Газообразное и конденсированное состояния. Валентные и не валентные(ван-дер-вальсовые) силы сцепления. Водородная связь
Конденсированное состояние вещества, твёрдое и жидкое состояния вещества. В отличие от газообразного состояния, у вещества в конденсированном состоянии существует упорядоченность в расположении частиц (ионов, атомов, молекул). Кристаллические твёрдые тела обладают высокой степенью упорядоченности — дальним порядком в расположении частиц. Частицы жидкостей и аморфных твёрдых тел располагаются более хаотично, для них характерен ближний порядок (см. Дальний порядок и ближний порядок). Свойства веществ в конденсированном состоянии определяются их структурой и взаимодействием частиц
Газообразное состояние
| Идеальный газ это очень разреженный газ, или газ находящийся при низких давлениях, когда расстояния между молекулами настолько велики, что можно пренебречь силами ммв и размерами молекул, так как они значительно уступают общему объему занимаемому газом). Физическое состояние идеального газа определяется тремя параметрами – температурой (Т), давлением (р) и объемом (V), которые связаны между собой уравнением, которое называют уравнением состояния идеального газа. В основе этого уравнения лежат три газовых закона, каждый из которых устанавливает зависимости между двумя параметрами: – закон Бойля-Мариотта, устанавливающий зависимость между объемом и давлением газа – объем данной массы газа при постоянной температуре обратно пропорционален давлению, под которым находится газ. Из этого закона вытекает, что произведение объема газа на его давление при данной температуре есть величина постоянная. – закон Гей-Люссака, устанавливающий зависимость объема газа от температуры – для данной массы идеального газа объем при постоянном давлении прямо пропорционален абсолютной температуре: Пользуясь этим уравнением можно рассчитать молекулярную массу газа, а также молекулярную массу веществ переходящих при нагревании (без разложения) в газообразное вещество. При обычных условиях газы смешиваются в любых соотношениях. При этом каждый газ, входящий в состав смеси характеризуется своим парциальным давлением –давление, которое производило бы имеющееся количество данного газа, если бы он один занимал при той же температуре весь представленный объем. Полное давление газов в смеси согласно закону Дальтона представляет собой сумму парциальных давлений газов, входящих в смесь. Еще одним важным соотношением характеризующим состояние газов является закон Авогадро – в равных объемах любых газов, взятых при постоянной температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Из этого закона следует, что при определенных условиях (Т и р) 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. Этот объем при нормальных условиях, т.е. Т=273 К и р=101,325 кПа, составляет 22,4 л. Рассмотренные законы применимы для идеальных газов, для которых не учитываются ммв между молекулами и объем молекул. Но экспериментальные исследования показали, что при значительном понижении температуры и повышении давления эти факторы необходимо учитывать. Свойства реальных газов в условиях отличных от идеальных не всегда подчиняются законам идеальных газов. При достаточно высоком давлении и низкой температуре расстояния между молекулами уменьшаются, а силы взаимодействия увеличиваются настолько, что вещество из газообразного состояния переходит в жидкое. Для каждого газа существует предельная температура, выше которой газ не может быть переведен жидкое состояние, ни при каком давлении – критическая температура. Давление, которое необходимо для сжижения газа при этой температуре называется критическим давлением. Объем 1 моля газа при данных условиях называется критическим объемом. Сжиженные газы нашли широкое применение в промышленности. Их используют для получения низких температур в лабораториях. Кроме того, в таком виде газы удобнее транспортировать. Сжиженный СО2 применяют для газирования фруктовых и минеральных вод, приготовления шипучих вин. Также его используют при тушении пожаров. Широкое распространение в последнее время приобретает жидкий азот – его используют при замораживании пищевых продуктов. |
Ван-дер-ваальсовы силы — силы межмолекулярного (и межатомного) взаимодействия с энергией 10 — 20 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Открыты Я. Д. ван дер Ваальсом в 1869 году.Ван-дер-Ваальсовы силы межатомного взаимодействия инертных газов обусловливают возможность существования агрегатных состояний инертных газов (газ, жидкость и твёрдые тела).К ван-дер-ваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и индуцированными). Название связано с тем фактом, что эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа Ван-дер-Ваальса. Эти взаимодействия в основном определяют силы, ответственные за формирование пространственной структуры биологических макромолекул. Ван-дер-ваальсовы силы также возникают между частицей (макроскопической частицей или наночастицей) и молекулой и между двумя частицами
Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как фтороводород, вода, аммиак. Связь этого типа, хотя и слабее ионной и ковалентной связей, тем не менее играет очень важную роль во внутри- и межмолекулярных взаимодействиях. Водородные связи во многом обусловливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты, амиды карбоновых кислот, сложные эфиры). Прочность водородной связи (энтальпия образования комплекса) зависит от полярности комплекса и колеблется от ~ 6 кДж/моль для комплексов молекул галогеноводородов с инертными газами до 160 кДж/моль для ион-молекулярных комплексов (AHB)±; так, для комплекса (H2O•H•OH2)+ образованного H2O и H3O+ — 132 кДж/моль в газовой фазе.
Дата добавления: 2016-07-09; просмотров: 2127;