Химия (стр. 10 )

6.8.2 Индукционное взаимодействие

Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные (наведенные) диполи (рисунок 6.13б). Между постоянными и наведенными диполями возникает притяжение, энергия которого пропорциональна электрическому моменту диполя во второй степени и обратно пропорциональна расстоянию между центрами молекул в шестой степени. Энергия индукционного взаимодействия возрастает с увеличением поляризуемости молекул, т. е. способности молекулы к образованию диполя под воздействием электрического поля. Энергия индукционного взаимодействия (формула Петера-Йозефа-Вильгельма Дебая) значительно меньше энергии индукционного взаимодействия и определяется выражением:

, (6.7)

где μ1, μ2 – дипольные моменты молекул;

α1, α2 – поляризуемость молекул;

r – расстояние между диполями.

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

6.8.3 Дисперсионное притяжение

В любой молекуле возникают флуктуации электрической плотности, в результате чего появляются мгновенные диполи, которые в свою очередь индуцируют мгновенные диполи у соседних молекул (рисунок 6.13в). Движение мгновенных диполей становится согласованным, их появление и распад происходит синхронно. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается. Энергия дисперсионного взаимодействия пропорциональна поляризуемости молекул и обратно пропорциональна расстоянию между центрами частиц. Для неполярных молекул дисперсное взаимодействие является единственной составляющей вандерваальсовых сил.

Энергия такого взаимодействия (формула Фрица Лондона) дается соотношением:

, (6.8)

где I1, I2 – энергия ионизации,

α1, α2 – поляризуемость молекул;

r – расстояние между диполями.

Силы дисперсионного притяжения между неполярными частицами (атомами, молекулами) являются весьма короткодействующими. Значения энергии такого притяжения зависят от размеров частиц и числа электронов в наведенных диполях. Эти связи очень слабые − самые слабые из всех межмолекулярных взаимодействий. Однако они являются наиболее универсальными, так как возникают между любыми молекулами.

6.8.4 Межмолекулярное отталкивание

Если бы молекулы только притягивались друг к другу, это привело бы к их слиянию. Но на очень малых расстояниях их электронные оболочки начинают отталкиваться. Энергия отталкивания дается выражением:

, (6.9)

где k − постоянная отталкивания;

n − принимает различные целые значения.

Силы межмолекулярного отталкивания действуют на очень малых расстояниях.

Общее уравнение межмолекулярного взаимодействия при постоянной температуре (уравнение Леннарда − Джонсона) в большинстве случаев имеет вид:

, (6.10)

где а и b — постоянные коэффициенты.

Это уравнение (6.10) носит название «потенциала 6-12», поскольку энергия притяжения обратно пропорциональна расстоянию между диполями в шестой степени, а энергия отталкивания − в двенадцатой степени.

Минимальная энергия системы обеспечивается при расстояниях между центрами молекул 0,4÷0,5 нм, т. е. существенно больше длины химической связи.

С увеличением суммарной энергии межмолекулярного взаимодействия возрастет температура кипения жидкостей, а также теплота их испарения. Суммарная энергия вандерваальсового взаимодействия молекул на один-два порядка ниже энергии химических связей.

Итак, между молекулами возникают относительно слабые вандерваальсовы взаимодействия, включающие дисперсионные силы, силы отталкивания, а для полярных молекул и ориентационное притяжение и индукционные взаимодействия.

6.9 Водородная связь

6.9.1 Общие понятия

Атом водорода, соединенный с атомами фтора, кислорода или азота (реже − хлора, серы или других неметаллов), может образовывать еще одну дополнительную связь. Это открытие, сделанное в восьмидесятых годах девятнадцатого столетия, связывают с именами русских химиков и .

Химическая связь, образованная положительно поляризованным водородом молекулы А−Н (или полярной груп­пы − А−Н) и электроотрицательным атомом В другой или той же молекулы, называется водородной связью

Водородная связь между молекулами А-Н и B-R обозначается тремя точками:

.

Водород в данном случае образует две химические связи, причем они не равноценны.

Образование водородной связи обусловлено тем, что в полярных молекулах А-Н или полярных группах -А-Н поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: отсутствием внутренних электронных оболочек, значительным сдвигом электронной пары к атому с высокой электроотрицательностью и очень малым размером. Поэтому водород способен глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего отрицательно поляризованного атома.

В большинстве случаев водородная слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи.

Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов.

6.9.2 Межмолекулярная водородная связь

Если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной.

Атомы А и В могут быть одинаковыми, как при взаимодействии HF:

.

Но они могут быть и разными, как при взаимодействии воды и фтороводорода. Газообразный фтороводород содержат полимерные молекулы, включающие до четырех частиц HF.

Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца. Так, муравьиная кислота и в жидком, и в газообразном состояниях существует в виде димеров:

Прочные связи между молекулами можно найти в воде, жидком аммиаке, спиртах.

6.9.3 Внутримолекулярные водородные связи

Если связь образуется между двумя группами одной и той же молекулы, то она называется внутримолекулярной.

Например, в о-нитрофеноле (рисунок 6.14а) и салициловом альдегиде (рисунок 6.14б) возникает водородная связь между водородом групп О-Н и кислородом других групп.

Молекулы с внутримолекулярными водородными связями не могут вступать в межмолекулярные водородные связи. Поэтому вещества с такими связями не образуют ассоциатов, более летучи, имеют более низкие вязкости, температуры кипения и плавления, чем их изомеры, способные образовать межмолекулярную связь.

а б

Рисунок 6.14 − Внутримолекулярные водородные связи

6.9.4 Энергия водородной связи

Энергия водородной связи возрастает с увеличением электроотрицательности (χ) и уменьшением размеров атомов. Поэтому наиболее прочные водородные связи возникают, когда в качестве атомов выступают фтор F, кислород О или азот N. Несмотря на высокую электроотрицательность у хлора, водородная связь − относительно слабая из-за большого размера атома хлора.

Энергия водородной связи имеет промежуточное значение между энергией ковалентной связи и вандерваальсовых сил. Также промежуточные значения имеют длины водородных связей.

Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F−H−F]− энергия водородной связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией ковалентной связи. Энергия водородной связи между молекулами воды уже заметно меньше (25 кДж/моль).

6.9.5 Значение водородных связей

Водородные связи очень распространены. Прочные водородные связи образуются в таких жидких веществах, как вода, фтороводород, кислородсодержащие неорганические кислоты, карбоновые кислоты, фенолы, спирты, аммиак, амины. При кристаллизации водородные связи в этих веществах обычно сохраняются. Поэтому их кристаллические структуры имеют вид цепей (метанол), плоских двухмерных слоев (борная кислота), пространственных трехмерных сеток (лед).

Водородные связи проявляются в различных кристаллических веществах, полимерах, белках, живых организмах. Например, практически все соли образуют кристаллогидраты, в которых имеются водородные связи. Вследствие невысоких значений энергии водородные связи относительно легко разрушаются и вновь возникают.

Важную роль водородные связи играют в белках, у которых спиральные полимерные структуры объединяются связями N-H ∙∙∙O.

Итак, между полярными молекулами, содержащими в одной или обоих молекулах атом водорода, возникают водородные связи, которые существенно влияют на свойства вещества.

6.10 Комплексные соединения

6.10.1 Донорно-акцепторное взаимодействие молекул

Если одна из двух молекул имеет атом со свободными орбиталями, а другая – атом с парой неподеленных электронов, то между ними происходит донорно-акцепторное взаимодействие, которое приводит к образованию ковалентной связи. Например:

У атома азота в молекуле аммиака имеется неподеленная пара электронов, а у атома бора в молекуле трифторида бора − вакантная орбиталь. При взаимодействии по донорно-акцепторному механизму атом азота отдает на связь пару электронов, а атом бора − вакантную орбиталь, в результате чего возникает ковалентная связь.

В полученном соединении суммарные валентности бора и азота равны четырем.

6.10.2 Комплексы

Комплексным соединением называют сложное соединение, образующееся при взаимодействии более простых неизменных частиц (атомов, ионов или молекул), каждая из которых способна существовать независимо в обычных условиях.

Реакции, в результате которых образуются комплексные соединения, носят название реакций комплексообразования.

Например, при взаимодействии сульфата меди и аммиака образуется сложное соединение:

Комплексные соединения называют часто координационными соединениями, подчеркивая тем самым способность простых неизменных частиц определенным образом располагаться (координироваться) друг около друга в комплексном ионе или комплексной молекуле.

Сложные соединения, у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, получили название комплексных или координационных соединений.

Согласно координационной теории швейцарского ученого Альфреда Вернера комплексные соединения обычно состоят из двух сфер: внешней и внутренней (рисунок 6.15).

6.15 – Строение комплексного соединения

Внутренняя сфера (координационная), называемая также комплексом, включает центральный ион или атом, вокруг которого координируются отрицательно заряженные ионы или нейтральные молекулы. При записи комплексного соединения внутреннюю сферу или комплекс заключают в скобки, например: [Zn(CN)4]2-, [Zn(NH3)4]2+.

Центральный ион или атом называется комплексообразователем, а координируемые им ионы или молекулы – лиганидами. Число лиганидов, координируемых комплексообразователем, называют координационным числом.

Значение координационного числа комплексообразователя зависит от его природы, степени окисления, природы лигандов и условий (температуры, природы растворителя, концентрации комплексообразователя и лигандов и др.), при которых протекает реакция комплексообразования. Значение координационного числа может меняться в различных комплексных соединениях от 2 до 8 и даже выше. Наиболее распространенными координационными числами являются 4 и 6.

Ионы, нейтрализующие заряд внутренней сферы, но не связанные с комплексообразователем ковалентно, образуют внешнюю сферу комплексного соединения.

Например, в комплексном соединении [Zn(NH3)4]Cl2 два иона Cl- находятся во внешней сфере:

Внешнесферные ионы Cl- находятся на более значительном удалении от комплексообразователя, чем молекулы NH3, иначе говоря, расстояние Zn – Cl больше, чем длина химической связи Zn – N. Более того, химическая связь комплексного катиона [Zn(NH3)4]2+ и хлорид-ионов Cl- имеет ионный характер, в то время как молекулы аммиака NH3, входящие во внутреннюю сферу, образуют с комплексообразователем Zn(II) ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, различие между лигандами внутренней сферы и ионами внешней сферы очень существенно.

Заряд внутренней сферы численно равен алгебраической сумме заряда центрального иона и зарядов лигандов.

6.10.3 Комплексообразователи

Чаще всего комплексообразователем служит атом элемента в положительной степени окисления. Атом-комплексообразователь может обладать нулевой степенью окисления. Так, карбонильные комплексы никеля и железа, имеющие состав [Ni(CO)4] и [Fe(CO)5], содержат атомы никеля и железа в нулевой степени окисления.

Комплексообразователями служат атомы или ионы, имеющие вакантные орбитали. Способность к комплексообразованию возрастает с увеличением заряда иона и уменьшением его размера. К наиболее распространенным комплексообразователям относятся ионы d - элементов VII, VIII, I, II групп Периодической таблицы элементов.

В зависимости от заряда комплексообразователя различают:

а) анионные комплексы, например [PF ]-, [Zn(CN)4] , [Al(OH)4]-;

б) катионные комплексы, например [Cu(NH3)4]2+, [Ni(H2O)4];

в) нейтральные комплексы, например [Ni(CO4)] и [Pt(NH3)2Cl2]. Нейтральные комплексы не имеют внешней сферы.

6.10.4 Лиганды

К числу лигандов относятся простые анионы, такие как F-, Cl-, Br-, I-, S2-, сложные анионы, например CN-, NCS-, молекулы, например, H2O, NH3, CO, H2NCH2CH2NH2 (En). Ионы или отдельные атомы ионов и молекул лигандов имеют неподеленные пары электронов.

Лиганды, как правило, не связаны друг с другом, и между ними действуют силы отталкивания. В отдельных случаях наблюдается межмолекулярное взаимодействие лигандов с образованием водородных связей.

В зависимости от вида лигандов различают:

а) однородные комплексы – соединения, где все лиганды являются частицами одного вида: K4[Fe(CN)6]. Среди однородных комплексных соединений выделяют аммиакаты, аквакомплексы, карбонилы, гидроксокомплексы, ацидокомплексы и др.;

б) неоднородные комплексы – это такие, где присутствуют лиганды разного типа: [Co(NH3)2Cl2];

В зависимости от того, какое число вакантных орбиталей у комплексообразователя занимают лиганды, они подразделяются:

а) на монодентантные (одна орбиталь), например, NH , Cl ;

б) бидентантные, например:

;

в) полидентантные, например этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА), являющаяся шестидентантным лигандом.

.

Динатриевая соль ЭДТА и сама кислота относятся к классу соединений, называемых комплексонами. Би - и полидентантные лиганды при взаимодействии с комплексообразователями образуют замкнутые циклы, называемые хелатными, поэтому и комплексы с би - и полидентантными лигандами называют хелатными (или клешневидными), например:

.

6.10.5 Номенклатура комплексных соединений

Название комплексного катиона записывается одним словом, начинающимся с названия отрицательного лиганида с прибавлением буквы «о»:

CH3COO- ацетато	NO- нитрозо
CN- циано	NO2- нитро
CO32- карбонато	O22- пероксо
C2O42- оксалато	OH- гидроксо
Cl- хлоро	SO32- сульфито
H - гидридо	SO3S2- тиосульфато

Затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом с указанием римской цифрой его степени окисления для металлов переменной валентности.

Иногда анионные лиганды имеют специальные названия, например O2- оксо, S2- тио, HS- меркапто. Анионы углеводородов в качестве лигандов называют так: CH3− метил, C5H5− циклопентадиенил.

Для нейтральных лигандов используют номенклатурные названия веществ без изменений (N2 диазот, N2H4 гидразин, C2H4 этилен и т. д.), кроме веществ, которые, выступая в роли лигандов, получают следующие специальные названия:

H2O аква	NH3 аммин
NO нитрозил	CO карбонил
SO2 диоксосера	PF3 трифторофосфор

Число лиганидов обозначают греческими приставками (ди-, три-, тетра - и т. д.) или бис-, трис-, тетракис-, пентакис - и гексакис - для 2, 3, 4, 5 и 6 у комплексов, в названиях которых уже употребляются приставки ди-, три - и т. д. Например, соединение [Zn(NH3)2Cl]Cl называется хлорид хлородиамминцинка, а [Ni(En)2]Cl2 – хлорид бис(этилендиамин)никеля(II).

Названия соединений с комплексными анионами строятся так же, как названия простых соединений, состоящих из катиона и аниона. Однако в рассматриваемом случае анион не простой, а комплексный.

Название комплексного аниона строится из числа и названия лигандов, корня названия элемента-комплексообразователя с добавлением суффикса – ат- и указания степени окисления комплексообразователя. Например:

[BF4]- - тетрафтороборат(III)-ион

[Al(H2O)2(OH)4]- - тетрагидроксодиакваалюминат(III)-ион

[VS4]3- - тетратиованадат(V)-ион

Для целого ряда элементов-комплексообразователей вместо русских используются корни их латинских названий:

Ag - аргент- ; Au - аур - ; Cu - купр - ; Fe - ферр- ; Hg - меркур - ; Mn - манган - ; Ni - никкол - ; Pb - плюмб - ; Sb - стиб - ; Sn - станн-.

Названия нейтрального комплекса состоят из одного слова. Вначале указывается число и названия лигандов (для лигандов каждого вида отдельно), затем название центрального атома в именительном падеже (в случае многоядерных комплексов – с указанием числа центральных атомов).

Например:

[Al2Cl6] – гексахлородиалюминий

[Co2(CO)8] – октакарбонилдикобальт

[Fe(C5H5)2] – бис(циклопентадиенил)железо

[Mo6Cl14] – 14-хлорогексамолибден

[Ni(CO)4] – тетракарбонилникель

[Zn(py)2Cl2] – дихлоробис(пиридин)цинк

6.10.6 Природа химической связи в комплексах

Для объяснения образования химических связей в комплексах используется как метод валентных связей, так и метод молекулярных орбиталей. Кроме того, для объяснения природы связей и свойств комплексных соединений применяется электростатическая теория кристаллического поля. Многие свойства комплексных соединений можно объяснить с позиции метода валентных связей (ВС), который и будет рассмотрен далее.

Согласно методу ВС между комплексообразователем и лигандами возникают ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. Комплексообразователь предоставляет на связь валентные орбитали, а лиганды - неподеленные пары электронов. Рассмотрим образование химических связей в комплексе [Cd(NH3)4]2+.

У иона кадмия на внешней оболочке имеются вакантные 4s- и 4p- орбитали:

.

У атомов азота в молекуле аммиака имеются неподеленные пары электронов:

.

При их взаимодействии образуется комплексный ион:

Обозначим электрон на орбиталях, занятых по донорно-акцепторному механизму пунктирными стрелками. Тогда электронную конфигурацию комплекса можно представить в виде:

,

.

Как видно, в этом случае в образовании связей участвуют одна s- и три p-орбитали, которые гибритизируются(sp3), поэтому комплексный ион будет иметь тетраэдрическое строение.

Метод ВС является относительно простым и наглядным и позволяет объяснить структуру и свойства многих комплексов. Однако он не пригоден для описания систем с многоцентровыми связями, не объясняет оптические и другие свойства комплексов.

6.10.7 Роль комплексных соединений в природе и технике

Комплексные соединения широко распространены в природе. В состав многих растений и живых организмов входят соединения с макроциклическими лигандами.

В зеленом катализаторе фотосинтеза – хлорофилле – роль комплексообразователя выполняет магний. Макроциклический комплекс железа входит в состав гемоглобина. Железо координирует кислород в комплексе гемоглобина и переносит его по организму с кровью. Связь кислорода с железом в комплексе не очень прочная и поэтому кислород в организме легко реагирует с восстановителями. Недостаток железа в организме приводит к болезни – анемии. Макроциклы крови могут взаимодействовать с каталитическими ядами, например, монооксидом углерода СО, что приводит к отравлению организма.

Сложные лиганды-комплексоны широко используются в аналитической химии, в энергетике для очистки парогенераторов от накипи, в медицине – для очистки почек от камней, для выведения ядов из организмов, таких как Hg , Pb , Cd, в химии – как катализаторы некоторых реакций, например, восстановления кислорода.

6.11 Вопросы для самоконтроля

1. Запишите формулу Льюиса для молекулы С2Н2.

2. Укажите, у каких из ниже приведенных молекул химические связи имеют полярный характер: F2, CO, N2, HBr, Вг2.

3. Укажите последовательность возрастания электрического момента диполя у связей: В – N, В – F, В – С, В – О, В – Вr.

4. Чему равны степени окисления элементов в соединениях с ионной связью?

5. Используя метод валентных связей, объясните образование химической связи в молекулах: а) диоксида углерода, б) аммиака, в) трифторида брома, г) тетрафторида-оксида серы, д) нитрит-иона.

6. Что такое гибридизация атомных орбиталей?

7. Какие типы гибридизации являются наиболее важными? Сколько гибридных орбиталей образуется в результате: sp-, sp-, sp-гибридизации?

8. Что такое степень окисления элемента в соединениях с полярной ковалентной связью?

9. Определите валентность йода и фосфора в основном и возбужденном состояниях.

10. Какую пространственную конфигурацию имеют молекулы ВаС12, РbС12, РbС14, Br2, AsH3, H2Te, CF4, GeH4, PC15, SBr6 ? Какие из этих молекул полярны?

11. Какие расстояния между центрами зарядов будут в молекулах H2S и Н2О2, если принять эффективные заряды диполей соответственно δ = 1,1·Кл; δ = 1,4 ·Кл?

12. Для молекулы дибромэтилена возможны две структуры (два изомера). Какая из этих структур полярна?

13. С помощью метода МО определите, возможно ли образование ионов Не2+ и Не2– ? Если возможно, то определите порядок связи и укажите их магнитные характеристики (парамагнетизм или диамагнетизм).

14. Объясните, почему удаление электрона из молекул О2 и F2 упрочняет, а из молекул N2 и В2 ослабляет химическую связь?

15. Объясните, как изменится порядок связи при получении частицами С2, N2 и F2 по одному электрону?

16. Нарисуйте энергетические диаграммы молекул С2, N2 и F2 по методу МО.

17. Что представляет собой донорно-акцепторное взаимодействие молекул?

18. В чем заключаются основные положения координационной теории А. Вернера?

19. Приведите определения следующих понятий: комплекс, лиганды, комплексообразователи, координационное число и заряд комплекса.

20. Определить степень окисления железа в комплексе [Fe(CN)6]4–. Напишите его название.

21. Запишите формулу комплексного соединения гексацианоферрата(III) калия.

22. Используя в качестве лигандов Cl–, напишите комплексы с Pt(II) и Pt(IV) и дайте им названия.

Глава седьмая. АГРЕГАТНЫЕ СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВА

7.1 Цели изучения дисциплины

Успешное изучение учебного материала позволит:

− освоить классификацию химических и дисперсных систем, основные свойства и законы, описывающие различные агрегатные состояния веществ;

− овладеть ключевыми понятиями: газообразное, жидкое, кристаллическое состояние вещества, плазма, химические и дисперсные системы, компоненты, фаза, гомогенные и гетерогенные системы, жидкие кристаллы, аморфное и кристаллическое состояние вещества, атомно-ковалентные молекулярные, ионные и металлические кристаллы, проводники, полупроводники и диэлектрики.

7.2 Методические рекомендации по изучению материала

Структурно-логическая схема изучения главы «Агрегатные состояния вещества» представлена на рисунке 7.1.

Рисунок 7.1 − Структурно-логическая схема главы

«Агрегатные состояния вещества»

При изучении главы обратите внимание на свойства, лежащие в основе деления веществ на различные агрегатные состояния. Постарайтесь запомнить классификацию химических и дисперсных систем, а также физические параметры, которыми они характеризуются. Различные агрегатные состояния веществ описываются различными физическими параметрами, теориями их строения и законами, выучите их. Постарайтесь разобраться в том, что лежит в основе классификации кристаллов и какими отличительным свойствами обладают различные виды кристаллов. Запомните примеры веществ, которые относятся к атомно-ковалентным, молекулярным, ионным и металлическим кристаллам. Выучите определения ключевых понятий данной темы.

7.3 Характерные особенности веществ в различных агрегатных состояниях

Вещества, в зависимости от внешних условий, могут находиться в трёх физических состояниях: газообразном, жидком и твёрдом. При очень высоких температурах возникает особая разновидность газообразного состояния – плазма.

Твердые тела характеризуются устойчивостью формы. Составляющие их атомы, ионы и молекулы совершают малые колебания относительно некоторых фиксированных положений. Связь между атомами в твердых телах может быть ионной, ковалентной, металлической, водородной. Возможно образование межмолекулярных связей. Во многих твердых телах одновременно присутствует несколько типов связей.

Вещества, находящиеся в жидком состоянии, текучи, не обладают определенной формой и стремятся сохранить свой объем. Жидкости характеризуются сильным взаимным притяжением молекул и наличием ближнего порядка в их расположении. Молекулы жидкости совершают частые столкновения с ближайшими соседями и относительно более редкие перемещения, приводящие к смене окружения. Влияние жидкой среды на протекание химических процессов может быть весьма значительным, особенно если молекулы жидкого вещества полярны.

Газовое состояние характеризуется слабым взаимодействием составляющих вещество частиц. В результате свободного движения молекул газы заполняют весь предоставляемый им объем. Газообразные вещества обычно химически более активны, чем жидкие и твердые.

Особое состояние газообразных веществ − плазма (в переводе с греческого «вылепленное, оформленное»). Плазма − частично или полностью ионизированный газ, который образуется в результате термической ионизации атомов и молекул при высоких температурах, под действием электромагнитных полей большой напряженности, при облучении газа потоками заряженных частиц высокой энергии. Плазма отличается от нейтрального газа тем, что в ней наблюдается одновременное взаимодействие большого числа частиц. Кроме того, влияние электрических и магнитных полей на плазму приводит к появлению в ней пространственных зарядов и токов. В состоянии плазмы находится подавляющая часть вещества вселенной: звезды, галактические туманности, межзвездная среда. Около Земли плазма существует в виде «солнечного ветра».

Подавляющее большинство химических реакций происходит в газах или жидкостях, где химические частицы значительно более подвижны. Реакции в твердых телах встречаются очень редко. К ним относятся, например, твердофазная полимеризация мономеров, находящихся в кристаллическом или стеклообразном состоянии под действием радиоактивного излучения или ускоренных электронов.

7.4 Газообразное состояние вещества

В газообразном состоянии молекулы находятся друг от друга на значительных расстояниях и соответственно занимают очень малую долю объёма. Поэтому при невысоких давлениях и температурах молекулы в газообразном состоянии практически не взаимодействуют друг с другом. Структура вещества в газообразном состоянии не-упорядочена. В газообразном состоянии вещества энергия межмолекулярного взаимодействия частиц меньше их кинетической энергии.

Наиболее проста теория газового состояния. При «нормальных условиях» (0оС или 273,15 К и 1 атм. или 100 КПа) большинство газов вполне удовлетворительно описываются уравнением состояния идеального газа (уравнение Клапейрона − Менделеева):

, (7.1)

где n – число молей газа;

R– молярная газовая постоянная, 8,314 Дж/к. моль.

Газ, который подчиняется этому закону, называется идеальным газом:

а) газ состоит из большого числа молекул, которые находятся в непрерывном движении;

б) молекулы газа занимают пренебрежительно малую долю объёма;

в) молекулы газа не притягиваются друг к другу;

г) время столкновения молекул друг с другом очень мало по сравнению со временем между столкновениями;

д) средняя кинетическая энергия газа пропорциональна абсолютной температуре.