химия экзамен. Химия Общие закономерности химических процессов Билет 21 Скорость хим реакций

• Название: Химия Общие закономерности химических процессов Билет 21 Скорость хим реакций
• Дата: 14.06.2019
• Размер: 162 Kb.
• Имя файла: химия экзамен.docx
• Тип: Документы; #81727

Химия
Общие закономерности химических процессов
Билет 21

Скорость хим реакций.

Скорости и механизмы протеканий химических реакций изучает ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА.

Скорость реакции (v) определяется числом молей вещества (n), превращеного за единцу времени (t) в еденицу объема (V)

v=дельта (n)/(V*дельта (t)) (1)

При постоянном объеме системы выражение переходит в : v=дельта (C)/дельта (t)

Где C – молярная концентрация вещества [моль/л]

При химической реакции концентрация исходных веществ убывает (дельта(С)исх<0), а а продуктов реакции – возврастает (дельта (С)исх>0)  v=-((C)исх)/t=Cпрод/t

Однородная часть системы называеться ФАЗОЙ.

Реакцию с одной фазой называют ГОМОГЕННОЙ, а с несколькими фазами ГЕТЕРОГЕННОЙ.

Скорость реакции зависит от основных факторов: ПРИРОДЫ РЕАГЕНТОВ, КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ, ТЕМПЕРАТУРЫ И ПРИСУТСТВИЯ КАТАЛИЗАТОРОВ.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется ЗАКОНОМ И ДЕЙСТВИЯ МАСС (ЗДМ):

Cкорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, если уравнение реакции соответствует механизму проходящей реакции.

В общем виде для ГОМОГЕННОЙ РЕАКЦИИ: аА+bBпродукты скорость равна V=K*C^a_A*P_A^b * P_B (2)

Где K – константа скорости реакции.

ДЛЯ ГЕТЕРОГЕННОЙ РЕАКЦИИ СМ В ЛАБ РАБОТЕ № 2.

Для реакции с участием ГАЗООБРАЗНЫХ веществ принято использовать выражения ЗДМ через ПАРЦИАЛЬНЫЕ ДАВЛЕНИЯ P_A и P_B [Па]: v=K^a *P_A^b * P_B

КОНСТАНТА СКОРОСТИ РЕАКЦИИ равна скорости реакции при концентрации всех реагентов, равных единице. Константа скорости не зависит от природы вещества и температуры, но не зависит от концентраций.

Сумма показателей степени концентрации (a+b) в КИНЕТИЧЕСКОМ УРАВНЕНИИ (2) называется теоретическим ПОРЯДКОМ РЕАКЦИИ.

ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ.

ПРАВИЛО ВАНТ-ГОФФА – при повышении температуры на 10 градусов скорость реакции (костанта скорости) увеличивается в 2-4 раза.

V₂/V₁=k₂/k₁=гамма^{дельтаT/10}

Где гамма=2/4 – температура коэффициента реакции.

V₁ и V₂ (k₁ и k₂) - скорость (константы скорости) реакции при температурах T₁ и T₂  дельта Т=Т₂-Т₁

Уравнение Аррениуса выражает более точную зависимость скорость реакции:

ln K = ln K₀ –E_акт/(RT)

K₀ – предэкспоненциальный множитель

E_акт – энергия активации.

R – универсальная газовая постоянная

ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ – минимальная избыточная энергия взаиможействующих частиц, необходимая для протекания реакции.

Изменеие энергии в ходе некаталитической (красная) и каталитической реакции (синия)
Зная температурный коэффициент реакции (гамма) в интервале от Т₁ до Т₂ = Т₁+10 можно оценить величину энергии активации: E_АКТ = 0,1*R*T₁ *T₂ *ln (гамма)


Билет 22

Катализ

Катализ - химическое явление, суть которого заключается в изменении скоростей химических реакций при действии некоторых веществ (их называют катализаторами).

Многие химические реакции, вполне возможны с точки зрения термодинамики, протекают с малой скоростью. В присутствии некоторых веществ скорость реакции резко возврастает, хотя в стехиометрическом уравнении реакции эти вещества отсутствуют.

Подобные вещества, оказывающие влияние на скорость процесса, но формально в нем не участвующие, называют катализатором. (вещества уменьшающие скорость называются ИНГИБИТОРАМИ)

Если катализатор находится в одной фазе с реагентами, говорят о ГОМОГЕННОМ катализе, если реагенты и катализатор находятся в раных фазах – о ГЕТЕРОГЕННОМ катализе.

Скорость реакции в присутствии катализатора возрастает ЗА СЧЕТ СНИЖЕНИЯ ЭНЕРГИИ АКТИВАЦИИ. Это приводит к увеличению скоростей как прямой, так и обратной реакции. При этом не происходизменения направления реакции и смещения состояния химического равновесия, увеличивается лишь скорость его установления.

В гомогенном катализе влияние катализатора сводится к образованию промежуточных соединений на первой стадии и конечного продукта с выделением катализатора – на второй.

При гетерогенном катализе ускорение реакции происходит за счет активирования молекул при их адсорбции на поверхности на поверхности катализатора. Теория гетерогенного катализа не нашла еще своего завершения, поэтому разработка катализаторов для того или иного процесса является результатом длительных экспериментов.

Катализаторы характеризуются ИЗБИРАТЕЛЬНОСТЬЮ (ЭЛЕКТИВНОСТЬЮ), т. е. ускоряют одни процессы, мало влияя на другие. В присутствии различных катализаторов превращение одного и того же вещества может идти в различных направлениях
Билет 23/24

Энергетика химическими реакций

Наука об условиях протекания процессов, сопровождающихся изменения энергии, называется ТЕРМОДИНАМИКОЙ.

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА – совокупность изучаемых объектов (веществ и тел), отделенных от окружающей среды физической или мысленной границей.

Система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией, называется изолированной.

Состояние системы характеризуется совокупностью физических величин – термодинамических ПАРАМЕТРОВ: температурой (Т), Давление (р), объемом (V), концентрациями веществ (С), и др., а также ФУНКЦИЯМИ СОСТОЯНИЯ – величина зависящими от парметров системы – внутреняя энергия (U), энтальпия (H), энтропия (S), энергия Гиббса (G).

Параметры и функции состояния системы характеризуются свойства системы и не зависят от способа достижения данного состояния, т.е. их значения определяются только начальным и конечным состояниями системы и не зависят от пути перехода из начального состояния в конечное.

В зависимости от поддерживаемых постоянных параметров различают процессы: изотермический T=const, изобарный P=const, изохорный V=const, адиабатический Q=0. В зависимости от направления передачи теплоты процессы квалифицируют как экзотермические (выделение теплоты) и эндотермические (поглощение теплоты)

Первое начало термодинамики

Изменение внутренней энергии системы происходит за счет теплоты, полученной системой Q и работы A, совершенной над ней:

dU=Q+A (1)

Внутренняя энергия зависит от параметров системой и является функцией ее состояния, теплота и работа в общем случае зависят от пути протекания и не являются функциями состояния системы.

Эндотермический процесс Q>0, для экзотермического Q<0.

Химическая реакция сопровождается механическая работа расширения системы A_мех= p*dV

Положительность хим работы (А_мех>0) отвечает работы системы НАД окружающей средой (работа расширения dV>0), работа проводимая над системой (работа сжатия dV<0), то (A_мех<0) .

dU=Q-p*dV – выражение начала термодинамики (2)

Для изолированной системы: Q=0, A=0,  dU=0  ВНУТРЕНЯЯ ЭНЕРГИЯ ИЗОЛИРОВАННОЙ СИСТЕМЫ ПОСТОЯННА.

Теплота реакции в изобарном и изохорном процессе.

Их уравнения (2) следует, что теплота изохорного процесса (V=const,dV=0) равна изменению внутренней энергии системы: Q_v=dU (3)

Теплота изобарного процесса равна изменению энтальпии системы:Q_p=dU+p*dV=d(U+p*V)=dH (4)

Где H=U+pV – энтальпия системы.

Таким образом изохорного и изобрного процессов являются функциями состояния системы.

Закон Гесса

Теплота химической реакции (в изохорном и изобарно процессе) не зависит от пути протекания реакции, а определяется только исходным и конечным состоянием системы (то есть видом и состоянием исходных и конечных веществ).

Это означает, что теплота реакции равна сумме теплоты всех ее промежуточных стадий. Можно вычислить тепловые эффекты процессов, но экспериментальное изучение невозможно

Дисоциация слабой кислоты не протекает до конца, поэтому измерить теплоту этой реакции невозможно, но определив экспериментально теплоту нейтрализации слабой кислоты (dH_а) и сильной кислоты (dH_б), можно рассчитать теплоту реакции диссоциации слабой кислоты: dHa=dH_б-dH_в

Величины внутренней энергии, энтальпии и, следовательно, тепловых эффектов реакций зависят от состояния вещества и параметров системы, поэтому для возможности их сравнения вводятся понятия стандартного состояния (p=1 атм при концентрации 1 моль/л) вещества и стандартных условий (p=1 атм при тепературе Т=25 C).

Стандартный теплотой (энтальпией) обрразования химического соединения называют тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простфх веществ в стандартные состояния.

Из этого следует, что стандартная энтальпия образования простых веществ =0.

Из закона Гесса следует:

Теплота реакции равна сумме энтальпии образования продуктов реакции минус сумма энтальпии образования исходных веществ.

Билет 25

Энтропия

Энтропия – функция состоянии системы, изменение которой для самопроизвольного процесса связана с поглощенной тепотой и температурой системы соотношением:

dS>Q/T

Для ИЗОЛИРОВАННОЙ СИСТЕМЫ теплообмен с окружающей средой отсутствует (Q=0)  в изолированной системе процессы могут протекать только в сторону возрастания энтропии ( dS>0), равновесие соответствует максимальное значение энтропии системы (dS=0)

Уравнение Больцмана :

S=k*ln w

Где k -постоянная Больцмана, w – термодинамическая вероятность – число способов, которым общий запас внутренней энергии всех частиц, составляющих систему.

Энтропия правильно образованного кристалла чистого вещества при абсолютнном нуле температуры = 0 (постулат Планка)

С повышением температуры число возможных состояний быстро увеличивается, что пирводит к возрастанию энтропии. При переходе из твердого состояния в жидкое энтропия возрастает на:

dS_пл=dH_пл/T_пл = 8 дж/(моль* К)

При испарении вещества энтропия возрастает на:

dS_исп=dH_исп/T_кип

Значение энтропии вещества в разных фазах состояния всегда выполняет соотношение:

S_твжид<_газ

Изменение энтропии при фазовых переходах

dS_х.р.=сумма(b*S_прод) – суммa(а*S_исх)

a и b – стехиометрические коэффициенты исходных веществ.
Билет 26

Энергия Гиббса

Объеденяя выражения первого и второго начала термодинамики для самопроизвольного процесса получаем dU-A

В случае химической реакции при p=T=const и при отсутствии всех видов работы кроме работы расширения (A=-pdV) уравнение переходит в:

U+pV-TS=H-TS=G – энергия Гиббса

Самопроизвольный процесс всегда сопровождается уменьшением энергии Гиббса системы, то есть условие dG<0 является термодинамическим критерием возможности самопроизвольного протекания процессов (при p=const и T=const)

В состоянии Равновесия Энергия Гиббса система принимает минимальное значение и не изменятся, то есть dG=0.

dG_х.р.=сумма(b*dG_прод)-сумма(a*dG_исх)

СТАНДАРТНАЯ ЭНЕРГИЯ ГИББСА ОБРАЗОВАННОГО СОЕДИНЕНИЯ определяется как изменение энергии Гиббса реакции получения одного моля этого соединения из простых веществ в стандартном состоянии. Из определения следует, что стандартные энергии Гиббса образования простых веществ равны 0.

Из определния Гиббса следует, что соотношение между стандартными термодинамическими функциями химической реакции выражается уравнением:

dG=dH-TdS
Билет 27

Химическое равновесие

Состояние химических скоростей достигается при равенстве скоростей прямой и обратной реакции, при этом состав системы остается постоянным, а значение энергии Гиббса достигает минимального значения и со временем не изменяется (dG=0 – термодинамическое условие равновесия)

Основным законом химического равновесия является ЗДМ, который в случае ГОМОГЕННОЙ реакции можно сформулировать следующим образом: отношение произведения равновесных концентраций (парциальное давление – для газовых реакций) продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к аналогичному произведению для исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная.

То есть для хим. реакции: Kc=([B1]^b1[B2]^b2)/([A1]^a1[A2]^a2)

Kч.р.=K_Ai/K_Bi ---- для слабых электролитов

Kp=Пр_(Bi)/Пр_(Ai)

Величина константы равновесия указывает на степень протекания реакции(слева направо): если Kc(Kp)>1, то в равновесной смеси преодладают продукты реакции, если выполняется обратное соотношение Kc(Kp)<0 – в равновсной смеси преобладают исходные реагенты.

Для ГЕТЕРОГЕННЫХ реакций с участием газообразных веществ концентрации (парциальное давление) веществ, находящихся в конденсированной фазе (жидкой или твердой) считаются величинами постоянными и в выражение константы равновесия не входят.

Константы равновесия связаны с термодинамическими параметрами системы уравнения изотермической реакции :

dG=-RT*ln Kpt=-2,3RT*lg(Kp)
Билет 28/27

Смещение химического равновесия

При изменении условия протекания реакции (состав смеси, давления, температуры) состояние равновесия смещается в сторону протекания прямой (слева направо) или обратной (справа налево) реакции.

Направление смещения равновесия в качественной форме подчиняется приинципу Ле-Шателье:

Изменение условий равновесной системы приводит к смещению равновесии в сторону направлении протекания процессов, ослабляющего произведенное воздействие.

A) Влияние состава реагентов

При увеличении концентрации (парциальных давлений) исходных веществ или при уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону протекания реакции (вправо).

Б) Влияние температуры.

При УВЕЛИЧЕНИИ температуры равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции (dH>0); при УМЕНЬШЕНИИ температуры равновесие смещается в сторону протекания экзотермической реакции (dH<0).

В) Влияние общего давления в системе.

При УВЕЛИЧЕНИИ общего давления (уменьшении объема) равновесие смещается в сторону протекания той реакции, при которой УМЕНЬШАЕТСЯ количество ГАЗООБРАЗНЫХ веществ (в сторону уменьшения суммарного объема газов)