Înapoi la principal legea gazelor se referă la ecuația de stare a gazului Mendeleev-Claiperon pV=nRT, Unde n este numărul de moli de gaz, R- o constantă egală cu 8,314 J / (K × mol) sau (l × kPa) / (K × mol). Un gaz care respectă această lege se numește ideal.

Legea lui Avogadro spune că volume egale ale tuturor gazelor la aceeași presiune și temperatură conțin același număr de molecule. Un mol conține 6,022×10 23 molecule. La conditii standard un mol de gaz ocupă un volum de 22,4 litri.

Se presupune că existenţa gaz ideal posibil în următoarele condiții: un gaz este format dintr-un număr mare de molecule aflate în mișcare continuă; moleculele de gaz nu sunt atrase unele de altele; timpul de ciocnire a moleculelor între ele este foarte mic în comparație cu timpul dintre ciocniri; in medie energie kinetică gazul este proporțional cu temperatura absolută.

Datorită mișcării continue a moleculelor de gaz tind să se răspândească în volum. Această propagare se numește difuzie, viteza acestui proces este invers proporțională cu rădăcina pătrată a densității gazului.

Comportarea gazelor reale se abate de la legile definite pentru gaze ideale. Motivul pentru astfel de abateri este interacțiunea intermoleculară, precum și faptul că fiecare moleculă are propriul volum. Van der Waals a propus o ecuație de stare pentru un gaz care ia în considerare acești factori: (p + an 2 / V 2)×(V – nb) = nRT.

Aici este o constantă A ia în considerare interacțiunile intermoleculare, iar valoarea acesteia crește odată cu creșterea energiei interacțiunii van der Waals și constanta în ia în considerare volumul moleculelor, iar valoarea acestuia crește odată cu creșterea dimensiunii moleculare.

Starea lichidă a materiei

Pe măsură ce presiunea crește, distanța dintre particulele de gaz scade și forțele de atracție ale moleculelor devin din ce în ce mai manifeste. La o anumită presiune, în funcție de natura substanței și de temperatură, gazul se transformă într-un lichid - gazul se condensează.

Conform teoriei cinetice moleculare, distanțele dintre particulele unui lichid sunt mult mai mici decât în ​​gaze, astfel încât între ele apar interacțiuni van der Waals: dispersie, dipol-dipol și inducție. Aceste interacțiuni mențin moleculele aproape unele de altele și conduc la un fel de ordonare sau asociere a particulelor. Grupurile mici de particule unite de anumite forțe se numesc clustere. În cazul particulelor identice, clusterele dintr-un lichid se numesc asociați.

Gradul de ordine crește odată cu creșterea polarității moleculelor, deoarece forțele van der Waals cresc în acest caz. Ordonarea este deosebit de importantă în formarea legăturilor de hidrogen între molecule. Cu toate acestea, chiar și legăturile de hidrogen, și cu atât mai mult forțele van der Waals, sunt relativ fragile, astfel încât moleculele în stare lichidă sunt în mișcare continuă, numită mișcare browniană.

Datorită mișcării continue, moleculele individuale pot ieși din lichid și pot trece în stare gazoasă. Acest proces se numește evaporare lichidă. Tendința unui lichid de a se evapora se numește volatilitate. Datorită evaporării, presiunea parțială de vapori a unui lichid dat în faza gazoasă deasupra lichidului crește, adică. condensarea aburului. La unii presiune parțială ratele de evaporare și condensare a vaporilor devin egale, iar această presiune se numește presiune vapori saturati lichide.

La o presiune parțială a vaporilor saturați ai unui lichid egal cu presiune atmosferică, se formează bule de gaz lichid și începe fierberea. Temperatura la care se atinge această stare se numește punctul de fierbere al lichidului.

Lichidele sunt fluide. Rezistența la curgere a unui fluid se numește vâscozitate. Vâscozitatea crește odată cu creșterea energiei de interacțiune a particulelor și depinde de structura moleculelor. Pe măsură ce temperatura crește, vâscozitatea scade.

Forțele de interacțiune moleculară ale moleculelor situate la suprafață nu sunt echilibrate, prin urmare forța rezultată este direcționată în adâncimea lichidului. Sub acțiunea acestei forțe, lichidul tinde să își reducă suprafața. O sferă are cea mai mică suprafață cu același volum, așa că o picătură de lichid ia forma unei sfere.

Pentru formarea unei noi suprafețe, este necesară energie suplimentară, care se numește tensiune de suprafata s, J/m2.

Solide

Când lichidul este răcit, energia cinetică a particulelor scade și mai mult. La o anumită temperatură sau interval de temperatură, lichidul trece într-o stare solidă, în care particulele își pierd practic mișcare înainteși păstrează în mare parte fluctuațiile în jurul poziției lor. Spre deosebire de gaze, purtătorii proprietăților unui lichid sunt molecule, purtătorul proprietăților unui solid este o fază. Solidele pot fi în stare amorfe sau cristaline.

Marea majoritate a solidelor (inclusiv toate metalele fără excepție) sunt într-o stare cristalină, prin urmare, ele sunt caracterizate printr-o ordine pe distanță lungă, adică periodicitate tridimensională pe întregul volum al solidului. Aranjamentul obișnuit al particulelor într-un solid este reprezentat ca o rețea, la nodurile căreia se află anumite particule.

Monocristalele sunt caracterizate prin anizotropie, adică dependența proprietăților de direcția în spațiu. Cu toate acestea, trebuie remarcat faptul că solidele reale (inclusiv metalele) sunt policristaline, adică. constau din multe cristale orientate de-a lungul diferitelor axe de coordonate; prin urmare, anizotropia nu apare în corpurile policristaline.

Corpuri cristaline se topesc la o anumită temperatură, numită punct de topire. Cristalele sunt caracterizate prin energia constantei rețelei cristaline și numărul de coordonare (numărul de particule direct adiacente unei anumite particule din cristal). Constanta rețelei caracterizează distanțele dintre centrele particulelor care ocupă nodurile din cristal în direcția axelor care coincid cu direcțiile fețelor principale. Energia rețelei cristaline se numește energia necesară pentru a distruge un mol de cristal și a îndepărta particulele dincolo de limitele interacțiunii lor. Energia este principalul contributor la energie legătură chimicăîntre particulele din rețea, kJ/mol.

Cea mai mică unitate structurală a unui cristal, care exprimă toate proprietățile simetriei sale, este celula elementară. Cu repetarea repetată a celulei în trei dimensiuni, se obține întreaga rețea cristalină. Metalele sunt caracterizate de două tipuri de rețele cristaline - cubice și hexagonale (Fig. 2.2).

Orez. 2.2. Tipuri de celule elementare

rețea cristalină a metalelor:

A– hexagonal; b- cubic;

în– centrat cubic

Multe substanțe pot exista în două sau mai multe structuri cristaline. Acest fenomen se numește polimorfism. Asa de, A-fierul are o celulă cubică centrată pe corp, iar g-iron are una centrată pe față etc.

În funcție de natura particulelor din nodurile rețelei cristaline și de legăturile chimice dintre acestea, toate cristalele pot fi împărțite în moleculare, atomo-covalente, ionice și metalice. În plus, există cristale cu legături chimice mixte.

În cristalele moleculare, există molecule la locurile rețelei, între care acționează forțele van der Waals, care au energie mare și determină proprietățile acestor cristale. Substanțele cu molecule sferice au o structură strânsă. Cristalele cu molecule polare la noduri au o rezistență și un punct de topire mai ridicat decât cristalele cu molecule nepolare. Întărirea semnificativă a cristalelor se datorează legăturilor de hidrogen.

În cristalele covalente atomice, atomii sunt localizați la noduri, formând legături covalente puternice între ele. Acest lucru determină o energie mare a rețelei și, în consecință, proprietăți fizice substante. Datorită direcționalității legăturilor covalente, numerele de coordonare și densitatea de împachetare în cristalele covalente atomice sunt scăzute.

În cristalele ionice, unitățile structurale sunt ioni încărcați pozitiv și negativ, între care are loc o interacțiune electrostatică, caracterizată printr-o energie suficient de mare. Astfel se explică proprietățile substanțelor cu cristale ionice. Datorită nedirecționalității și nesaturației legăturilor și formei sferice a particulelor, numerele de coordonare ale ionilor pot fi mari. În compușii cu ioni complecși, forma rețelei cristaline este distorsionată.

Cristalele metalice se caracterizează printr-o serie de proprietăți speciale: conductivitate electrică ridicată, conductivitate termică, maleabilitate, ductilitate, luciu metalic și reflectivitate ridicată. Aceste proprietăți specifice ale metalelor sunt explicate printr-un tip special de legătură chimică, numită metalică.

Cele mai multe metale pe exterior învelișul de electroni există un număr semnificativ de orbitali liberi și un număr mic de electroni; prin urmare, este mai favorabil energetic ca electronii să nu fie localizați, ci să aparțină întregului metal. Între ionii metalici încărcați pozitiv și electronii nelocalizați, există o interacțiune electrostatică care asigură stabilitatea substanței. Energia acestei interacțiuni este intermediară între energiile cristalelor covalente și moleculare. Prezența electronilor care se pot mișca liber în jurul volumului cristalului oferă o conductivitate electrică și o conductivitate termică ridicate, precum și maleabilitatea și ductilitatea metalelor.

Unul sau altul tip de legătură chimică sau interacțiune în forma sa pură în cristale este rar. De obicei, există interacțiuni complexe între particule, care sunt descrise prin impunerea a două sau mai multe tipuri de legături una peste alta. Acestea sunt așa-numitele cristale cu legături mixte. Astfel, în unele cristale, împreună cu forțele van der Waals, apar legături de hidrogen, care întăresc semnificativ cristalele. Legătura ionică în forma sa pură este practic absentă, deoarece între particulele din cristalele ionice acționează și o legătură covalentă. La A- sau f-metale, alaturi de o legatura metalica nelocalizata, pot actiona legaturi covalente intre atomii invecinati. În cristale atomice, împreună cu legătură covalentă Forțele van der Waals pot exista odată cu formarea de structuri bidimensionale plate (stratificate). Astfel de compuși se numesc intercalate. Acest lucru este valabil mai ales pentru cristalele cu incluziuni de grafit.

Compușii stratificati sunt un tip de clasă specială de compuși numiți clatrați sau compuși de incluziune, care sunt formați prin includerea de molecule „oaspeți” în cavitățile unui cadru cristalin format din particule de alt fel - „gazde”.

La pomparea gazelor de hidrocarburi sub presiune, se formează clatrați de gaz solid, care, depuși pe suprafețele interioare ale conductelor și fitingurilor, le înfundă și, prin urmare, perturbă procesul de pompare.

1. Stare solidă
2. stare lichida
3. stare gazoasă
4. Schimbarea stării materiei

Chimia este studiul materiei. Ce este o „substanță”? Materia este orice are masă și volum. O substanță poate fi în una dintre cele trei stări agregate: solid, lichid, gazos.

1. Stare solidă

Particulele (moleculele) dintr-un corp solid sunt combinate într-o structură repetată rigidă - rețea cristalină. Particulele din rețeaua cristalină produc mici vibrații în jurul centrelor de echilibru. Solidul are formăși volum.

2. Stare lichidă

Spre deosebire de solide, un lichid nu are o formă definită, ci are un volum. Acest lucru se explică prin faptul că în lichide particulele se află la o distanță mai mare unele de altele decât în ​​solide și se mișcă mai activ.

Deoarece particulele din lichide sunt mai puțin dense decât cele solide, nu pot forma o rețea cristalină, prin urmare lichidele nu au o formă definită.

3. Stare gazoasă

Într-un gaz, particulele sunt încă la distanțe mai mari decât în ​​lichide. În plus, particulele sunt în mod constant în mișcare haotică (aleatorie). Prin urmare, gazele tind să umple uniform volumul care le este furnizat (de unde și faptul că gazele nu au o formă definită).

4. Schimbarea stării materiei

Să luăm un exemplu banal și să urmărim procesul de schimbare a stării apei.

În stare solidă, apa este gheață. Temperatura gheții este mai mică de 0 ° C. Când este încălzită, gheața începe să se topească și să se transforme în apă. Acest lucru se datorează faptului că particulele de gheață din rețeaua cristalină încep să se miște atunci când sunt încălzite, drept urmare rețeaua este distrusă. Temperatura la care se topește o substanță se numește "punct de topire" substante. Punctul de topire al apei este de 0°C.

Trebuie remarcat faptul că până când gheața este complet topită, temperatura gheții va fi de 0 o C.

După ce gheața s-a transformat complet în apă, vom continua încălzirea. Temperatura apei va crește, iar mișcarea particulelor sub influența căldurii va fi din ce în ce mai accelerată. Acest lucru se întâmplă până când apa atinge următorul punct de schimbare a stării - fierbere.

Acest moment vine când legăturile particulelor de apă sunt complet rupte și mișcarea lor devine liberă: apa se transformă în abur.

Se numește temperatura la care fierbe un lichid "Punct de fierbere".

Rețineți că punctul de fierbere depinde de presiune. La presiune normală (760 mm Hg), punctul de fierbere al apei este de 100 o C.

Prin analogie cu topirea: până când apa se transformă complet în abur, temperatura va fi constantă.

Rezuma. Ca urmare a încălzirii, am obținut diferite stări de fază ale apei:

Gheață → apă → abur sau H 2 0 (t) → H 2 0 (g) → H 2 0 (g)

Ce se întâmplă dacă începem să răcim vaporii de apă? Nu trebuie să fii „șapte intervale în frunte” pentru a ghici - procesul invers al schimbărilor de fază în apă va continua:

Abur → apă → gheață

Există unele substanțe care trec direct de la starea solidă la starea gazoasă, ocolind faza lichidă. Un astfel de proces se numește sublimare sau sublimare. Deci, de exemplu, se comportă „gheață carbonică” (dioxid de azot CO 2). Când este încălzit, nu vei vedea nicio picătură de apă - „gheața uscată” va părea să se evapore în fața ochilor tăi.

Procesul care este inversul sublimării (trecerea unei substanțe de la starea gazoasă la starea solidă) se numește desublimare.

Pagina 1

Starea gazoasă a unei substanțe se caracterizează în principal prin forțe de coeziune moleculară foarte mici, drept urmare gazul tinde să ocupe volumul maxim.

Starea gazoasă a materiei este cea mai accesibilă pentru înțelegere; stare lichida mult mai puțin clar, și solid poate părea cel mai dificil. Pulberile sunt adesea denumite a patra stare a materiei. În plus, fenomene la interfețe solid- solide și solide - gazele sunt printre cele mai puțin studiate aspecte ale stării solide.

Starea gazoasă a unei substanțe este caracterizată în principal de forțe de coeziune intermoleculare foarte mici.

Starea gazoasă a materiei se caracterizează prin faptul că cele mai mici particule de materie - atomi sau molecule - de cele mai multe ori sunt relativ departe unele de altele. Forțele de interacțiune dintre ele au un efect vizibil numai în perioade foarte scurte de timp când particulele de gaz se ciocnesc unele cu altele. Prin urmare, acțiunea forțelor moleculare se exprimă numai în schimbul de energii în timpul ciocnirilor. Cu cât densitatea gazului este mai mică, cu atât calea liberă a moleculelor sale este mai mare și, în consecință, forțele moleculare au mai puțină influență asupra comportament general gaz cu anumite modificări ale stării sale.

Starea gazoasă a materiei este foarte comună. Gazele sunt implicate în cele mai importante reacții chimice, sunt lichide de răcire și surse de energie. El a extins legea conservării energiei la fenomene termice, presupunând că particulele de gaze sunt în mișcare haotică continuă, se ciocnesc și se resping reciproc în reciprocitate aleatorie. Ulterior, teoria gazelor a fost dezvoltată pe baza următoarelor prevederi: 1) un gaz este format dintr-un număr imens de molecule aflate în mișcare termică continuă; 2) moleculele respectă legile mecanicii, nu există interacțiune între ele; 3) ciocnirile care apar în mod constant între molecule sunt similare cu ciocnirile dintre bile absolut elastice și apar fără pierderi de viteză. Moleculele schimbă doar direcția de mișcare, iar energia lor cinetică totală rămâne constantă.

Starea gazoasă a unei substanțe se caracterizează printr-o interacțiune mică între particulele sale și distanțe mari între ele. Prin urmare, gazele sunt amestecate în orice raport. La presiuni foarte mari, când densitatea unui gaz se apropie de cea a unui lichid și gazul nu poate fi considerat ideal nici măcar aproximativ, se poate observa o solubilitate limitată.

Starea gazoasă a materiei (gaz) - starea de agregare o substanță în care particulele sale nu sunt legate sau foarte slab legate de forțele de interacțiune și se mișcă liber, completând uniform în absența câmpurilor externe întregul volum care le este furnizat.

Starea gazoasă a materiei este caracterizată de mișcarea termică aleatoare a moleculelor. Acestea din urmă se ciocnesc între ele și cu pereții vasului în care se află gazul. Impactul moleculelor asupra pereților vasului creează o presiune, care este numeric egală cu forța impactului pe unitatea de suprafață a peretelui.

Starea gazoasă a unei substanțe este cea mai simplă în proprietățile sale, mai ales atunci când nu prea presiuni mariși temperaturi nu prea scăzute. Dacă, de exemplu, la presiuni mari (mai mult de 100 atm), gaze precum O2, N2 și H2, luate la același temperaturile initiale iar presiunile vor avea diferențe vizibile de compresibilitate și dilatare termică, apoi la presiuni apropiate de o atmosferă, diferențele individuale dintre acestea și alte gaze sunt netezite.

Starea gazoasă a materiei se caracterizează prin faptul că cele mai mici particule de materie - atomi sau molecule - de cele mai multe ori sunt relativ departe unele de altele. Forțele de interacțiune dintre ele au un efect vizibil numai în perioade foarte scurte de timp când particulele de gaz se ciocnesc unele cu altele. Prin urmare, acțiunea forțelor moleculare se exprimă numai în schimbul de energii în timpul ciocnirilor. Cu cât densitatea gazului este mai mică, cu atât calea liberă a moleculelor sale este mai mare și, în consecință, forțele moleculare au mai puțină influență asupra comportamentului general al gazului în timpul anumitor modificări ale stării sale.

Starea gazoasă a materiei se caracterizează prin faptul că cele mai mici particule de materie - - atomi sau molecule - de cele mai multe ori sunt relativ departe unele de altele. Forțele de interacțiune dintre ele își au efectul doar pe perioade foarte scurte de timp, când particulele de gaz se ciocnesc între ele. Prin urmare, acțiunea forțelor moleculare se exprimă numai în schimbul de energii în timpul ciocnirilor. Cu cât densitatea gazului este mai mică, cu atât calea liberă a moleculelor sale este mai mare și, în consecință, forțele moleculare au mai puțină influență asupra comportamentului general al gazului în timpul anumitor modificări ale stării sale.

Starea gazoasă a unei substanțe este caracterizată de forțe neglijabile care acționează între moleculele acestei substanțe, iar dimensiunile moleculelor în sine sunt, de asemenea, mici în comparație cu distanțele medii dintre ele. Mișcarea moleculelor de gaz în spațiile intermoleculare înainte de ciocnirea lor are loc uniform, rectiliniu și aleatoriu.

Starea gazoasă a materiei corespunde unei tulburări moleculare complete.

Starea gazoasă a materiei corespunde unei tulburări moleculare complete. Această distribuție a moleculelor (sau atomilor) corespunde unei foarte număr mare toate rearanjamentele posibile ale moleculelor în spațiu. Cu toate acestea, proprietățile fizice ale substanței în toate aceste rearanjamente rămân neschimbate. Prin urmare, toate corespund unei stări gazoase.

Există stări lichide și gazoase ale materiei.