- •2. Химическая кинетика – изучает скорость хим реакций. Количественно скорость оценивают по изменении концентрации в ед времени.
- •Vt1(t2) – скорость реакции при соответствующих температурах
- •3. Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций.
- •10. Гальванический элемент (Даниэля Якоби). Служит для превращения химической реакции в электрическую.
- •11. Коррозия Ме – процесс разрушения Ме под воздействием окр.Среды.
- •12. Электро́лиз — окислительно-восстановительный процесс, который происходит на электродах во время прохождения электрического тока через расплав или раствор.
- •Взаимодействие с неметаллами
I. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМ РЕАКЦИЙ
1. Энергетические эффекты хим реакций
Любая реакция всегда сопровождается поглощением или выделением энергии в виде тепла, света, электричества, то есть превращением хим энергии в др виды. Для количественного сопоставления энергетических эффектов реакций, их, путем перерасчета, переводят к одному виду энергии – тепловой.
Раздел химии изучающий тепловые эффекты реакций, наз термохимией.
(Р,Т) = const ∆Н (энтольгия, теплосодержащее)
(V, Т)= const ∆И (внутр энергия)
Экзотермические реакции (идущие с выделением тепла в окр среду), ∆Н<0
Эндотермические реакции, ∆Н>0
Тепловой эффект зависит от внешних условий, поэтому его принято определять при стандартных условиях (Т=298К (250С), Р=101,3КПа (1 атм, 760 мм р.ст.))
∆Н0298, ∆И0298
Хим уравнение записанное с указанием теплового эффекта наз термохимическим. В них принято указывать агрегатное состояние веществ, а также их аллотропическую модификацию веществ.
С(Т)(графит) + О2(r) = СО2(r) ; ∆Н0298 = -393,5кДж… (алмаз) = -395,4кДж
Тепловой эффект всегда относится к взаимодействию того числа молей, которое указано в уравнениях реакций (_N2 + 3Н2 = 2NН3 ; ∆Н0298 = -92кДж)
Тепловой эффект образования 1 моля сложного вещества из простых наз энтальпией образования и обозначают ∆Нобр, ∆Нf (∆Н0обр.NН3 = -46кДж/моль)
∆Нобр примерно 40000 известных веществ экспериментально найдены и содержатся в справочниках.
Чем больше ∆Нобр вещества, тем оно прочнее; для простых веществ ∆Нобр = 0
Не все вещ-ва м.б. синтезированы из простых вещ-в в условиях позволяющих проводить измерения.
Однако ∆Нобр можно найти и косвенным путем, пользуясь законом Гесса:
Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, определяется только начальным и конечным состоянием системы. Закон справедлив, если (Р,Т) = const или (V, Т)= const.
С + О2 = СО2 ; ∆Н01
Следствия из закона Гесса - Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции - Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты. - Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты. - Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.
Пример расчета теплового эффекта реакции:
Fe2O3(тв) + 3 C(графит) = 2 Fe(тв) + 3 CO(г)
Эта реакция происходит в доменной печи при очень высокой температуре (около 1500 оС). В справочниках, где используетсятермодинамическая шкала, можно найти стандартные теплоты образования Fe2O3 (DНо298 = –822,1 кДж/моль) и СО (DНо298 = – 110,5 кДж/моль). Два других вещества из этого уравнения - углерод и железо - являются элементами, то есть их теплота образования по определению равна нулю. Поэтому стандартная теплота рассматриваемой реакции равна: DНо298 = 3× (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 кДж
2. Химическая кинетика – изучает скорость хим реакций. Количественно скорость оценивают по изменении концентрации в ед времени.
Поскольку вещ-ва взаимодействуют в эквивалентных соотношениях, то о скорости можно судить по изменению концентрации любого одного из компонентов реакции исходного вещ-ва или продукта.
О скорости можно также судить по изменению какого либо фактора зависящего от концентрации. Например: окраска раствора, давление газа, электропроводность. При постоянных внешних условиях скорость реакции меняется, поэтому говоря о скорости имеют ввиду скорость в данный момент времени.
где v - скорость реакции, ∆С - изменение концентрации (в моль/л), а ∆τ - интервал времени, в течение которого это изменение произошло (сек). Следовательно, размерность у скорости реакции такая: "моль/л.сек".
Гомогенные реакции протекают в однородной среде, фазе (газовой или жидкой)
Гетерогенные реакции протекают между вещ-ми, нах в разных фазах.
Фаза – совокупность всех однородных частей системы, имеющих одинаковые: состав, хим и физ состав, но отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела
Трехфазная система Hg Н2О С6Н6
Кинетика гетерогенных реакций отличается от кинетики гомогенных. В гетеро имеются стадии диффузий, которые влияют на скорость реакций. Скорость реакций зависит от многих факторов
𝓿 = f (С, Т, катализатор – всегда, 𝒥, ∆φ…)
А) Зависимость скорости от концентрации установили Гульдберг и Вааге. Выведенные ими соотношения известны под названием «Закон действия масс»:
При постоянной Т, скорость хим реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих вещ-в, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов (перед формулой данного вещ-ва в уравнениях реакций). Этот закон справедлив только для наиболее простых по кинетике гомогенных реакций.
За скоростью реакции А + B = C можно следить по расходованию одного из реагентов (А или Б), либо по накоплению продукта (C). Здесь мы сталкиваемся с серьезной проблемой: скорость реакции может постоянно МЕНЯТЬСЯ.
v = k[А][B]
Коэффициент k НЕ ЗАВИСИТ от концентраций [А] и [В]. Эти концентрации (как и скорость) могут изменяться в ходе реакции, но значение k сохраняется ПОСТОЯННЫМ для данной реакции в выбранных условиях. Поэтому коэффициент k называют КОНСТАНТОЙ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ. Уравнение называется КИНЕТИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЕМ для реакций типа А + B = C (или А + В = С + D + ...).
v = k[А][Б] = k[1][1], следовательно, в этот момент v = k.
2 NO + O2 = 2 NO2
v = k[NO]2[O2]
О кинетическом уравнении v = k[A]a[B]b[C]c говорят, что оно имеет порядок по каждому из входящих в него веществ. Порядок реакции по данному веществу - это показатель степени при концентрации данного вещества в кинетическом уравнении. Например, уравнение v = k[NO]2[O2] имеет второй порядок по NO и первый порядок по О2. Сумма порядков по всем веществам (a + b + c) называется общим или суммарным порядком реакции.
Б) Что касается влияния температуры, то этот фактор действует одинаково как на скорость реакции v, так и на константу скорости k – обе эти величины быстро возрастают с повышением температуры. Полезно рассмотреть влияние температуры именно на константу скорости – в этом случае нашу задачу не осложняют постоянно меняющиеся в ходе реакции концентрации реагирующих веществ.
Еще в XIX веке голландский физикохимик Вант-Гофф опытным путем обнаружил, что при повышении температуры на 10 оС скорости многих реакций возрастают в 2-4 раза.