Программа темы, вопросы

для изучения

Что должен знать и уметь студент

Учебники

Основы химической термодинамики

1) Понятия: системы; фаза; гомогенные и гетерогенные системы; процессы и их классификация; параметры и функции состояния системы.

2) Тепловые эффекты процессов. Внутренняя энергия и энтальпия их определения и единиц измерения. Закон Гесса и следствия из него. Энтальпия образования веществ, фазовых переходов и хим. реакций.

3) Энтропия. Понятия и единицы измерения направленность хим. реакций в изолированных системах.

4) Энергия Гиббса. Направленность хим. процессов в неизолированных системах.

Определения термодинамических понятий.

Факторы, влияющие на величину внутренней энергии (), энтальпии (
), энтропии (S), энергии Гиббса (G)

Уметь рассчитывать тепловые балансы реакций, изменение энтропии

Произвести расчеты и сделать вывод о возможности (невозможности)

1) Коровин Н.В. Общая химия. 2005 г. (с 115 – 142)

2) Глинка Н.Л. Общая химия 2006 г. (с 170 – 185)

3) Глинка Н. Л – задачи и упражнения по общей химии 2006 г. «№ 283, 293, 295, 299 – табл 5. с 223 – 225; № 303, 304, 310, 311.»

Кинематика хим. реакций

1) Понятие скорости реакций.

2) Влияние (Как? Почему?) На скорость хим. реакций природы веществ, концентрации, t°, давления, поверхности реагирующих веществ, катализатора.

Объяснить, как и почему изменяется скорость хим реакций при изменении концентрации, давления, t°, катализатора.

Уметь записывать математическое выражение

3) Равновесие системы. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье.

Закона действующих масс (ЗДМ) для любой хим. системы.

Уметь определить, в сторону какой реакции произойдёт смещение хим. равновесия при изменении концентрации, давления, t°, веществ системы.

1) 166- 201, 148 – 152

2) 186 – 200

3) «№ 325, 326, 330, 332, 336, 358, 363, 365, 383».

Растворы

1) Способы выражения концентрации растворов.

2) Энергетические явления при растворении.

3) Изменения давления насыщенного пара раствора, его температур кристаллизации и кипения. Законы Рауля. Осмотическое давление растворов. Закон Вант – Гоффа.

4) Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

5) Особенности применения законов Рауля и Вант – Гоффа к растворам электролитов. Изотонический коэффициент.

6) Гидролиз солей

7) Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Знать формулы, выражающие массовые доли растворённого вещества, молярную, моляльную и эквивалентную (нормальную) концентрации растворов, уметь производить соответствующие расчёты.

Уметь написать уравнения реакций гидролиза различных типов солей и указать среду их раствора.

1) 204 – 243

2) 216 – 259

3) «№ 392, 414, 415, 428, 437.»

3) 464, 466, 474, 478, 480, 483

3) 603, 607.

Дисперсные системы

1) Понятие дисперсных систем, их классификация по размеру частиц дисперсной фазы, агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсной среды, взаимодействию частей дисперсной системы, по структурно – механическим свойствам. Получение дисперсных систем.

2) Свойства лиофобных золей: молекулярно – кинетических, оптические, электрокинетические. Устойчивость дисперсных систем. Седиментация и коагуляция.

3) Лиофильные коллоидные растворы. Поверхностно – активные вещества.

4) Характеристика суспензий, эмульсий, пен, аэрозолей, порошков

Уметь классифицировать дисперсные системы по степени дисперсности.

Уметь написать формулу мицеллы коллоидного раствора.

Определить коагулирующий ион в смеси электролитов.

Знать определение и строение суспензий, эмульсий, аэрозолей, пен, области их применения.

Объяснить свойства дисперсных систем.

Ответы к самостоятельной работе: Кинетика реакций

Вариант 1

1.Состояние химического обратимого процесса. При котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Обратимыми называют химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном. Примеры: 1. Реакция синтеза оксида азота(2), который нужен для получения азотной кислоты.2. В органической химии – реакции гидратации, дегидрирование.

Химическое равновесие динамично, его можно сместить. Принцип Ле-Шателье: Если изменить одно из условий – температуру, давление или концентрацию веществ, - при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое ослабляет изменение.

Изменение Равновесных концентраций

Изменение давления

Изменение температуры

Катализатор на смещение равновесия не влияет

2.а) Прямая реакция является реакцией замещения, происходит горение метана

б) Прямая реакция идет с выделением теплоты и относится к экзотермическим реакциям, обратная эндотермическая, протекает с поглощением теплоты

в)для смещения равновесия влево, нужно увеличить концентрации углекислого газа и воды и уменьшить концентрацию метана или кислорода, т.е. вывести из сферы реакции и увеличить температуру

3.Дано: V=2 л Решение: V р = -

n 1 (H 2 )=3 моль С 1 = 3/2 =1,5 моль/л С 2 = 0,5/2 = 0,25 моль/л

t=20 мин; n 2 (H 2 ) =3 /6=0,5 моль V р = | 0 ,25 – 1,5 | / 20 мин = 0,0625 моль/ л мин

Найти: V р =?

4.По правилу Вант – Гоффа V 2 = V 1 * t2-t1 /10 , если температурный коэффициент 2

V 2 / V 1 = t2-t1 /10 V 2 / V 1 =2 3 = 8

5.а) вправо

б)вправо в) не изменится

Вариант 2

1.Скорость химической реакции – это изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции в единицу времени.

V р = - - , где С 2 – конечная молярная концентрация концентрация реагирующего вещества

С 1 – начальная молярная концентрация этого вещества. t – время реакции

С= n / V V – объем сосуда, n – количество вещества

Скорость зависит от: а) природы реагирующих веществ(магний с кислотой реагирует быстрее цинка, т.к. он более активный металл)

б) концентрации реагирующих веществ (чем больше концентрация реагирующих веществ в единице объёма, тем больше скорость реакции)

в) площади соприкосновения реагирующих веществ чем больше площадь, тем больше скорость (для увеличения площади вещества измельчают)

г) присутствия некоторых веществ (катализатор увеличивает скорость, ингибитор – уменьшает)

2.а) Прямая реакция разложения, значит обратная соединения.

б) Прямая реакция протекает с выделением теплоты, поэтому относится к экзотермическим, обратная – эндотермическая и протекает с поглощением теплоты.

В) Для смещения равновесия вправо нужно уменьшить концентрацию ацетилена или водорода, т.е. вывести из сферы реакции и уменьшить температуру .

3.Дано: V= 10л Решение: V р = -

n 1 ( О 2 )= 5 моль С 1 = 5/10 =0,5 моль/л С 2 = 0,25/10 = 0,025 моль/л

t= 3 0 мин n 2 ( О 2 ) = 5/20=0,25 моль

Найти V р =? V р = | 0 ,25 – 5 | / 30 мин = 0,16моль/ л*мин

4.По правилу Вант – Гоффа V 2 = V 1 * t2-t1 /10 , если температурный коэффициент 3

V 2 / V 1 = t2-t1 /10 V 2 / V 1 =3 3 = 27

А) влево б) вправо в) не изменится

При химических реакциях происходит нечто похожее на «ионизацию». Например, два вещества и комбинируют в основном веществе ; тогда, подумав немного, мы можем назвать атомом ( - то, что мы называем электроном, а - то, что мы называем ионом). После такой замены, как и раньше, можно написать уравнение равновесия

. (42.9)

Эта формула, конечно, неточна, потому что «постоянная» зависит от того, в каком объеме позволено объединяться и и т. п., но, обратясь к термодинамическим аргументам, можно придать смысл величине в экспоненциальном множителе, и тогда окажется, что она тесно связана с энергией, необходимой для реакции.

Попробуем понять эту формулу как результат столкновений, приблизительно так же, как мы постигали формулу испарения, подсчитывая электроны, вырывающиеся в пространство, и те, которые возвращаются назад за единицу времени. Предположим, что при столкновениях и иногда образуют соединение . И предположим еще, что - это сложная молекула, которая участвует в общей пляске и по которой ударяют другие молекулы, причем время от времени она получает энергию, достаточную для того, чтобы взорваться и снова развалиться на части и .

Заметим, что в химических реакциях дело обстоит так, что если сближающиеся атомы имеют слишком малую энергию, то, хотя этой энергии и достаточно для реакции , факт соударения атомов и еще не обязательно означает начало реакции. Обычно требуется, чтобы соударение было более «жестким», «мягкого» соударения между и может оказаться недостаточно для начала реакции, даже если в процессе освобождается достаточное для реакции количество энергии. Предположим, что общей чертой химических реакций является требование, по которому для объединения и в недостаточно простого соударения, а нужно, чтобы они столкнулись, имея определенное количество энергии. Эта энергия называется энергией активации, т. е. энергия, нужная для «активации» реакции. Пусть - тот избыток энергии, который необходим, чтобы столкновения могли вызвать реакцию. Тогда скорость , с которой и порождают , должна содержать произведение числа атомов и , умноженное на скорость, с которой отдельный атом ударяется о некоторую площадку величиной , и на величину (вероятность того, что атомы обладают достаточной энергией):

. (42.10)

Теперь надо найти скорость обратного процесса . Есть некоторая вероятность, что и снова разойдутся. Чтобы разойтись, им недостаточно энергии , которая обеспечит их раздельное существование. Но раз молекулам нелегко соединиться, должен существовать некий барьер, через который и должны перевалить, чтобы разлететься. Они должны запастись не только нужной для их существования энергией, но и взять кое-что про запас. Получается что-то вроде подъема на холм перед спуском в долину; сначала приходится вскарабкаться на высоту, потом спуститься, и только после этого разойтись (фиг. 42.1). Таким образом, скорость перехода в и пропорциональна произведению - начальному числу молекул на :

. (42.11)

Постоянная складывается из объема атомов и частоты столкновений; ее можно получить, как и в случае испарения, перемножая площадь и толщину слоя, но сейчас мы этого делать не будем. Сейчас нас больше интересует тот факт, что, когда эти скорости равны, их отношение равно единице. Это говорит о том, что, как и раньше, , где содержит сечения, скорости и другие множители, не зависящие от чисел .

Фиг. 42.1. Соотношение энергий в реакции .

Интересно, что скорость реакции по-прежнему изменяется как , хотя эта постоянная уже не имеет никакого отношения к той, с которой мы встречались в задаче о концентрациях; энергия активации сильно отличается от энергии . Энергия регулирует пропорции и , при которых устанавливается равновесие, но если нам захочется узнать, быстро ли переходит в , то это уже к равновесию отношения не имеет, и появляется уже другая энергия, энергия активации, которая с помощью экспоненты управляет скоростью реакции.

Кроме того, не является фундаментальной постоянной, как . Предположим, что реакция происходит на поверхности стены, или на какой-нибудь другой поверхности, тогда и могут растечься по ней так, что объединение в будет для них более легким делом. Иначе говоря, сквозь гору можно прорыть «туннель» или срыть вершину горы. В силу сохранения энергии, по какому бы пути мы ни шли, результат будет один: из и получится , так что разность энергий не зависит от пути, по которому идет реакция, однако энергия активации очень сильно зависит от этого пути. Вот почему скорости химических реакций столь чувствительны к внешним условиям. Можно изменить скорость реакции, изменив поверхность, с которой соприкасаются реактивы, можно изготовить «набор бочонков» и подбирать с его помощью любые скорости, если они зависят от свойств поверхности. Можно внести в среду, в которой происходит реакция, третий предмет; это также может сильно изменить скорость реакции, такие вещества при незначительном изменении иногда чрезвычайно влияют на скорость реакции; их называют катализаторами. Реакции может практически не быть совсем, потому что слишком велика для заданной температуры, но если добавить это специальное вещество - катализатор, то реакция протекает очень быстро, потому что уменьшается., поэтому скорость обратной реакции пропорциональна и из формулы для равновесных концентраций выпадает. Правильность закона равновесия (42.9), который мы написали прежде всего, абсолютно гарантирована независимо от любого возможного механизма реакции!

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)

где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . ® . . .

V = k [A] a [B] b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A e -Ea/RT

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

Химическое равновесие.

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V 2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K 1) и обратной (K 2) реакций.

Для реакции mA + nB <-> pC + dD константа равновесия равна

K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия.

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

Похожие записи

Коридор и прихожая 2024-04-27 01:01:21

Генерал Никитин: «Сижу здесь за то, что хотел сохранить деньги

Сотрудник МВД осужден за растрату денежных средств при строительстве в Иваново. На сайте газеты «КоммерсантЪ» опубликован материал...

Гостиная комната 2024-04-26 00:59:29

Молнии и космические лучи

Молния - это искровой разряд статического электричестве, аккумулированного в грозовых облаках. В отличие от разрядов, образующихся...