Основной закон термохимии – закон Гесса (1840 г.):
Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
1-е следствие:
тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования получающихся веществ за вычетом суммы теплот образования исходных веществ.
2-е следствие:
тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции.
Вопросы для самоконтроля:
Какие параметры характеризуют состояние системы? Что называется тепловым эффектом реакции? Какие реакции называются экзотермическими, эндотермическими? Дайте определение теплоте образования, теплоте сгорания. Что изучает химическая термодинамика, термохимия? Что является мерой беспорядка в системе? В каком случае процесс может протекать самопроизвольно?Рекомендуемая литература:
1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.
2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс.2000.
3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000.
4.ермодинамические аспекты неорганической химии.-М.: Мир.1985.
5. Основы химической термодинамики.-М.:Высшая школа.1978.
6. Основы термохимии.-М.:Высшая школа.1996.
Лекция № 8. Скорость химических реакций.
Цель: ознакомиться с разделом химии – химическая кинетика, выявить закономерности изменения скорости химических реакций от различных факторов.
Основные вопросы:
Количественные характеристики.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Понятие об активных молекулах и энергии активации процесса.Краткое содержание:
ИСТИННАЯ И СРЕДНЯЯ СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.
КОЛИЧЕСТВЕННЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ.
Для реакции в общем виде
аА + вВ дД + лЛ
Скорость химической реакции (средняя скорость)- Vх. р. определяется изменением концентрации участвующих в реакции веществ в единицу времени.
Vх. р. = ±Дс/ Дф = (c1 – c0)/( ф1- ф0) , /моль/л*сек/,
где c – концентрация вещества, /моль/л/,
ф – время, сек
соответсвенно в начальный момент (0) и через некоторое время (1).
Чем меньше Дф, тем ближе Vх. р. к истинной.
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РАЕКЦИЙ.
Скорость химической реакции зависит от
природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, температуры, присутствия катализаторов.1897 г., , – закон действующих масс:
Скорость химических реакций пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень, равную их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Vх. р. = ксаА св В,
где к – константа скорости реакции = скорости реакции
при условии сА = сВ = 1 моль/л, зависит от природы веществ, температуры.
Правило Вант-Гоффа:
Для большинства химических реакций при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.
V2 = V1 г (Т2-Т1),
где г – температурный коэффициент,
Т – температура при условиях 1 и 2.
Чтобы произошло химическое взаимодействие, частицы должны обладать определенным запасом энергии – энергией активации, которая определяется по уравнению Аррениуса:
k = k0e-Ea/RT,
где k – константа скорости химической реакции,
k0 – предэкспоненциальный множитель,
Eа – энергия активации,
R - универсальная газовая постоянная,
е - основание натурального логарифма.
Молекулы, обладающие повышенным запасом энергии – активные.
В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции.
Виды катализа:
гомогенный, гетерогенный, положительный, отрицательный.
Вопросы для самоконтроля:
В каком случае в уравнении скорости химической реакции ставят минус или плюс? Какой закон определяет влияние концентрации на скорость химической реакции? Какова эта зависимость? Объяснить применимость закона действующих масс для гомогенных и гетерогенных систем. Какое правило определяет зависимость скорости химической реакции от температуры? Какова эта зависимость? Написать математическое выражение уравнения Аррениуса и пояснить его. Изобразить графически зависимость энергии системы от хода реакции. Показать на графике энергетическую схему реакции, протекающей с участием катализатора. Дать определение, что такое катализ, катализаторы, каталитические реакции. Охарактеризовать основные виды катализа. Привести примеры.Рекомендуемая литература:
1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.
2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс.2000.
3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000.
4. и др. Кинетика химических реакций.-М.:Высшая школа.1995.
Лекция № 9. Химическое равновесие.
Цель: ознакомиться с понятиями: обратимые и необратимые реакции, химическое равновесие; условиями смещения химического равновесия, значением учения о скорости реакций и химическом равновесии для управления химическими процессами.
Основные вопросы:
Условия обратимости и необратимости химических процессов. Химическое равновесие. Принцип Ле - Шателье.Краткое содержание:
УСЛОВИЯ ОБРАТИМОСТИ И НЕОБРАТИМОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ.
Необратимые реакции протекают до конца – до полного расходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца – ни одно из веществ не расходуется полностью. Необратимые реакции протекают только в одном направлении, обратимые – как в прямом, так и в обратном направлениях.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ.
Пример обратимой реакции:
H2 + I2 ↔ 2HI
В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции:
Vпр.= Vобр., и к1 сH2 с I2 = к2 с2 HI, или К = к1/к2 = с2 HI / сH2 с I2, т. к.
Vпр. = к1 сH2 с I2,
Vобр. = к2 с2 HI,
К - константа химического равновесия, зависит от температуры и природы веществ.
Состояние химического равновесия подвижное, динамичное, смещается под влиянием следующих факторов: изменение
давления (Р) температуры (Т) концентрации веществ (С).в соотвествии с принципом Ле-Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается какое-либо воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет оказанное воздействие.
При повышении Р увеличивается скорость реакции, приводящей к уменьшению объема газообразных веществ.
При повышении Т увеличивается скорость эндотермической реакции.
При повышении С увеличивается скорость реакции расходования этого вещества.
Вопросы для самоконтроля:
Какие реакции называются обратимыми и необратимыми? Как графически выглядит изменение скорости прямой и обратной реакции с течением времени? Как звучит определение химического равновесия? Почему константа химического равновесия не зависит от концентрации веществ? Как выглядит выражение константы химического равновесия для реакции с участием твердых веществ? Примеры. Какие факторы и как влияют на состояние химического равновесия? Как формулируется принцип Ле-Шателье?Рекомендуемая литература:
1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.
2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс.2000.
3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа,2000.
4. Химическое равновесие и принципы его смещения.-Алма-Ата,1977.
Лекция № 10. Растворы.
Цель: ознакомиться с растворами как видом дисперсных систем, изучить процесс растворения и количественные характеристики растворов, научиться производить расчеты для приготовления растворов.
Основные вопросы:
Дисперсные системы. Растворение как физико-химический процесс. Способы выражения состава растворов.Краткое содержание:
ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ.
Дисперсные системы состоят из частиц дисперсной фазы (ДФ), равномерно распределенной среди частиц дисперсионной среды (ДС) – ДФ/ДС.
ДФ и ДС могут различаться
- по агрегатному состоянию: сплавы (Т/Т), растворы (Т/Ж), эмульсии (Ж/Ж), аэрозоли (Г/Ж) и др.;
- по степени раздробленности: грубодисперсные (размер частиц ДФ
10-5 – 10-3 см), коллоидные (размер частиц ДФ 10-7-10-5 см), истинные растворы (размер частиц ДФ ‹10-7 см).
Коллоидные системы и истинные растворы можно различить по эффекту Тиндаля.
Растворы – гомогенные дисперсные системы переменного состава, находящиеся в состоянии равновесия – состоят из растворенного вещества, равномерно распределенного в растворителе.
РАСТВОРЕНИЕ КАК ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЙ ПРОЦЕСС.
Растворение – сложный физико-химический процесс. Кроме механического распределения частиц ДФ по объему растворителя (ДС) происходит и химическое взаимодействие между ними. Это подтверждается поглощением или выделением энергии при растворении и изменением объема раствора по сравнению с суммой объемов растворенного вещества и растворителя.
1887 г., – сольватная теория растворов:
Продукты взаимодействия частиц растворенного вещества с частицами растворителя –сольваты (гидраты), выделенные из водных растворов – кристаллогидраты.
Процесс взаимодействия частиц растворенного вещества с частицами растворителя – сольватация (гидратация).
Тепловой эффект при растворении может быть положительный или отрицательный в зависимости от прочности кристаллической решетки растворенного вещества ( энергия поглощается при разрыве химической связи в растворенном веществе) и прочности связи образующихся сольватов ( энергия выделяется при образовании химических связей).
В воде могут растворяться твердые вещества, жидкости и газы Растворимость твердых веществ при повышении температуры, как правило, возрастает
(кривые растворимости). Растворимость газов при повышении температуры уменьшается (1803 г., закон Генри). Растворимость жидкостей может быть неограниченная, ограниченная, может практически отсутствовать.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 |
