Понятие о методе молекулярных орбиталей

Метод валентных связей

Теория валентных связей или локализованных электронных пар исходит из положения, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. В представлении теории валентных связей химическая связь локализована между двумя атомами, то есть она двухцентровая и двухэлектронная.

Метод валентных связей базируется на следующих основных положениях:

- каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар;

- одинарная ковалентная связь образуется двумя электронами с антипараллельными спинами, расположенными на валентных орбиталях связывающихся атомов;

- при образовании связи происходит перекрывание волновых функций электронов, ведущее к увеличению электронной плотности между атомами и уменьшению общей энергии системы;

связь образуется в том направлении, при котором возможно максимальное перекрывание волновых функций;

- угол между связями в молекуле соответствует углу между образующимися электронными облаками;

из двух орбиталей атома более прочную связь образует та, которая сильнее перекрывается орбиталью другого атома.

В данном методе валентность, рассматриваемая как возможность атома образовывать химические связи с другими атомами, зависит от числа неспаренных электронов, которые могут находиться на внешних (валентных) орбиталях атома.

Образование молекулы водорода из атомов можно представить следующим образом (точка означает электрон, черта – пару электронов):

Н∙ + Н∙ = Н – Н.

В ряде случаев число неспаренных электронов увеличивается в результате возбуждения атома. Это обстоятельство приводит к тому, что при взаимодействии с другим атомом число связей увеличивается.

Для описания химической связи используются два подхода. Один из них – это теория молекулярных орбиталей (МО), другой теория валентных связей (ВС). В развитии теории ВС основополагающую роль сыграли работы Гейтлера, Лондона, Слетера, Полинга, а в развитии теории МО – работы Малликена и Гунда.

В теории МО молекула рассматривается как совокупность положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов, каждый из которых движется в поле остальных электронов и всех ядер. Каждая молекула имеет свою молекулярную орбиталь. Молекулярная орбиталь – есть комбинация атомных орбиталей. Известно, что электрон находится в связывающей или разрыхляющей областях молекулы. Поэтому различают связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали. В связывающей молекулярной орбитали электронная плотность концентрируется между ядрами, в разрыхляющей молекулярной орбитали за ядрами. Для упрощения рассмотрим образование молекулярных орбиталей двухатомной молекулы. При сближении двух изолированных атомов их атомные орбитали перекрываются. Из каждых двух перекрывающихся атомных орбиталей образуются две молекулярные орбитали: одна связывающая и одна разрыхляющая. Если орбитали атомов А и В, образующих молекулу АВ, обозначить через ψ_А и ψ_В, то их возможные комбинации имеют вид

ψ₊ = с₁ψ_А + с₂ψ_В; ψ_- = с₃ψ_А – с₄ψ_В (5).

Здесь коэффициенты с_i обозначают долю участия, соответствующих атомных орбиталей в формировании молекулярных; ψ₊ - связывающая, а ψ_- - разрыхляющая молекулярные орбитали.

Если коэффициент с_i близок к нулю, то это означает, что пребывание электрона в области, описываемой данной АО маловероятно.

Представление молекулярной орбитали в виде линейной комбинации атомных орбиталей (ЛКАО) получило название приближения МО ЛКАО. В приближении МО ЛКАО всегда образуется столько молекулярных орбиталей, сколько было исходных АО электронов всех ядер. Таким образом, количество молекулярных орбиталей равно суммарному количеству атомных орбиталей. Например, для молекулы Н₂ общее количество АО равно двум, поэтому образуются только две МО. В случае молекулы О₂ необходимо рассматривать 10 МО, так как в их образовании участвуют 1s-, 2s-, 2p_x-, 2p_y-, 2p_z- атомных орбиталей, всего по 5 АО от каждого атома.

Молекулярные орбитали обозначают греческими буквами (π, σ), причем со звездочкой для разрыхляющей орбитали (π^*, σ^*). Молекулярные орбитали, образованные перекрыванием атомных орбиталей по оси расположения атомных ядер, называются σ-орбиталями. Данные МО являются симметричными относительно вращения вокруг межъядерной оси.

π-орбитали – это МО, антисимметричные относительно вращения вокруг межъядерной оси. МО π –симметрии образуются при особом перекрывании p-, d-, f- АО.

δ –орбитали – это МО, антисимметричные относительно отражения в двух взаимно перпендикулярных плоскостях, проходящих через межъядерную ось. Данные орбитали образуются при особом перекрывании d- и f- АО.

Энергия σ-, π-, δ- орбиталей уменьшается в следующей последовательности

σ > π > δ.

Образование МО из АО изображают в виде энергетической диаграммы (рис. 17), где по вертикали откладывают значения энергии Е орбиталей. Слева и справа на диаграмме приводят энергетические уровни атомных орбиталей, в середине – уровни молекулярных орбиталей.

Связывающая молекулярная орбиталь характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами, поэтому такая орбиталь энергетически более выгодна, чем атомные орбитали. Вследствие этого уровень энергии связывающей орбитали на диаграмме расположен ниже уровня исходных атомных орбиталей. На разрыхляющей орбитали электронная плотность концентрируется за ядрами и поэтому подобная орбиталь энергетически менее выгодна, чем исходные атомные орбитали. Энергетическое положение разрыхляющих орбиталей на диаграмме находится выше уровня исходных атомных орбиталей.

Рис. 17. Энергетическая диаграмма 1s - атомных и молекулярных

орбиталей двухатомной гомоядерной молекулы.

Переход электронов с атомных 1s-орбиталей на связывающую МО, приводящий к возникновению химической связи, сопровождается выделением энергии. Переход электронов с атомных 1s-орбиталей на разрыхляющую МО требует затрат энергии. Приближенно можно считать, что при переходе 1S-электрона на связывающую МО выделяется столько же энергии, сколько необходимо затратить для его перевода на разрыхляющую МО.

Положение исходной АО на шкале энергий определяется значением энергии ионизации атома, отвечающей удалению электрона, описываемого данной орбиталью, на бесконечно большое расстояние. Такая энергия ионизации называется орбитальной энергией ионизации. Для атома кислорода возможные типы ионизации определяются удалением электрона с 2p- и 2s- электронной подоболочки. Удаление 2p- электрона требует затраты энергии 13,61 эВ, а удаление 2s-электрона – 28,46 эВ. Поэтому 2р-AО кислорода на энергетических диаграммах отмечается уровнем энергии -13,61 эВ, а 2s-АО – уровнем энергии -28,46 эВ.

Положение МО на энергетических диаграммах определяется на основании квантово-химических расчетов электронной структуры молекул. Для сложных молекул число энергетических уровней МО на энергетических диаграммах велико. Однако часто необходимо знать энергии не всех молекулярных орбиталей, а только наиболее чувствительных к внешним воздействиям. Такими орбиталями являются МО, на которых размещены электроны самых высоких энергий. Эти электроны наиболее легко удаляются с данной МО, например, под действием излучения. Такая МО получила название высшая занятая молекулярная орбиталь (ВЗМО). Зная число молекулярных орбиталей, которое равно суммарному числу всех АО, и зная число электронов, можно легко определить порядковый номер ВЗМО и, соответственно, её энергию и состав. Кроме того, наиболее важной для изучения химических задач является низшая свободная молекулярная орбиталь (НСМО). Данная орбиталь является вакантной, и она следующая по очереди за ВЗМО на шкале энергий.

Лекция 4. Классификация и номенклатура неорганических соединений

Простые вещества и химические соединения. Оксиды: основные, кислотные и амфотерные. Номенклатура окси­дов. Зависимость кислотно-основного характера оксидов от положения в периодической системе и степени окис­ления элемента. Химическое взаимодействие между оксидами с образованием солей. Гидроксиды основные и амфотерные, кислоты. Их номенклатура и получение. Соли: нормальные, кислые и основные. Номенклатура солей. Получение и свойства солей.

Номенклатура и свойства комплексных соединений.

Неорганические соединения различают по составу (бинарные и многоэлементные) и функциональным признакам. К бинарным соединениям относят соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галогениды – фториды, хлориды, бромиды, иодиды), халькогенами (халькогениды – сульфиды, селениды, теллуриды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), кремнием (силициды), а также соединения металлов друг с другом (интерметаллиды) и водородом (гидриды). Среди многоэлементных соединений выделяют гидроксиды (вещества, содержащие гидроксидные группы - ОН), производные гидроксидов – соли, а также комплексные соединения, гидраты и кристаллогидраты.

В соответствии с правилами ИЮПАК наименование любого вещества должно однозначно указывать на его состав. Поэтому в основу систематических.е. нование любого вещества должно однозначно указывать на его состав, поэтому в основу системаи соединений, нные соотношения названий неорганических веществ положены названия элементов, входящих в их состав.

Название бинарного соединения образуется из латинского корня наименования более электроотрицательного элемента с окончанием –ид и русского наименования менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. При написании формулы вещества менее электроотрицательный элемент стоит левее. Например, Al₂O₃ – оксид алюминия, AgI – иодид серебра, OF₂ – фторид кислорода. Для некоторых элементов корни их русских названий совпадают с корнями латинских, за исключением элементов, представленных ниже в таблице 1:

Таблица 1

Названия химических элементов

Символьная запись	Русское название	Латинское название
Ag	Серебро	Аргент-
As	Мышьяк	Арс-, арсен-
Au	Золото	Аур-
C	Углерод	Карб-, карбон-
Cu	Медь	Купр-
Fe	Железо	Ферр-
H	Водород	Гидр-, гидроген-
N	Азот	Нитр-
Ni	Никель	Никкол-
O	Кислород	Окс-, оксиген-
Pb	Свинец	Плюмб-
S	Сера	Сульф-, тио-
Sb	Сурьма	Стиб-
Si	Кремний	Сил-, силиц-, силик-
Hg	Ртуть	Меркур-
Mn	Марганец	Манган-
Sn	Олово	Станн-

Для обозначения количественного состава используют греческие числительные в качестве приставки, например, Hg₂Cl₂ – дихлорид диртути, СО – монооксид углерода, СО₂ - диоксид углерода.

Числительные приставки имеют следующие названия:

1 - Моно- 5 - Пента- 9 - Нона-

2 - Ди- 6 - Гекса- 10 - Дека-

3 - Три- 7 - Гепта- 11 - Ундека-

4 - Тетра- 8 - Окта- 12 - Додека-.

Название многоэлементного соединения отражает его функциональные признаки, такие как принадлежность к гидроксидам или кислотам. Гидрооксиды – это соединения оксидов с водой. Их подразделяют на основные, проявляющие в химических реакциях свойства оснований, кислотные – проявляющие свойства кислот, амфотерные – способные проявлять как кислотные, так и основные свойства.

К классу оснований, согласно теории электролитической диссоциации, относят вещества, способные в водном растворе диссоциировать с образованием гидроксид-ионов ОН^-: Наименование основного гидроксида (или основания) образовано из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого при необходимости указывают степень окисления элемента. Например, NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II) или дигидроксид железа. Общую формулу основания можно записать как М(ОН) _m, где М – металл, m- число гидроксильных групп, или кислотность основания.

Вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода Н⁺, в соответствии с теорией электролитической диссоциацией относят к классу кислот.

Кислоты в зависимости от наличия в их составе кислорода подразделяются на кислородсодержащие и на безкислородные. В общем случае формулу кислоты можно записать как Н _n А, где А – кислотный остаток, n – число атомов водорода в молекуле, или основность кислоты.

Систематическое название кислоты включает в себя наименование двух частей: электроположительной (атомы водорода) и электроотрицательной (кислотный остаток, анион). В названии аниона вначале указывают атомы кислорода (-оксо-), затем кислотообразующего элемента с добавлением суффикса -ат, далее в скобках абсолютную величину степени окисления этого элемента. Например, H₂CO₃ – триоксокарбонат (IY) водорода, Н₂SO₄ – тетраоксосульфат (VI) водорода. При наличии в анионе других атомов название аниона составляют из латинских корней названий соответствующих элементов и соединительной гласной -о- в порядке их размещения в формуле справа налево. Например, H₂SO₃ (O₂) – пероксотриоксосульфат (VI) водорода, Н₂SO₃S – тиотриоксосульфат (VI) водорода. Систематические наименования наиболее употребительных кислот представлены в таблице 3.

Традиционное название состоит из двух слов – прилагательного, производного от корня названия кислотообразующего элемента, и слова «кислота», например, Н₂SO₄ – серная кислота, НNO₃ – азотная кислота.

Амфотерные гидрооксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу оснований, так и по типу кислот, например,

При взаимодействии с кислотами они проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот. Их названия составляют по схеме, соответствующей основным гидроксидам.

Таблица 2

Названия важнейших кислот и их солей

Формула кислоты	Названия
Кислоты	Соли
HAlO2	Метаалюминиевая	Метаалюминат
HAsO3	Метамышьяковая	Метаарсенат
H3AsO4	Ортомышьяковая	Ортоарсенат
HAsO2	Метамышьяковистая	Метаарсенит
H3AsO3	Ортмышьяковистая	Ортоарсенит
HBO2	Метаборная	Метаборат
H3BO3	Ортоборная	Ортоборат
H2B4O7	Четырёхборная	Тетраборат
HBr	Бромводород	Бромид
HOBr	Бромноватистая	Гипобромит
HBrO3	Бромноватая	Бромат
HCOOH	Муравьиная	Формиат
CH3COOH	Уксусная	Ацетат
HCN	Циановодород	Цианид
H2CO3	Угольная	Карбонат
H2C2O4	Щавелевая	Оксалат
HCl	Хлороводород	Хлорид
HOCl	Хлорноватистая	Гипохлорит
HClO2	Хлористая	Хлорит
HClO3	Хлорноватая	Хлорат
HClO4	Хлорная	Перхлорат
HCrO2	Метахромистая	Метахромит
H2CrO4	Хромовая	Хромат
H2Cr2O7	Двухромовая	Дихромат
HI	Йодоводород	Йодид
HOI	Йодноватистая	Гипойодит
HIO3	Йодноватая	Йодат
HIO4	Йодная	Перйодат
HMnO4	Марганцовая	Перманганат
H2MnO4	Марганцовистая	Манганат
H2MoO4	Молибденовая	Молибдат
HN3	Азидоводород (азотистоводородная)	Азид
HNO2	Азотистая	Нитрит
HNO3	Азотная	Нитрат
HPO3	Метафосфорная	Метафосфат
H3PO4	Ортофосфорная	Ортофосфат
H4P2O7	Двуфосфорная (пирофосфорная)	Дифосфат (пирофосфат)
H3PO3	Фосфористая	Фосфит
H3PO2	Фоснофорноватистая	Гипофосфит
H2S	Сероводород	Сульфид
HSCN	Родановодород	Роданид
H2SO3	Сернистая	Сульфит
H2SO4	Серная	Сульфат
H2S2O3	Тиосерная	Тиосульфат
H2S2O7	Двусерная (пиросерная)	Дисульфат (пиросульфат)
H2S2O8	Пероксодвусерная (надсерная)	Пероксидосульфат (персульфат)
H2Se	Селеноводород	Селенид
H2SeO3	Селенистая	Селенит
H2SeO4	Селеновая	Селенат
H2SiO3	Кремниевая	Силикат
HVO3	Ванадиевая	Ванадат
H2WO4	Вольфрамовая	Вольфрамат

Соли представляют собой продукты замещения ионов водорода кислоты на металл или гидроксильных групп основания на кислотный остаток. В зависимости от полноты замещения атомов водорода или гидроксильных групп соли подразделяют на средние (или нормальные), например К₂SO₄, кислые (или гидросоли) например NaHCO₃, и основные (или гидроксосоли) например FeOHCl. Различают также двойные соли, образованные двумя металлами и одним кислотным остатком (КАl(SO₄)₂), и смешанные соли, образованные одним металлом и двумя кислотными остатками (СаСlОСl). Названия солей обусловлены систематическими названиями соответствующих кислот, например, К₂SO₄ – тетраоксосульфат (VI) калия, NaHCO₃ – триоксокарбонат (IY) водорода-натрия, FeOHCl или, точнее, FeClOH – гидрокси-хлорид железа (II).

При наличии числовых приставок (1, 2,...) в названии вещества для верного понимания формулы применяют умножение приставки (например, КАl₃(SO₄)₂(OH)₆ – гексагидроксид-бис(сульфат) триалюминия-калия). Названия приставок следующие:

1 Монокис- 5 Пентакис- 9 Нонакис-

2 Бис- 6 Гексакис- 10 Декакис-

3 Трис- 7 Гептакис- 11 Ундекасис-

4 Тетракис- 8 Октасис- 12 Додекакис-

Традиционные наименования солей также содержат названия анионов в именительном падеже и названия катионов в родительном падеже (см. табл. 2), например, К₂SO₄ – сульфат калия, NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия, FeOHCl – гидроксохлорид железа (II).

Оксиды в зависимости от характерных функций, выполняемых в химических реакциях, подразделяют на солеобразующие (среди них выделяют основные, кислотные и амфотерные) и несолеобразующие.

Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Им соответствуют основания, так как они их образуют при взаимодействии с водой, например СаО – Са(ОН)₂.

Кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Они могут быть получены путем отделения воды от соответствующей кислоты. Поэтому их называют также ангидридами кислот, например SO₃ – ангидрид Н₂SO₄.

Амфотерные оксиды образуют соли как при взаимодействии с кислотами, так и при взаимодействии с основаниями, например, ZnO, Al₂O₃.

Гидраты и кристаллогидраты – соединения, содержащие в своем составе воду, например, NH₃ ∙ Н₂О ∙ Fe₂O₃, n H₂O, СuSO₄ ∙ 5Н₂О. Как систематические, так и традиционные названия таких соединений начинаются со слова «гидрат» с соответствующей приставкой: NH₃ ∙ Н₂О – гидрат аммиака, Fe₂O₃ ∙ n H₂O – полигидрат оксида железа (III), СuSO₄ ∙ 5Н₂О – пентагидрад тетраоксосульфата меди (II), или пентагидрад сульфата меди (II).

Лекция 5. Химическая термодинамика

Химическая термодинамика. Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса и следствия из него. Энтропия. Второе начало термодинамики. Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельгмольца.

Химическая термодинамика.

Термодинамика изучает взаимное превращение теплоты, работы и различных видов энергии. Слово термодинамика происходит от греческих слов термос (тепло) и динамос (сила, мощь). Термин термодинамика был введён Томсоном в 1854 году, который употребил его как синоним понятий теплота и работа.

Термодинамика основывается на трёх фундаментальных принципах, которые называются началами термодинамики. Они являются обобщением многочисленных экспериментальных фактов.

Применение методов термодинамики к химическим реакциям и процессам обусловили появление химической термодинамики. Предметом изучения химической термодинамики является превращение энергии при химических взаимодействиях, которые происходят при протекании химических процессов.

Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс.

Термодинамика использует ряд понятий и модельных представлений, таких как термодинамическая система, параметры состояния, энергия, теплота, работа. Перейдем к их рассмотрению.

Понятие система означает ту часть материального мира, которую мы исследуем. Например, химический стакан с водой, реактор на химическом предприятии. Остальная часть материального мира, за пределами условно выделенной системы – называется окружением.

Термодинамической системой – называется совокупность тел, которая фактически или мысленно может быть выделена из окружающей среды. Система отделена от окружения границей, через которую совершается материальный обмен - массообмен или (и) теплообмен. В зависимости от степени изолированности различают открытые, закрытые, изолированные системы.

Открытые системы – это системы, которые обмениваются с внешней средой веществом, механической работой, теплотой и излучением. Например, в пробирке смешивается карбонат натрия (сода) с раствором хлорводородной кислоты. В результате протекает реакция

Na₂CO₃ + HCl = NaCl + CO₂↑ + H₂O.

В рассматриваемом химическом процессе масса системы уменьшается, так как улетучивается диоксид углерода, и выделяется тепло, часть которого идёт на нагрев окружающего воздуха.

Закрытые системы – системы, которые не обмениваются с внешней средой веществом, но взаимодействуют с ней посредством механической работы, теплообмена и излучения. Примером закрытой системы является пробирка, в которой происходит смешение соды с хлорводородной кислотой, закрытая пробкой.

Изолированные системы – системы невзаимодействующие с внешней средой. Между изолированной системой и окружением не происходит никакого обмена ни веществом, ни энергией. На практике понятие абсолютно изолированных систем не существует, оно является абстрактным, мысленным построением. Примером приближенно изолированной системы является термос или сосуд Дьюара.

Система может находиться в том или ином состоянии. Состоянием системы называется совокупность физических и химических свойств, характеризующих систему.

Состояние термодинамической системы характеризуют параметры состояния: давление, объём, температура, концентрация.

Давление (Р) характеризует подвижность молекул и определяется силой, с которой газообразные частицы действуют на стенки сосуда. Давление измеряют в Па (Паскаль), атм (атмосфера), мм рт. ст. (миллиметры ртутного столба): 1 атм = 760 мм рт. ст. = 101325 Па.

Объём (V) характеризует часть пространства, занимаемого веществом. Измеряют объём в м³ (кубический метр), см³ (кубический сантиметр), л (литр), мл (миллилитр): 1 м³ = 1000 л; 1л = 1000 мл.

Температура (Т, t) характеризует степень нагретости системы и измеряется в К (шкала Кельвина) и ⁰С (шкала Цельсия). Для перевода температур, выраженных в разных шкалах, используют выражение

Т = t + 273 (1).

Концентрация вещества (с) определяет количественный состав раствора, смеси, расплава. Например, молярная концентрация – количество молей вещества в 1 л раствора или смеси, обозначается через моль/л.

Таким образом, набор параметров (р, V, Т) называется состоянием системы, так как считается, что он полностью определяет состояние. Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, измеряемыми в опыте. Они являются функциями состояния, то есть их изменение определяется только начальным и конечным состояниями и не зависит от пути процесса, в результате которого произошло это изменение

∆ Т = Т_кон – Т_нач = Т₂ – Т₁ (2).

Для бесконечно малых изменений можно записать

∆ Т = dT (3).

Если величина не является функцией состояния, а зависит от пути процесса, то она является функцией перехода. В этом случае бесконечно малое изменение величины А записывают в виде

∆А = δА (4).

Таким образом, знак ∆ - обозначает изменение величины, являющейся функцией состояния, знак δ – обозначает изменение величины, являющейся функцией перехода.

Термодинамические параметры не являются независимыми, а связаны уравнением состояния. Примером такого уравнения является уравнение состояния идеального газа, которое называется уравнением Менделеева-Клайперона

pV = nRT (5),

где n – число молей газа; R – газовая постоянная.

Состояние термодинамической системы может изменяться с течением времени. Обычно такое изменение фиксируется при измерении одного из термодинамических параметров. Поэтому в термодинамике используется понятие термодинамического процесса.

Термодинамическим процессом называется всякое изменение в системе, связанное с изменением хотя бы одного параметра. Таким образом, термодинамический процесс – это изменение состояния системы. Различают следующие процессы: изохорный (V = const), изобарный (p = const), изотермический (T = const), адиабатный (теплота Q = 0).

Термодинамические процессы бывают:

-обратимые, когда переход из одного состояния в другое и обратно может происходить по одному и тому же пути, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остаётся макроскопических изменений; примером обратимого процесса является сжатие и растяжение пружины;

-необратимые или неравновесные, когда параметры изменяются с конечной скоростью и переход из одного состояния в другое и обратно не может происходить по одному и тому же пути, в результате в окружающей среде остаются макроскопические изменения; примером необратимого процесса является пластическая деформация металлической проволоки.

Внутренняя энергия, теплота, работа.

Кроме термодинамических параметров немаловажную роль играют и другие термодинамические величины, такие как работа и теплота. Они являются количественной мерой термодинамических процессов и характеризуют участие системы в термодинамических процессах. Работа и теплота являются энергетическими характеристиками. Поэтому рассмотрим понятие энергии.

Энергия происходит от греческого слова «действие» - есть мера способности совершать работу. Энергия измеряется в Дж (Джоуль). Многочисленные наблюдения и опытные факты говорят о следующих свойствах энергии.

Энергия не исчезает и не возникает из ничего.

Энергия может существовать в разнообразных формах.

В изолированной системе энергия может переходить из одной формы в другую, но её количество остаётся постоянным.

Если система не изолирована, то её энергия может изменяться, но при одновременном изменении энергии внешней среды на точно такую же величину.

Любая система обладает определённым запасом энергии, то есть энергия неотъемлемое свойство системы.

Для рассмотрения химических процессов важны следующие формы энергии: солнечная, механическая, химическая, ядерная, электрическая.

Различают следующие виды энергии: кинетическую (энергия движения), потенциальную (энергия положения и взаимодействия) и внутреннюю энергию (энергию состояния).

Дата добавления: 2014-01-04