„язком ам. уч. Льюїс (1916 р.) дає визначення ковалентного зв„язку: Ковалентний зв„язок – це хімічний зв„язок, який здійснюється за рахунок однієї, або декількох пар неспарених (поділених) електронів. Наприклад, Н↑ ↓Н → Н ↑↓ Н, або Н• + • Н → Н Н 1 пара електронів. О : + : О → О = О 2 пари електронів. → ≡ пари електронів. Рушійні сили утворення зв„язку. Поняття про енергії зв„язку. Давайте трохи поміркуємо, які ж все таки сили заставляють атоми об„єднуватися в молекули. З термодинамічної точки зору, такою силою є виділена енергія з атомів при утворенні молекул. Тобто молекула по порівнянню з атомами, які її утворюють, буде мати менший запас енергії, вона енергетично вигідна, більш стійка ніж система із атомів. Розглянемо випадок утворення молекули водню із атомів: Н• + • Н → Н + 130,52 кДж / моль Із рівняння видно, що при утворенні 1 г/моля водню відбувається виділення тепла (енергії). Енергія, яка виділяється при утворенні 1г/моля речовини із атомів називається енергією зв„язку Наприклад, коли при утворенні г/моля водню утворюється 130,52 кДж/моль тепла, то для її руйнування потрібно стільки ж енергії. Звідси можна зробити висновок що енергія зв‘язку характеризує міцність зв‘язку . Чим більше значення енергії зв„язку, тим зв„язок стійкіший. Наприклад, беремо однотипні молекули галогеноводневих сполук і дивимося як змінюється енергія зв„язку при переходжені від Н до КДж/моль КДж/моль КДж/моль КДж/моль Із цього видно, що найбільшою енергією володіє Н , яка знижується до Значить найменш стійкою молекулою у водному розчині буде . Тому вона буде сильнішою ніж Н Поняття про довжину зв„язку Ми розглянули випадок утворення молекули водню із енергетичної точки зору. Зупинимося на цьому питанні більш докладніше Покажемо на графіку, як змінюється енергія системи при утворенні молекули водню. Енергетична діаграма утворення молекули водню. Як видно із рисунка при зближені двох атомів водню в яких електрони з паралельними спінами, енергія системи зростає. Це відбувається тому, що сили відштовхування між електронами і між ядрами обох атомів перевершують сили притяжіння. А тому, така молекула із атомів утворитися не може. У 2 му варіанті в утворені молекули водню приймають участь атоми в яких електрони з антипаралельними спінами. Енергія системи по мірі зближення зменшується і на відстані 0,74А має найменшу величину. Отже, утворення молекули відбувається. Молекула водню, в цьому разі, найбільш стійка тому, що сили притяжіння і сили відштовхування урівноважуються. Цим характеризується відстань між атомами в молекулі, яку вони утворили (0,74Ао Отже, між‟ядерну відстань ще можна назвати довжиною зв„язку. При дальшому зближенні атомів водню енергія системи зростає, а тому сили відштовхування збільшуються, молекула стає нестійкою. В цьому випадку між‟ядерна відстань збільшується, а енергія – зменшується. А тепер набула черга вияснити друге питання. Що заставляє атоми з„єднуватися у молекули з хвильової природи електрона? При утворені молекули водню із атомів не тільки йде зміна енергії, а й щільність електронних хмар. У кожного атома водню найбільша щільність (густина) електронної хмари знаходиться на відстані 0,53А . При з„єднані в молекулу довжина зв„язку повинна бути 0,53 + 0,53 = 1,06 А Але так як електронні хмари проникають одна в одну, то довжина зв„язку зменшується до 0,74Ао Н + * Н Н Н Електронна щільність в межах молекули, як ми бачимо, розподілена нерівномірно. Вона збільшена, головним чином по лініям хімічного зв„язку, а тому в цьому місці концентрується негативний заряд, до якого притягуються ядра атомів. Утворена таким чином молекулярна орбіталь має більш низький енергетичний рівень, чим атоми які її утворили, а тому відбувається виділення енергії (130,52 кДж/моль). Молекула водню, яка утворилася стійка. Поняття про δ І π зв, язках Виявляється далеко не байдуже яким чином йде перекривання електронних хмар. Завжди більш переважне те направлення, яке приводить до максимального їх перекриття, тобто до утворення найбільш щільної молекулярної хмари. Ураховуючи направленість ковалентного зв„язку, розрівнюють δ і π зв„язок. Коли перекривання електронних хмар йде вздовж лінії з„єднуючих центри ядер атомів, то такий зв„язок називається δ. Наприклад, Н – Н Н – С – – – – δ - зв, язки Коли перекривання електронних хмар йде перпендикулярно лінії з„єднуючих центри ядер атомів, такий зв„язок називається π . π зв, язки При зближенні двох атомів азоту, спостерігаємо три атомних зв„язки: Один – δ и два – π π Перекривання електронних орбіталей у молекулі азоту. Міра перекривання електронних хмар у випадку δ зв„язку значно більша ніж π . Тому δ зв„язок міцніший за π δ 4,68 е.в. π – – π – – Наприклад, молекула водню утворена δ зв„язком. Кисню – δ і π , азоту – δ і π і π Тому ці молекули і ведуть себе по різному. Молекула Н – буде менш стійка, тобто більше реакційно здібна чим О і . Молекула – стійка, її стійкість прирівнюється інертному газу. Тому в природі їх: Н – 1%; О – – Наявність π – зв„язку в молекулах органічних сполук призводить до реакцій приєднання, внаслідок розриву π – зв„язку. , Поняття про гібридизацію зв язку і форму молекул Коли декілька зв‘язків утворюються електронами, які в атомах належать різним орбіталям (підрівням) не дуже відрізняющихся по енергії, тоді відбувається гібридизація. Простіше: коли в утворенні зв„язку приймають участь електрони, які знаходяться на суміжних підрівнях, тоді відбувається гібридний зв„язок. Розглянемо декілька випадків гібридизації. 1. Гибридізація однієї і однієї орбіталі ( – гібридизація = 2). Така гібридизація відбувається при утворенні галогенідів , і Атоми цих елементів у нормальному стані мають на зовнішньому рівні 2 спарених електрона. При збудженні один електрон стає р електроном, тобто з„являються 2 неспарених електрона, один з них , другий – р. Наприклад, – його електронна формула 1 , по електронним орбіталям електрони розподіляються: ↑↓ ↑ ↑ ↓↑ ↓↑ У нормальному стані У збудженому стані В результаті виникнення хімічного зв„язку е , ці дві різні орбіталі перетворюються в дві однакові гібридні орбіталі. Утворення молекули ВеС1 2. Цими орбіталями з„єднується з електронами хлору. Внаслідок цього збільшується зона перекривання орбіталей і утворюються міцніші зв зки. Гібридизація s - i р - орбіталей 2. Гібридизація однієї і 2 х орбіталей ( – гібридизація = 3).Така гібридизація спостерігається при утворенні сполук бора. Збуджений атом бора має 3 неспарених електрона і 2 При утворенні зв„язку ↔ Н ВО із 3 х орбіталей утворюється 3 гібридні орбіталі, розташовані під кутом 120 Перекривання електронних хмар у простих молекулах. 3. Гібридизація однієї і 3 х орбіталей – гібридизація = 4). Утворення –гібридизації характерне для вуглецю і його аналогів. Вуглець у збудженому стані має 4 неспарених електрона 1 і 3р. При утворенні хімічних сполук орбіталі цих електронів перетворюються в 4 гібридні – орбіталі, які в сполуках СН , ССІ і т.д., напрямлені під кутом 109,5 Проте утворення гібридного зв„язку проходе не завжди. Це коли зв„язок слабкий і не компенсує збільшення енергії електронів. Поняття про ковалентність, направленість і насиченість зв, язку. В утворенні зв„язку приймають участь 1,2,3,... неспарених електрони. Кількість неспарених електронів атомів, які приймають участь в утворенні зв„язку називається ковалентністю зв„язку елемента. Наприклад, ковалентність водню в молекулах Н , НС рівна одиниці, Н–Н Кисню – в О , Н О ...= 2 0 = 0 Азоту – ≡ ↓ – неспарених електрона ↓ Розглянемо більш досконаліше молекулу води. Ураховуючи те, що р хмаринки в атомі кисню орієнтовані в просторі під кутом 90 , можна сказати, що молекула води повина мати кутову форму 90 . Але вона має кут 10 Збільшення кута от 90 до 10 пояснюється тим, що хмари водню починають відштовхуватись між собою. Як бачимо, на основі метода можна передбачити геометрію молекули. Будова молекули води Виявляється, що не всі елементи мають постійну ковалентність, як . Більшість атомів мають змінну ковалентність, це зумовлено тим, що атом можна перевести в збуджене становище. Наприклад, то й же хлор: 1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Нормальний стан Збуджений стан Ковалентність = 1 Ковалентність може бути: 3, як показано, а також 5, 7. Таким чином було доказано, що аргон не являється інертним газом, для нього ковалентність може бути 0, 2, 4, 6, 8. Тому на сьогодні, ми знаємо більше чим 100 сполук аргону. Так само ведуть себе і другі “інертні гази”. Але в будь–якому випадку атом елемента може утворювати з другим атомом певне число ковалентного зв„язку, яка дорівнює максимальній кількості неспарених електронів. Така властивість елементів називається насиченістю зв„язку. Насиченість зв„язку для таких елементів буде: Ковалентно - неполярний і полярний зв„язок. Дипольний момент. Ковалентно неполярний і полярний зв„язок треба розглядати з точки зору електронегативності елементів. Електронегативність – це комплексна характеристика енергії іонізації і спорідненості до електрону. Енергія іонізації – це така енергія яку треба затратити, щоб відірвати електрон, від атома або іону ; енергія іонізації по періодам збільшується зліва – направо, по групам збільшується знизу – вверх. Металічні властивості із збільшенням енергії іонізації зменшуються. Енергія спорідненості – це така енергія яку треба затратити щоб приєднати електрон до атома, або іону. Вона протилежна енергії іонізації, але математично не дорівнює їй. Наприклад, від атому метала можна відірвати електрон – , а приєднати до атому не можливо (до іону можна і ці енергії будуть рівні). Електронегативність як і енергія іонізації по періодам зліва – направо зростає по групам знизу – вверх. менш. ср. більш. А тепер, коли в утворенні зв„язку приймають участь атоми з однаковою, чи майже однаковою електронегативністю - тоді утворюється ковалентний неполярний зв„язок. Н – Н; О = О ; ≡ Н С – газ. У цих молекул електричні “центри ваги” позитивних і негативних зарядів збігаються. В цьому випадку загальна електрона густина розташована на однаковій, або майже на однаковій відстані від ядер обох хімічно зв язаних атомів. Такі речовини не створюють навколо себе великих електричних полів. Це в основному гази. Молекули їх неполярні. Коли в утворенні зв„язку приймають участь атоми з різною електронегативністю (але відрізняються на невелику величину), то утворюється ковалентно–полярний зв„язок. Наприклад, и т. д. У цих молекул електричні “центри ваги” позитивний і негативних зарядів не збігаються. Утворюється, так, би мовити, два полюса негативний і позитивний Н – – . В цьому разі загальна електрона густина зміщена до атома з більшою електронегативністю. Такі молекули будуть полярними, або дипольними. Відстань між “центрами ваги” позитивних і негативних зарядів в молекулі називається довжиною диполя. Ступінь полярності зв„язку виражають дипольним моментом μ.(Дебай де е – величина заряду, – довжина диполя В хімії значення дипольного моменту велике. Як правило, чим більший дипольний момент, тим вища реакційна здатність молекул. Поляризація ковалентного зв„язку. , - направлене зміщення позитивних і негативних центрів електричних Поляризація звязку зарядів під впливом зовнішнього електричного поля. Електричне поле можуть утворювати другі атоми цієї ж молекули, викликаючи внутрімолекулярну поляризацію. Поляризуючи дію на ковалентний зв„язок можуть здійснювати молекули інших речовин. Такий випадок називається міжмолекулярною поляризацією. При поляризації неполярна молекула маже стати полярною, а полярна – іонною...(див. малюнок). Поляризація неполярної молекули. Іонний зв„язок Хімічний зв‘язок, виникаючий за рахунок переходу (зміщенням) електронів від одного атома до другого називається іонним зв„язком, або це такий зв„язок в якому приймають участь елементи з різною електронегативністю, яка відрізняється на велику величину. В цьому випадку відбувається повний перехід певної кількості електронной густини від одного атома до другого. Цей вид зв„язку характерний для елементів різної хімічної природи. Такий зв„язок відбувається частіше між металами і неметалами. При цьому елементи перетворюються в іони, катіони + і аніони – . Іони утримуються один біля одного силами електростатичного притяжіння. о о → Зближення між іонами відбувають до того моменту, коли сили відштовхування будуть рівні силам притяжіння. Атом натрію віддає електрон хлору і залишається з стійкою 8 електронною орбіталлю, а хлор приймає на свою орбіталь цей електрон і так само стає стійким. Таким чином утворюється іонна молекула. Іонні сполуки характеризуються рядом особливостей по зрівнянню з речовинами молекули яких побудовані по ковалентному типу. Володіють електропровідністю в розплавленому стані. Розчиняються в полярних рідинах, ці розчини теж проводять струм. Відрізняються більш високими температурами кипіння і плавлення. Іони по своїй дії відрізняються від атомів: Іонне становище можна розглядати як збуджене, іони при цьому володіють високою хімічною активністю. Наприклад, – є отрутою для людини, а іон – проявляє заспокійливу дію. Коли розглянути сполуки елементів якогось періоду з одним і тим же елементом, то іонний характер зв„язку міняється на ковалентний. іонний звязок ковалентний сильно полярний ковалентний полярний ковалентний полярний ковалентний слабо полярний ковалентний неполярний Із цього можна зробити висновок, що природа хімічного зв„язку єдина. Різниці в механізмі виникнення ковалентного та іонного зв„язку немає. Вони відрізняються тільки мірою поляризації електронної хмари молекули (диполями). , Металевий зв язок , Металевий зв язок утворююється між атомами з дуже малою електронегативністю. В такому випадку йде процес делокалізації (розмазування) електронної густини атомів металу між катіонами металу. Координативний, або донорно – акцепторний зв„язок. У розглянутих вище видах зв„язку він відбувається за рахунок взаємодії “електрон – електрон”. Координативний зв„язок – це такий зв„язок, який відбувається за рахунок неподільної пари електронів і вільної орбіталі. Донором тут являється елемент, який дає неподільну пару електронів. Акцептором – елемент, який надає вільну орбіталь. Розглянемо утворення комплексної речовини хлористого амонію: із і н н  [ н  н – н н В цю ж мить напрошується питання, де взяти неподільну пару електронів і вільну орбіталь, звідки їх запозичити? Спочатку розглянемо утворення молекули . Електронна формула азоту 1 , розподілення електронів по орбіталям буде: н н ↓ ↓ ↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓ З цього видно, що азот має 3 неспарених електрона і спарених. Своїми неспареними електронами він утворює зв„язок з 3 ма атомами водню, створюючи при цьому молекулу . Але в нього залишається неподільна пара електронів. Ось де вона береться. Тепер розглянемо утворення . В цьому випадку водень має одне ядро, один електрон, одну орбіталь і у водному розчині – малу електронегативність. Хлор володіє 7 валентними електронами і великою електронегативністю. Тому він стягує на свою незавершену орбіталь електрон водню, у якого остається вільна орбіталь і ядро. Ось де береться вільна орбіталь. А вільна орбіталь і неподільна пара електронів утворюють донорно–акцепторний зв„язок, який характерний для комплексних сполук. , Водневий звязок Це один із видів ковалентного зв„язку. Водневий звязок – це зв„язок, який здійснюється за рахунок атома водню, а вірніше за рахунок протона водню. Виникнення водневого зв„язку можна коротко пояснити дією електростатичних сил. Наприклад, утворення молекули о о У цьому випадку володіючи великою електронегативністю стягує на себе разом з орбіталлю електрон водню, у якого залишається тільки протон, який позитивно заряджений. А набуває в цьому разі негативний заряд. Між протоном водню і негативно зарядженим атомом створюється електростатичне притяжіння, що і приводе до утворення водневого зв„язку. Водневий зв„язок може бути міжмолекулярний, як між молекулами ∕ І внутрішньо молекулярний. Водневий зв„язок має меншу енергію, чим ковалентний, але цієї енергії достатньо, щоб визвати асоціацію молекул (ущільнення), тобто об„єднати в дімери, полімери і т. д. Наприклад, при розбавленні спирту – водою – об„єм зменшується. 50 мл спирту + 50 мл води = 96 мл розчину. Лекція 4 . Термохімія та термодинаміка План Енергетичні ефекти хімічних реакцій. Поняття про внутрішню енергію і ентальпію. Основні закони термохімії. 3.1. Закон Лавуазьє Лапласа. 3.2. Закон Гесса. 4. Термохімічні розрахунки. 5. Ентропія, енергія Гіббса. 6. Направлення хімічних реакцій. Термодинаміка вивчає енергетичні зміни при переході однієї форми енергії в іншу. Термохімія являється частиною загальної термодинаміки і вивчає теплові ефекти хімічних реакцій. Більшість хімічних реакцій як горіння, з„єднання металів з іншими сполуками ( …), нейтралізація кислот лугами та ін. супроводяться виділенням в значних кількостях енергії. Такі реакції, які проходять з виділенням енергії називаються екзотермічними. А такі реакції, як розпад оксиду кальцію, оксиду ртуті, розкладення солей, потребують притоку тепла, тобто поглинання енергії. Такі реакції, які проходять з поглинанням енергії називаються ендотермічними. В інших випадках проходить поглинання або виділення електричної енергії. Наприклад, при роботі гальванічного елемента чи акумулятора йде виділення електричної енергії. А розкладання води шляхом електролізу навпаки, поглинається електроенергія. Можуть йти реакції з поглинанням або виділенням світла. Згорання магнію приводе до утворення яскравого світла і тепла. А розкладання бромистого срібла при фотографуванні проходить з поглинанням світла. За рахунок реакцій хімічна енергія може перетворитися в механічну. Наприклад, вибух снаряду. Виділення енергії у вигляді тепла при з„єднанні різних сполук, показує, що ці речовини до об„єднання утримували в собі який то запас енергії, але в скритій формі. Така енергія називається внутрішньою або хімічною. В це поняття входить і потенціальна енергія взаємодії ядер з ядрами, електронів з електронами, ядерна і другі енергії. Але це не значить, що речовини, які вступили в зв„язок втратили всю хімічну енергію. Наприклад, 2Н + О → 2Н О + ∆ Н Утворена при цьому вода при взаємодії з другими сполуками також має деякий запас енергії. Вимірюючи тепловий ефект реакції, ми можемо судити тільки про зміну запасу енергії. Сума енергії, яка виділяється чи поглинається в результаті реакції називається тепловим ефектом. Більшість реакцій проходить при постійному тиску і температурі, тому: Сума енергії, яка виділяється чи поглинається при постійному тиску і температурі, називається ентальпією. За стандартний тиск прийнята 1 атм., або 101,325 кПа. За стандартну температуру 25 С, або К. Ентальпія прагне до порядку, до стабільності. Теплота утворення одного моля речовини при стандартних умовах із простих речовин називається молярною або стандартною теплотою утворення Для кожної речовини молярна теплота являється постійною величиною і приводиться в довіднику. Тільки в одних довідниках вона має знак негативний (–), у других позитивний (+). Це залежить від того, з якої точки зору розглядати ентальпію системи відносно зовнішнього середовища. Коли воно одержує тепло від реакційної системи, то ставимо знак плюс (+), а коли середовище віддає тепло системі – ставимо знак мінус (– А тепер розглянемо ентальпію з точки зору самої системи. Коли система віддає тепло навколишньому середовищу, то ставимо знак мінус (–), а коли одержує тепло від середовища – ставимо знак плюс (+). В тому і другому випадку величини будуть однакові, тільки знаки різні. Всі термохімічні розрахунки роблять на основі законів. Закони термохімії Закон Лавуазьє – Лапласа: 1784 р). Теплота розкладення хімічної сполуки чисельно дорівнює теплоті її утворення взята з протилежним знаком. Наприклад, теплота утворення СО із: С + О СО + 409 кДж/моль , то і для розкладання СО на прості речовини треба затратити стільки ж тепла 409 кДж/моль. Цей закон можна перенести і на реакції. Тепловий ефект прямої реакції дорівнює тепловому ефекту зворотній реакції, взятий з протилежним знаком. Дійсно, давайте представимо. Що при прямій реакції виділяється якась кількість тепла, а при зворотній – поглинається декілька менше. Тоді коли провести пряму і зворотну реакції ми будемо отримувати деяку кількість тепла, яке дорівнює різниці між тепловими ефектами цих реакцій. Цей закон термохімії застосовують тоді, коли неможливо визначити тепловий ефект прямої реакції, але легко визначити зворотної. Наприклад, оксиди хлору ( ) отримати прямою дією неможливо, а значить і визначити тепловий ефект цієї реакції – немає можливості. Але можливо розкласти ці речовини на прості і виміряти їх тепловий ефект. Сумарний тепловий ефект хімічного процесу не залежить від того вівся він в одну стадію чи декілька проміжних стадій, а залежить від початкового і кінцевого становища системи. При постійному об, ємі і температурі Закон Гесса (1840 р.) Цей закон дуже часто застосовується при термохімічних розрахунках, наприклад: Одержання СО 2 . Припустимо, що у нас є чистий вуглець і достатньо кисню, тоді: со СО С, О С + О СО + 393,5 кДж/моль, тобто 93,5 кДж/моль. Але одержати СО можливо в дві стадії. При недостатній кількості кисню, спочатку одержимо СО: 2С = О 2СО + 110,5 кДж/моль При достатній кількості кисню: 2СО = О 2СО + 283 кДж/моль А разом буде: = 393,5 кДж/моль. Тобто, незалежно від того в скільки стадій проходила реакція, в одну або дві, енергії було затрачено 393 кДж/моль. Термохімічні розрахунки Базуючись на законах термохімії і використовуючи термохімічні таблиці можна проводити розрахунки теплових ефектів хімічних реакцій. → Уявіть собі, що речовини АВ і мали якусь кількість скритої внутрішньої енергії і . В результаті реакції цих речовин не стало – утворилися інші АС і з іншою енергією і при цьому виділилась енергія х . Тоді: х – тепловий ефект (ентальпія) реакції буде рівнятися різниці між сумою теплоти утворення продуктів реакції і сумою теплових ефектів (ентальпій) початкових речовин. З урахуванням коефіцієнтів перед формулами. (Наслідок із закону Гесса). В термохімічних рівняннях вказують модифікацію і фазовий стан реагуючих речовин: к – кристалічна; р – рідина; г – газ. Ми познайомилися з основними положеннями термохімії. Система - це умовно виділені з оточуючого середовища тіло чи група тіл, які взаємодіють між собою. Система може бути ізольованою, коли між нею і оточуючим середовищем не відбувається обміну речовинами та енергією (відсутній масо та теплообмін). Закритою – якщо не відбувається масообміну, але можливий теплообмін. Відкритою - коли можливий масо – так і теплообмін. Гомогенна – однорідна, гетерогенна – різнорідна, фізична – без зміни властивостей, хімічна – зміна властивостей Речовини, що входять до системи, але можуть бути з неї виділені й існувати поза системою, називають компонентами. Термодинамічні системи можуть протікати при постійному тиску і називаються ізобарними, при постійній температурі – називаються ізотермічними , при постійному об‟ємі – називаються ізохорними. Становище системи характеризується такими величинами як внутрішня енергія – ентальпія – Н, ентропія – , енергія Гіббса – Внутрішня енергія – це енергія поступального, обертального і коливального руху молекул, атомів, частинок. Це енергія зв„язку між молекулами, ядрами і електронами. Абсолютну величину внутрішньої енергії визначити неможливо, а в цьому і нема потреби, бо людство в своїй діяльності має стосунки тільки із зміненням енергії . Наприклад, проходить реакція: 2Н + О ∆υ υ –запас вн. υ –запас вн. зміна енергії енергії енергії ∆υ = υ – υ Коли ця реакція йде при постійному об„ємі, то зміна енергії буде числено рівнятися теплоті поглинання цією системою, або тепловому ефекту, взятому з протилежним знаком. ∆υ = V1 - начальний об, єм газа, V2 - кінцевий, ^ V – збільшення об, єма газа. Найчастіше за все в хімії ми маємо справу з процесами, що протікають при постійному тиску. Наприклад, підігріваємо газ у закритому посуді, тобто під поршнем. Газ почне розширюватися на величину ΔV, при цьому буде здійснена робота проти зовнішнього тиску А = р ΔV Надлишок енергії ΔU піде на збільшення внутрішньої енергії системи ΔU – , або ΔU = р ΔV, тобто: Збільшення внутрішньої енергії системи дорівнює теплоті, що надається зовні, за вирахуванням роботи, яка здійснюється проти зовнішніх сил. (І початок термодинаміки) Як було вже сказано, що реакції частіше за все йдуть при постійному тиску і температурі, в такому разі зручніше користуватися ентальпією , що дорівнює тепловому ефекту узятому з протилежним знаком , тоді: Δ Δ – Δ Ентальпія прагне до порядку (найбільше вона у кристалах), тобто добре будуть йти ті реакції, при яких виділяється енергія (правило Бертло–Томсена). Другими словами, самовільно можуть протікати ті процеси, при яких ентальпія зменшується. Тобто коли частинки речовини прагнуть до хаосу, Це розчинення, випаровування, плавлення і т.д. Міра невпорядкованості, або можливості (ймовірності) становища речовини називається ентропією , Δ ), або це властивість речовини, яка відображає становище внутрішньої структури в зв„язку тепловим рухом частинок називається ентропією, S. Ентропія прагне до безпорядку, тобто до хаосу. Змінення ентропії системи. Як бачимо з рис. по мірі розчинення кристалічної речовини, ентропія зростає, рівновага наступає між кристалічною речовиною і рідиною, а також між рідиною і газом. Таким чином, самовільно можуть протікати ті процеси при яких ентропія збільшується (ІІ–початок термодинаміки). У самій природі закладено прагнення до переходу (зміни) із більш упорядкованого становища в менш упорядковане. Теплоту енергії ( ) треба розглядати як добуток температури (фактор інтенсивності) на ентропію ( фактор ємності, або екстенсивності). g (кДж/К моль) T Фактор інтенсивності – температура, концентрація, тиск, потенціали. Фактор ємності – маса, об„єм, кількість електрики. Енергія Гіббса Енергія Гіббса ще називається ізобарно–ізотермічним потенціалом, тому що реакції протікають при постійному тиску і температурі. Вона вказує на зв„язок між ентальпією і ентропією. Δ = Δ – Δ Ці два фактори діють у взаємно протилежних напрямках і який з них переважає, в тому і протікає реакція. Наприклад, Δ – реакція протікає самовільно в прямому напрямку; Δ – реакція протікати не може в зворотньому напрямку; Δ – система знаходиться в стані рівноваги; По енергії Гіббса можна оцінити в якому напрямку буде йти реакція при різних температурах. –низька, тоді ТΔ < Δ ; Δ >0 ; Δ Тому реакції проходять в протилежному напрямку, в сторону екзотермічної реакції. –висока; тоді ТΔ > ΔН ; Δ < 0; Δ Реакція буде йти в прямому напрямку, в сторону ендотермічної реакції. Усі 3 величини: ентальпія, ентропія і енергія Гіббса підпорядковані закону Гесса, тому: Δ = Σ Δ продукти р ції – Σ ΔН вхідних речовин; Δ ––––––––– ––––––––––––– Δ ––––––––– ––––––––––––– В результаті можна зробити слідуючи висновки: 1. Чим сильніше в процесі реакції зменшується Δ , тим більш можливості, що вона буде йти в прямому напрямку. 2. Коли в результаті реакції Δ Δ – Δ 0, то реакція зворотна. 3. Коли Δ і Δ 0, то реакція проходить без обмежень. 4. Коли Δ 0 і Δ , то реакція протікати не буде. А зараз простіше, вода знаходиться в 3 х агрегатних становищах: Н О ↔ Н О ↔ Н О лід рідина пар Δ >0; Δ = Δ ; Δ Δ „ Δ В цьому випадку ентальпія в льоді має найбільше значення, а ентропія рівна нулю. В рідині ентальпія рівна ентропії. Пар ентропія найбільша, а ентальпія рівна нулю. План. 1. Швидкість хімічних реакцій. Фактори, які впливають на швидкість хім. реакцій. Закон діючих мас. Правило Вант Гоффа. Каталіз. 2. Хімічна рівновага. 3. Принцип ле Шательє. 4. Ланцюгові реакції. Хімічною кінетикою називається учення про швидкість і механізм протікання реакцій і залежності їх від різних факторів (концентрації, температури, тиску каталізатора і т. д.). Вивчення кінетики реакцій представляє великий практичний і теоретичний інтерес. Знаючи процеси протікання реакцій ми можемо управляти ними. Наприклад, суміш Н і О може довго зберігатися при звичайній температурі, Але коли внести каталізатор чи підвищити температуру до 630 С реакція між цими газами проходить з вибухом. Є реакції які можуть проходити за декілька хвилин, годин і навіть через багато років. Реакції нейтралізації кислот лугами проходять за хвилини, а хімічна зміна в гірських породах йде роками, а то й тисячоліттями. Швидкість хімічних реакцій визначає протікання біологічних процесів як у рослин, так і в живих організмах. Знаючи хімічні процеси інженер розраховує апаратуру для виробництва. Фізики почали управляти розпадом радіоактивних речовин. Швидкість хімічних реакцій може бути виражена зміною концентрацій реагуючих речовин в одиниці часу. Концентрацію виражають в моль/л, час – у хвилинах або секундах. Необхідно враховувати, що хімічні реакції можуть бути гомогенні, якщо вони протікають в однорідній системі, і гетерогенні, якщо реагуючи речовини знаходяться у різному агрегатному стані або просто між ними є межа розділу. У гомогенних системах реакція протікає у всьому об‟ємі і швидкість вимірюється кількістю речовини, що реагує за одиницю часу в одиниці об‟єму. В гетерогенних системах реакція йде на межі розділу фаз і залежить від величини поверхні розділу. Тому швидкість реакції вимірюється кількістю речовини, що реагує за одиницю часу на одиниці поверхні фази. Для прикладу розглянемо яку небудь реакцію, яка відбувається між двома газами Н і О з утворенням продуктів реакції – води. Необхідною умовою усіх реакцій являється зіткнення між атомами або іонами. На самому початку реакції концентрації Н і О будуть максимальні, швидкість реакції найбільша. Із спливанням часу в одиниці об‟єму число молекул одного і другого газів буде зменшуватися, а значить зіткнень між атомами Но і Оо буде менше. Швидкість реакції почне зменшуватися. Концентрація продуктів реакції буде збільшуватися до якогось часу, а потім почне зменшуватися. dc V dt Фактори, які впливають на швидкість хімічних реакцій Швидкість хімічних процесів залежить від цілого ряду умов: від природи реагуючих речовин Речовини , молекули яких побудовані по неполярному типу Н , О , як правило реагують з меншою швидкістю, чим по полярному або іонному. від стану реагуючих речовин. 2.1. Агрегатного стану. Речовини, які перебувають у твердому стані реагують значно повільніше ніж у вигляді рідини або газу. Для прискорення реакції тверді речовини, найчастіше подрібнюють у порошок. Наприклад, шматок вугілля важко підпалити, щоб воно загорілося, а подрібнене у порошок може від іскри вибухнути (шахтний пил). 2.2. При розчиненні речовини у воді чи в другому розчиннику. Під дією розчинника речовина розпадається на молекули (коли це неелектроліт), або іони (електроліт). Частинки в такому стані швидше приходять в контакт і реакція йде скоріше. 2.3. Збуджений стан атома або молекули робить їх дуже реакційними. Активацію можна зробити підвищенням температури, освітлюванням, радіацією, дисоціацією і т.д. 3) вплив середовища. Як вже говорилося, найскоріше проходять реакції в газах, потім в рідинах і погано між твердими речовинами. 4) від концентрації реагуючих речовин Чим більш концентрація , тим більш частинок речовин находяться в одиниці об„єму, тим більш буде зіткнень. А значить і швидше буде йти реакція. На основі великого нагромадження матеріалу норв. учені Гульдберг і Вааге у 1867 р. сформулювали закон діючих мас: Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин в ступені, що дорівнює коефіцієнту, який знаходиться перед формулою даної речовини. (При постійній температурі). В загальному вигляді математично цей закон для реакції записується так: де – швидкість реакції, – коефіцієнт пропорційності (константа швидкості), і – мольні концентрації вхідних речовин, і – стехіометричні коефіцієнти (кількість моль реагуючих речовин). Якщо [ ] = 1 моль/л, то відповідно до рівняння маємо тобто, константа швидкості це і є швидкість хімічної реакції, за умовою, що концентрації реагуючих речовин дорівнюють 1 моль/л. Константа швидкості реакції залежить від природи реагуючих речовин, температури, але не залежить від їх концентрації. Так при утворенні Н О із 2Н + О → 2Н О, можна записати, що швидкість реакції буде: В цьому випадку утворюється молекула води тоді, коли 2 атоми водню реагують з одним атомом кисню. Користуючись законом діючих мас можна вичислити зміну концентрації. Наприклад, у реакції → зменшили об„єм газової суміші в 2 рази, тоді Таким чином, швидкість реакції збільшиться у 8 разів. 5) від температури. Звичайно з підвищенням температури різко зростає швидкість хімічних реакцій. Кількісною характеристикою даного процесу являється правило голлан. ученого Вант Гоффа: При збільшенні температури на 100 швидкість реакції зростає в 2 - 4 рази. (В середньому в 3). Це правило математично можна виразити так: V V t 2 1 γ – температурний коефіцієнт, який показує в скільки разів зростає швидкість реакції, якщо збільшити температуру на 10 γ Вплив температури на швидкість хімічного процесу визначається зростанням константи швидкості, яка залежить від енергії активації (температури, освітлення, радіації, дисоціації...). Наслідок із правила: При збільшенні температури в арифметичній прогресії швидкість реакції зростає в геометричній прогресії. від каталізатора. Речовини, які змінюють швидкість реакцій називаються каталізаторами. Реакції, у яких змінюється швидкість у результаті дії каталізатора називаються каталітичними. А сам процес зміни швидкості реакції в результаті дії каталізатора називається каталізом. Прийнято називати позитивний каталіз, коли йде збільшення швидкості реакції, і негативний каталіз – коли зменшується швидкість реакції. Розрізняють каталіз гомогенний і гетерогенний . Гомогенний каталіз – коли реагуючи речовини і каталізатор находяться в одній фазі (газ, рідина...). Гетерогенний каталіз – каталізатор і реагуючи речовини находяться в різних фазах (рідина – тверда речовина). Механізм дії каталізатора може бути різним. Частіше за все каталізатор змінює швидкість реакції, а сам не бере участі у реакції. Наприклад, окислення сірчанистої кислоти в сірчану йде довго, тому застосовують каталізатор О + 2Н О 2Н О А В О А А А В цьому випадку каталізатор залишився без змін, виступив як посередник між реагуючими речовинами і продуктами реакції. При одержанні сірчаної кислоти контактним методом роль каталізатора грає і Каталізатором може бути активоване вугілля, яке концентрує на своїй поверхні реагуючі речовини. Каталізатором у рослин служить хлорофіл за допомогою якого утворюються білки, жири, крохмаль, клітковина і т. д. Для каталітичних реакцій характерна специфічність каталізатора, що дає змогу з одних і тих же речовин одержувати різні продукти. С Н ОНС Н + Н О етилен 2С Н ОНС Н ОС Н .Н Ро ; Н ефір Хімічна рівновага Хімічна рівновага характерна для оборотних реакції, тобто реакцій, що можуть протікати як в прямому, так і в зворотному напрямку. З часом внаслідок зміни концентрації речовин (як вхідних так і продуктів) швидкість прямої і зворотної реакції становляться однаковими, то це означає, що система знаходиться у стані хімічної рівноваги. Розглянемо цей процес на прикладі оборотної гомогенної реакції в загальному вигляді: Швидкість прямої реакції відповідно до закону діючих мас визначається рівнянням: Швидкість зворотної реакції може бути визначена з рівняння: У момент рівноваги і K 1 [C ]p [D ]q Звідки K 2 [A ]m [B ]n Співвідношення двох постійних величин К /К є постійною і можна записати: [C ]p [D ]q K [A ]m [B ]n де [ рівноважні концентрації речовин, що беруть участь в хімічній реакції, моль/л; –стехіометричні коефіцієнти у рівнянні реакції. Величина К називається константою хімічної рівноваги; вона залежить від температури, природи реагуючих речовин і продуктів реакції, та не залежить від їх концентрацій. Отже хімічна рівновага в оборотних реакціях настає тоді, коли відношення добутку концентрацій утворених продуктів до добутку концентрацій вхідних речовин у відповідних ступенях стають рівними деякій постійній величині. А тепер більш докладніше: Реакції, як ви знаєте, не завжди доходять до кінця. Продукти реакції можуть реагувати між собою з утворенням вхідних речовин. СО + Н СО + Н О При цьому йде зворотній процес. Реакції, які при даних умовах одноразово проходять у двох взаємно протилежних напрямках називаються зворотними. Вони не доходять до кінця. Розглянемо як протікають зворотні реакції. Наприклад, 2Н + О 2Н О (г) Згідно закону діючих мас, швидкість прямої і зворотної реакцій рівні між собою. Швидкість прямої реакції із часом зменшується, тому що концентрація Н і О теж зменшується. По мірі протікання прямої реакції концентрація Н О збільшується, а значить і швидкість зворотної реакції збільшується. На кінець, наступає мить, коли швидкості зрівноважуються. Становище зворотного процесу, при якому швидкість прямої і зворотної реакції рівні називається хімічною рівновагою. Значить , або Перенесемо константи швидкості в одну сторону рівності, а вираження концентрацій – в другу, отримаємо: K 1 K1[H 2 ]2[O 2 ] K P K 2 K 2 [H 2 O]2 Відношення двох констант прямої і зворотної реакцій називається константою рівноваги Кр . Кр – не залежить від концентрації, а залежить від температури. Якщо встановилася рівновага, то це не значить, що реакції зупинилися, вони почали йти в одному і другому напрямку з однаковою швидкістю. Хімічна рівновага при незмінних умовах може зберігатися довгий час. Але змінюючи зовнішні умови, в яких система була у стані рівноваги, ми зможемо змістити і рівновагу. Напрямок зрушування хімічної рівноваги може бути визначений Зміщення хімічної рівноваги. Принцип ле Шательє Змінюючи концентрацію, температуру або тиск, ми можемо змістити рівновагу в той чи другий бік. У якому напрямку буде зміщення рівноваги дає принцип ле Шательє (1884 р.) Коли порушити хоча б одну з умов обумовлених становищем рівноваги (концентрацію, температуру, тиск), то ця зміна викликає зміщення рівноваги у напрямку тієї реакції, яка протидіє вносимої зміні. Наприклад, проходить реакція: ↔ Δ кДж/моль Коли змінити умови так, щоб збільшилась концентрація початкових (вхідних) речовин, то зміщення рівноваги буде йти в сторону продуктів реакції і навпаки. При збільшенні температури зміщення рівноваги наступає в сторону ендотермічної реакції, коли реакція була екзотермічна і навпаки. При збільшенні тиску рівновага зміщується в бік найменшого числа молекул або найменшого об єму і навпаки. А тепер, куди буде зміщуватися рівновага у цій реакції при збільшенні тиску? ↔ Нікуди, бо не змінюється число молекул) Ланцюгові реакції До цього ми розглядали звичайні реакції, але існують так звані ланцюгові реакції, у яких активація однієї частинки призводить до утворення декількох частинок. Наприклад, суміш водню з хлором при звичайних умовах майже не реагує. Але при попадані сонячного світла може відбутися вибух. Н В цьому випадку йде активація молекул Н і , утворюється атоми (зародження ланцюга) Н 2Н; Схема ланцюгової реакції Кожний атом Н чи може реагувати з молекулами чи Н Н + ріст ланцюга (ріст ланцюга) Ланцюгову реакцію можна зупинити, коли буде проходити зіткнення атомів: Н + Н (обривання ланцюга) „ Як приклад практичного застосування цих реакцій є атомні електростанції та реактори, де швидкість розпаду радіоактивних елементів регулюється або С (графітовими стрижнем). Щоб не пройшов вибух бензину у двигунах внутрішнього згоряння, додають (тетраетилсвинець) або (пентакарбоніл заліза). В цьому разі утворюються тверді оксиди і , які стримують вибух суміші. Лекція 6. Розчини неелектролітів План Класифікація розчинів. Теорія Д.І. Менделєєва і Арреніуса. Процес розчинення, енергія процесу. Способи вираження концентрацій розчинів. Розчинність твердих речовин, рідин і газів. Закон Генрі. Закон Дальтона. Розчинами називається гомогенні системи, які складаються із 2-х або декількох компонентів, де частки однієї речовини рівномірно розподілені між частками другої. Речовина або середовище в якому розподіляється друга речовина називається дисперсним середовищем , а розподілена речовина називається дисперсною фазою . Речовини, що входять до системи, але можуть бути з неї виділені й існувати поза системою, називають компонентами. В хімії дисперсним середовищем прийнята дистильована вода. В залежності від агрегатного стану можуть бути слідуючи типи розчинів: Рідині тверді газоподібні Р – Р Т – Т Г – Г Т – Р Р – Т Т – Г Г – Р Г – Т Р – Г Де Р – рідина; Т – тверда речовина; Г - газ. Наприклад, це спирт вода, ацетон вода; це цементний розчин, вапняний розчин. це – газована вода, лимонад; це однорідні сплави (бронза мідь – олово, латунь мідь – цинк, сплави золота, срібла); це кристалогідрати: ( це повітря в активованому вугіллі, у вапняних породах; це повітря; це дим, пильні бурі; це туман. По величині частинок розчини бувають: Істинні – величина частинок < 1н/м (мілімікрон) . Наприклад, розчин хлориду натрію, цукру у воді. 2. Колоїдні від 1 до 100 н/м „ – Наприклад, колоїдні розчини срібла, кров, канцелярський клей. 3. Зависі –––– –––– від 100 і більше н/м „ Зависі в свою чергу діляться на суспензії та емульсії. Суспензії – завись твердої речовини в рідині. Наприклад, цементний розчин, вапняний розчин. Емульсії - завись рідини в рідині. Масло в воді. Існують дві теорії розчинів: Теорія Д.І. Менделєєва , яка заключається в тому , що розчинна речовина взаємодіє з розчинником. Ця теорія ще називається хімічна, гідратна, сольватна. ↔ Теорія Арреніуса , яка доказує що розчинник являється індиферентним по відношенню до речовин, тобто не реагує з речовиною. Цемент, крейда, вапно. І та і друга заслуговують уваги. Що в такому разі представляють розчини: фізичну суміш чи хімічну сполуку? Виявляється вони одночасно являються і тими і другими. сполуки суміші 1. Підчиняються закону постійного складу. 1. Склад змінюється в широких межах. 2. Закону еквівалентів. 2.Змішуються в любих кількостях. 3. Отримана речовина завжди однорідна. 3. Неоднорідні. 4. При їх утворені виділяється чи поглинається енергія. 4. Енергія може не змінюватися. 5. Міняється колір. 5. Змішуються кольори. 1. Істинні розчини утворюються самовільно (спонтанно) при простому зіткненню рідини і речовини. 2. Між рідиною і речовиною може пройти реакція → ↑ → 3. Істинні розчини стійки. 4. Істинні розчини однорідні. 5. При розчиненні часто об„єм зменшується. Спирт – вода 50 мл + 50 мл = 9 мл Розглянемо процес розчинення. Для того, щоб перевести кристалічну речовину в розчин, треба затратити роботу по подоланню сил, які з„єднують молекули в кристал, тобто затратити енергію, щоб зруйнувати кристалічну решітку. У цьому разі необхідно щоб розчинник мав взаємодію з молекулами кристалу. Тобто: Коли сили взаємодії між молекулами речовини, що розчиняємо, і розчинником більші, ніж сили взаємодії між молекулами розчиненої речовини, то відбувається розчинення. Наприклад, розглянемо процес розчинення . Між іонами і СІ діють сили електростатичного тяжіння. Між молекулами води існує водневий зв„язок. Саме молекула води полярна, тому вона буде орієнтуватися своїми полюсами так, щоб негативний обволікав іони натрію , а позитивний – іон хлору СІ . Тобто, йде зруйнування кристалічної решітки і гідратовані іони виходять у розчинник, утворюючи однорідну систему – розчин. → Схема розчинення кристалів NaCI Таким чином, розчинення кристалічної речовини можна уявити як подвійний процес: 1. Гідратація частинок (молекул, атомів, іонів). 2. Зруйнування кристалічної решітки. Як і кожний процес, процес розчинення проходить з виділенням або поглинанням енергії. Загальний тепловий ефект розчинення буде складатися із алгебраїчної суми енергії гідратації (+, завжди екзотермічна) і енергії кристалічної решітки завжди ендотермічна); теплота розчинення. тобто; Коли с, то , виділяється тепло, Коли с, то , поглинається тепло, Наприклад, розбавляємо Н Коли лити кислоту у воду, температура розчину буде С, а коли навпаки 180 С (небезпечно). Коли розчиняти – температура знижується до – С. Способи вираження концентрації розчинів. Концентрація – це кількість речовини розчиненої в якій-то визначеній кількості розчину або розчинника. Концентрації бувають: Масова частка (Процентна,відсоткова концентрація) Процентна концентрація показує скільки грамів речовини знаходиться в 100 г розчину. m С % = *100, де m m 1 – маса розчиненої речовини, – маса розчинника; це 5г г Н О Молярна частка ( Молярна концентрація) Молярна концентрація виражається числом молей розчиненої речовини в 1 л розчину. n См V , де – число г моль розчиненої речовини. – об„єм розчину у літрах. m n M , де – маса розчиненої речовини. М – її молярна маса. m C Тоді: M M V Наприклад, треба приготувати 2 М розчин Мол. маса 98, а г моль = 98 г 2 М = 2 х 98 = 196 г. Таким чином треба відважити 196 г і вилити її у воду, потім довести до 1 л. Все це робиться у мірному посуді. Моляльність (Моляльна концентрація) Моляльна концентрація виражається числом г молей речовини розчиненої у 1000 г розчинника. С ; де – число г молей. Наприклад, треба приготувати 1 м Н РО Мол.маса = 98. г моль = 98 г. Для цього треба взяти 98 г кислоти і 1000 г води. Молярна концентрація еквівалентнів (Н ормальна або еквівалентна концентрація) Нормальна концентрація показує скільки г-екв розчиненої речовини знаходиться в 1 л розчину. C H *V ; де Э – вага розчиненої речовини. Э – еквівалент розчиненої речовини. обєм розчину. Наприклад, треба приготувати 1н розчин . М.в = 98 в.о. 1ГМ = 98 г. 1г екв = 98 : 2 = 49 г. Тобто, треба взяти 49 г кислоти вилити у воду і довести до 1 л. Це робиться у мірному посуді. Визначення еквіваленту А ( атомна вага) 1. Еквівалент будь якого елемента В (валентність) Молекулярна вага кислоти 2. Еквівалент кислоти основність Молекулярна вага основи 3. Еквівалент основи кислотність Молекулярна вага солі 4. Еквівалент солі = кількість атомів метала х на його валентність Молекулярна вага оксиду Еквівалент оксиду = кількість атомів елемента х на його валентність Титр – це кількість грамів розчиненої речовини в 1 см3 , або 1 мл розчину. N *Э Т 1000 ; де Т – титр. нормальність розчиненої речовини. Э еквівалент „ Титр 0,1 н НСІ = 3,65 мг/мл. Концентрація титрованого розчину виражається числом грам – еквівалентів, які містяться в 1 л розчину (нормальні розчини) або числом молекул розчиненої речовини, яка міститься в 1 л розчину (молярні розчини). Формули перерахунку процентної концентрації в молярну або нормальну. Часто на практиці приходиться зустрічатися з розчинами концентрація яких не відповідає заданій. Тому, приводяться формули перерахунку концентрацій. ; де Эх масова доля розчиненої речовини, в %. маса) р щільність розчину, в г/см ; (р = (обєм) Мх молярна маса, в г/моль. См молярна концентрація , в моль/л нормальна концентрація г экв/л Эх еквівалентна масса (див. визначення еквіваленту). Виправлення концентрацій 1. Коли розчин слабіший, ніж потрібно (а – в) , де с а а – необхідна концентрація. в концентрація Вашого розчину. с розчин або речовина, яку повині добавить. (Береться 100% розчин або суха речовина). Наприклад, із 45% розчину треба зробити 48%. – = 5,77 г на 100 мл 45% розчину. – а (с в) 2. Коли розчин міцніший, ніж потрібно , де в а кількість розчину. в потрібна концентрація. с концентрація Вашого розчину. Наприклад, із 23% розчину треба зробити 20%, 120 мл – = 18 мл, це треба добавити води. Правила змішування розчинів Для приготування розчинів потрібної концентрації, часто приходиться використовувати розчини другої концентрації. Для цього користуються „правилом змішування”, „діагоналі” або „хреста”. Наприклад, треба із 50% та 20% розчинів приготовить 30%. Концентрація одного розчину 50% необхідна конц. Концентрація другого розчину Дізнаємося відносну вагову кількість обох розчинів. Для цього від більшої концентрації віднімаємо потрібну (50 – 30 = 20 ), а потім від потрібної віднімаємо більш низьку (30 – результат другого віднімання результат першого віднімання усього 30% розчину Тобто, на 10 вагових частин 50% розчину треба взяти 20 частин 20% розчину. Користуючись правилом змішування, можна: змішувати розчини, концентрації яких виражені в процентах. розбавляти розчини заданої концентрації водою. змішувати розчини, концентрації яких виражені в щільності. розбавляти розчини заданої концентрації водою. збільшувати концентрацію розчину шляхом змішування останнього з твердою речовиною. При цьому треба ураховувати: коли концентрація розчину дається у вагових процентах, то відповідь одержують в вагових одиницях (г, кг, і т. д .). коли концентрації виражаються в щільності розчинів, то відповідь одержують в обємних одиницях (мл, л, і т. д.). Розчин з великою концентрацією розчиненої речовини називається концентрований або кріпкий (міцний) . З малою концентрацією – розведеним або слабим. Не треба змішувати поняття концентрований з насиченим. Концентрований не завжди може бути насиченим. Насичений розчин – це коли наступає рівновага між розчиненою речовиною і осадом. Коли речовина добре розчиняється у розчиннику, тоді розчин може бути концентрований але не насичений. Наприклад, 20% – цей розчин концентрований але не насичений. Для його насичення треба розчинити 31,5г в 100 г Н О. Насичений розчин може бути дуже розведений – це коли речовина погано розчиняється у розчиннику. Наприклад, гіпс 0,21 г в 100 г Н О. Цей розчин насичений але розведений. Розчинність твердих речовин, рідин та газів Мірою розчинності, при даних умовах, є концентрація насиченого розчину Тому вона виражається тими самими величинами, що й концентрація. Розчинність коливається у широких межах. Коли в 100г Н О розчиняється 10г речовини, то така речовина називається легкорозчинна до 1г – трудно розчинна; менше 0,01 г – нерозчинна. Абсолютно нерозчинних речовин нема. Р о Т е м п е р а т у р а підвищенням температури усі тверді речовини збільшують свою розчинність. Розчинність спочатку підвищується, а потім з витраченням Н О розчинність зменшується. Тиск практично не впливає на розчинність твердих речовин у рідинах, тому що об, єм системи із зміню тиску майже не змінюється. Рідини також можуть розчинятися в рідинах: спирт – вода, вода ацетон. Розчинність газів із підвищенням температури зменшується, а з підвищенням тиску – збільшується. Тому щоб позбавитися неприємного запаху у воді її треба прокип‟ятити. Залежність розчинності газу від тиску виражається правилом Генрі Розчинність газу прямо пропорційна його парціальному тиску (t0 -const). Парціальний тиск – тиск компонента ідеального газової суміші, який він дав би один займаючи об‘єм усієї суміші). Тобто, коли збільшити тиск у 2 рази розчинність газу також зростає в 2 рази. Як дослідив Дальтон (1807 р.) У випадку суміші газів, кожний із них розчинюється пропорційно своєму парціальному тиску і розчинності. Розчинність газів, які вступають у взаємодію з водою різко підвищується. СО НСІ, НВ ..... Тому розчинність їх не підлягає закону Генрі і Дальтона. Лекція 7. Розчини неелектролітів (продовження) План Осмос. .Закон Вант–Гоффа. Тиск насиченого пара. .1. Закон Рауля (1). .2. Кріоскопія та ебуліоскопія. .3. Закон Рауля (ІІ–ІІІ). 4. Антифризи. Осмос. Осмотичний тиск Розчинена речовина прагне до того, щоб рівномірно розподілитися по всьому об„єму розчину. Це відбувається шляхом дифузії – взаємного проникнення молекул розчиненої речовини і розчинника один в одному. Якщо взяти розчин цукру і воду, розділити їх напів проникною перегородкою з порами, крізь яку проходить тільки вода, ми помітимо, що об„єм розчину цукру збільшиться. Така однобічна дифузія крізь напівпроникну перегородку називається осмосом. Тиск, що чине розчин на стінки посудини в результаті дифузії називається осмотичним тиском. дифузія осмос Осмотичний тиск пропорційний молярній концентрації розчиненої речовини і абсолютній температурі. = С , де С молярна концентрація, універсальна газова постійна (8, 314 Дж/ К моль), Т – абсолютна температура (273о К). Знайшовши аналогію між газами і розчинами Вант Гофф сформулював слідуючий закон: Осмотичний тиск дорівнює тому тиску, який чинила б розчинена речовина, перебуваючи в газоподібному стані і займала об„єм , рівний об„єму розчину. По теорії Вант Гоффа процес розчинення уподібнюється випарюванню. В обох випадках розчинена речовина розповсюджується по усьому об„єму. Тиск газу – це результат ударів молекул. Осмотичний тиск – це результат збільшення об‟єму розчину в результаті дифузії. Закон Вант–Гоффа дійсний тільки для розбавлених розчинів. Осмотичний тиск має велике значення в біологічних процесах: усмоктування, виділення вологи, утамування спраги і т. д. Осмотичний тиск створює тургорне становище в рослинних тканинах, тому гриби можуть рвати асфальт. Тиск насиченого пара Рідина, знаходячись у відкритому посуді випаровується повністю. У закритому – між рідиною і паром установлюється рухома рівновага при якій в одиницю часу скільки молекул випаровується, стільки їх і утворюється. Пар, який знаходиться у рівновазі з рідиною називається насиченим, а тиск з яким він діє на стінки посуду називається тиском насиченого пару. Тиск насиченого пару із збільшенням температури – зростає. Поверхня розчину складається із молекул розчинника і розчиненої речовини. Це значить, що в одиниці часу випаровується менше молекул чим з чистого розчинника. А тому розчинена речовина знижує тиск пара розчинника, так як вона займає частину площі випаровування. На основі цього франц. фізик Рауль у 1887 р. установив слідуючий закон: У розведених розчинах неелектролітів зниження тиску насиченого пара пропорційно кількості речовини розчиненої в даній масі розчинника або: Пониження тиску насиченого пара над розчином пропорційно молярній концентрації розчиненої речовини. (Перший закон Рауля). Коли позначити тиск пара над чистим розчинником через Р, а тиск пара над розчином Р , то (Р – Р – буде зниження тиску пара (∆ Р). – число молей розчиненої речовини неелектроліту. – число молей розчинника, то Із закону видно, що зниження тиску пара не залежить від природи розчиненої речовини, а залежить від кількості молекул цієї речовини. Температура замерзання (кріоскопія) і температура кипіння (ебуліоскопія) розчинів. Тиск пара над чистим розчинником завжди більший, ніж над розчином. Внаслідок цього, щоб тиск пара досяг зовнішнього (атмосферного) тиску, розчин треба нагрівати до більшої температури ніж чистий розчинник. Тому температура кипіння розчинів завжди більша, ніж температура кипіння чистого розчинника. Також наслідком зменшення тиску пара над розчином є зменшення його температури замерзання порівняно з температурою замерзання чистого розчинника. Треба звернути увагу, що вищезазначені зміни температур замерзання та кипіння розчинів не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаються тільки кількістю частинок (молекул або частинок іншої природи) розчиненої речовини, що міститься в однаковій масі розчинника. Усі чисті речовини характеризуються строго визначеними константами замерзання і кипіння. Вода 0 С – замерзає; 100 С – кипить Бензол 5,5 С – – С – – Інакші обставини з розчинами. Присутність розчиненої речовини підвищує точку кипіння і знижує точку замерзання. Як видно з рисунка, тиск пара над водою більший, чим над розчином. Тому, щоб тиск був однаковий треба розчин підігріти вище 100 С. Щоб рідина замерзла, треба щоб тиск насиченого пара був рівний тиску, коли вона перебуває у кристалічному стані. Рауль установив, що: Пониження температури замерзання і підвищення температури кипіння пропорціональні моляльній концентрації розчиненої речовини. (Другий і третій закони Рауля). Математично залежність зміни температури замерзання та температури кипіння від концентрації розчину записується у вигляді рівнянь: Δ зам = Ккр · С Δ кип = Ке · С де Ккр – кріоскопічна константа від грецького слова “ ” – холод Ке ебуліоскопічна константа від латинського слова – викіпати С – моляльна концентрація розчину, що показує на кількість розчиненої речовини у 1000 г розчинника; одиниця розміру [моль/кг]. Якщо маємо “m” грамів речовини, що розчинені в “L” грамах розчинника, то моляльна концентрація має вигляд: m 1000 C = (3) M L Підставимо (3) у рівняння (1) і (2) маємо: Δ зам Δ кип де М – мол кулярна маса розчиненої речовини. Коли концентрація розчиненої речовини 1 моляльна (1 моля в 1000 г розчинника то: Δ зам Ккр Δ кип Ке (7) , тобто Ккр кріоскопічна константа показує на скільки градусів знижується температура замерзання одномоляльного розчину порівняно з температурою замерзання чистого розчинника; вона залежить тільки від природи розчинника: для води Ккр = 1,86: для бензолу Ккр = 5,1; для оцтової кислоти Ккр Ке ебуліоскопічна константа показує на скільки градусів вище кипить одномоляльний розчин неелектроліту порівняно з чистим розчинником; вона залежить тільки від природи розчинника: для води Ке = 0,52 ; для бензолу Ке = 5,5; для оцтової кислоти Ке Для кожного розчинника величина К – постійна: Вода 1,86 кріоск. Бензол хлороформ 0,52 ебул. З вищеозначенного можна зробити висновок, що зниження температури замерзання одномоляльних водних розчинів неелектролітів, які містять 6,02*10 молекул (1 моль, число Авогадро) вуглеводу сахарози, фруктози або глюкози дорівнює – , тому що кріоскопічна константа води дорівнює Тобто: усі речовини (неелектроліти), які мають 1 моляльну концентрацію розчину будуть кипіти і замерзати при одній і тій же температурі (вони мають однакове число молекул 6 – число Авогадро. Глюкоза, гліцерин, сечовина ....). Аналогічно водні одномоляльні розчини неелектролітів киплять при температурі на вище, ніж чиста вода, тобто при температурі 100,52 С (за умовою нормального атмосферного тиску, що дорівнює 760 мм рт.ст. або 101,325 кПа). Тобто: усі речовини (електроліти), які мають 1 моляльну концентрацію будуть кипіти і замерзати при різних температурах. (Див. Ступінь дисоціації) З рівнянь (4) і (5), знаючи Δtзам або Δtкип , можна підрахувати молярні маси розчинених неелектролітів. Відповідно до процесів розпізнають кріоскопічний або ебуліоскопічний метод визначення молярних мас речовин. Кріоскопічний метод є особливо цінним для речовин, які не можна перетворити у газоподібний стан (білки, цукор, глюкоза, фруктоза тощо). Молярна маса розчиненої речовини підраховується по формулі К кр m 1000 М t ЗАМ L Для розрахунку замерзання або кипіння антифризів користуються формулами де: Δtзам – пониження температури замерзання розчинів; Δ кип підвищення температури кипіння розчинів; Ккр кріоскопічна константа; Ке ебуліоскопічна константа; – маса неелектроліту; М – молекулярна маса неелектроліту; – маса розчинника. Антифризи – рідини (розчини) з низькими температурами замерзання. Вони застосовуються в системі охолодження автомобілів та тракторів. Найбільш поширеними є антифризи на основі етиленгліколю (С Н (ОН) – двоатомний спирт). На практиці поширені дві марки антифризів на основі етиленгліколю з температурами замерзання – С (марка „40”); С (марка „ ” Знаючи, формули розрахунку температури замерзання (кристалізації) або кипіння, давайте приготовимо антифриз із етиленгліколю (С Н (ОН) ), який замерзав би при температурі о С, знаючи, що води усього 5 л. зам * М       зам = К зам , звідси Кзам * знаходимо: г