Химия шпоры. Химия (Ответы на вопросы). Классификация основных классов неорганических веществ. Составление формул и номенклатура химических соединений
 Скачать 489.52 Kb.
|
|
Влияние концентраций реагентов на скорость реакций устанавливается законом действующих масс: при фиксированной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Для реакции аА + bВ = сС + dD математическое выражение закона действующих масс, называемое кинетическим уравнением реакции, записывается: v = kСАаСBb, где k — коэффициент пропорциональности, носящий название константы скорости, СA и СB — молярные концентрации реагентов, а и b — их стехиометрические коэффициенты. КИНЕТИЧЕСКОЕ УРАВНЕНИЕ, выражает зависимость скорости хим. р-ции от концентраций компонентов реакц. смеси. Для простой (одностадийной) гомог. р-ции скорость v пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в и кинетическое уравнение записывается в виде: где [Ai] - концентрация i-го в-ва, ni-порядок реакции по 1-му в-ву, k-константа скорости р-ции. Сумма показателей степеней в кинетическом уравнении называется порядком реакции. В многостадийных реакциях порядок реакции может быть дробным, но не более 3. В кинетических уравнениях реакций концентрации веществ в конденсированном состоянии ввиду их неизменности не указываются. Эти постоянные концентрации в качестве составных частей входят в константу скорости. 21. Порядок и молекулярность реакций. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса. Энергия и энтропия активации. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, а ток же от концентрации, температуры, наличия катализатора. Закон действующих масс – скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. mA+nB=pAB где Са и Сb – молярные концентрации, k – константа скорости. Правило Ван-Гоффа: С повышением температуры на 10С скорость реакций возрастает в 2-4 раза. При увеличении температуры, резко возрастает число активных молекул, которые обладают избыточной энергией скорость реакции увеличивается. В активированном комплексе старые связи еще не разорваны, но уже ослаблены, новые связи наметились, но еще не образовались. Время существования его не велико (10‾14 – 10‾11 с). При распаде комплекса образуются либо продукты реакции, либо исходные вещества. Для образования переходного комплекса необходима энергия. Система в переходном состоянии имеет более высокую энергию, чем в исходном и конечном состояниях. Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации. Образование активированного комплекса определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. энергия активации – это энергия, необходимая для перехода частиц в состояние активированного комплекса. Очень редко порядок реакции равен стехиометрическому коэффициенту. Он равен ему, если реакция идёт по элементарному механизму Существуют мономолекулярные, бимолекурярные и тримолекулярные реакции. Молекулярность - это число молекул, участвующих в данном химическом превращении. К мономолекулярным реакциям относятся, например, реакции изомеризации. Реакция может быть разделена на несколько элементарных актов (стадий). Только для элементарных стадий суммарный порядок реакции совпадает с молекулярностью реакции. Энергия активации ощутимо влияет на значение константы скорости реакции и ее зависимости от температуры: чем больше Еа, тем меньше константа скорости и тем значительнее влияет на нее изменение температуры. Константа скорости реакции связана с энергией активации сложной зависимостью, описанной уравнением Аррениуса: k=A*е–Ea/RT Энергия активации в химии — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Энтропия активации рассматривается как разность энтропии переходного состояния и основного состояния реагентов. Она определяется главным образом потерей трансляционной и вращательной степеней свободы частиц при образовании активированного комплекса. Существенные изменения (колебательной степени свободы могут также произойти, если активированный комплекс несколько более плотно упакован, чем реагенты. 22. Понятие активированного комплекса. Энергетические профили реакций. Реакции происходят в результате непосредственного столкновения молекул. Однако не все столкновения приводят к химическому взаимодействию. Образованию новых веществ способствуют только молекулы, обладающие достаточным запасом энергии. Такие молекулы называются активными молекулами. Та минимальная энергия, достаточная для начала химической реакции называется энергией активации и выражается в ккал или кДж. Чем меньше энергия активации, тем быстрее идет реакция. Чтобы реагирующие вещества А и В образовали продукты реакции С и Д они должны преодолеть энергетический барьер МL. На это затрачивается энергия активации Еа. При этом в ходе реакции из частиц реализующих веществ, образуется промежуточная неустойчивая группировка - активированный комплекс Этот комплекс распадается с образованием конечных продуктов, причем выделяется такое количество энергии, которое позволяет конечным продуктам спуститься до уровня средней энергии конечных продуктов. Т.о. изменение продуктов можно выразить в виде схем для эндотермической и экзотермической реакции Активированный комплекс устойчив во всех направлениях, кроме пути реакции. Т.е. активированный комплекс может распасться только на продукты реакции. Энергия активации реакции характеризует энергетический барьер, преодоление которого реагирующими частицами приводит к образованию конечных веществ. Энергия активации необходима для возникновения непрочного переходного комплекса [А∙∙∙В], который не является химическим соединением в подлинном смысле этого слова, так как в нем происходит перераспределение химических связей между взаимодействующими атомами. Такой промежуточный комплекс неустойчив вследствие его высокой энергии и может быстро распадаться, образуя продукты реакции D и F. Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и пути протекания реакции и не зависит от температуры, если с ее изменением не произошло изменения механизма реакции. Опытным путем установлено, что реакции с Еа < 50 кДж/моль при 298 К идут с высокой скоростью. Это характерно для реакций с участием радикалов или ионов. Если реакция имеет Еа > 100 кДж/моль, то ее скорость при 298 К неизмеримо мала. Источники активации реагирующих веществ могут быть различными: - термическая активация в результате подвода теплоты из окружающей среды; - действие различного рода излучений (свет, проникающая радиация); - действие быстрых частиц, возникающих при ядерном распаде или в электрическом разряде. При подводе энергии к системе происходит перераспределение этой энергии между частицами и увеличивается доля активных частиц, имеющих необходимую энергию для данного взаимодействия. 23 Влияние катализаторов и ингибиторов на скорость реакций. Катализаторы - вещества, изменяющие скорость реакции, но не входящие в состав конечных продуктов. Катализ бывает: а) положительный - если катализатор увеличивает скорость реакции; б) отрицательный - если катализатор уменьшает скорость реакции (катализаторы в этом случае называют «ингибиторы»). Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называют «каталитические». Если реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, то катализ гомогенный (гомо - однородный), если в различных фазах - гетерогенный (гетеро - разнородный). При отрицательном катализе, – наоборот, уменьшается. Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательные катализаторы, снижающие скорость реакции, ингибиторами (механизм действия последних отличен от катализаторов). 24 Химическое равновесие. Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует. Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским учёным Ле Шателье. Факторы, влияющие на химическое равновесие: 1) температура При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ← N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ → 2) давление При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, то есть если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся. CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ → 1моль=1моль+1моль 3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации — в сторону исходных веществ. S+O2=SO2 [S], [O2]↑ →, [SO2]↑ ← 25 Термодинамический и кинетический признаки химического равновесия. Обратимыми химическими реакциями называются химические реакции и физико-химические процессы, самопроизвольно протекающие как в прямом, так и в обратном направлении. Уравнение гипотетической обратимой реакции может быть представлено схемой: аА + bВсС +dD Химическое равновесие — это такое состояние обратимого процесса, в котором скорость прямой и обратной реакций равны между собой Кинетическое описание химического равновесия основано на законе действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ - для прямой реакции в с.у. ΔG<0 , при этом ΔН<0 и ΔS<0. - для обратной реакции ΔG>0, при этом ΔН>0 и ΔS>0. С ростом температуры для прямой реакции величина ΔG будет расти, а для обратной уменьшаться и в какой-то момент они сравняются и ΔG = 0 для обеих реакций. Наступает особое состояние системы, называемое химическим равновесием.= ΔG = 0 – термодинамический критерий химического равновесия. С точки зрения химической кинетики, в начальный момент времени скорость прямой реакции  = kпр  имеет максимальное значение, а  = 0, так как воды в системе нет. С течением времени концентрация исходных веществ уменьшаются, а концентрация продукта реакции (воды)  возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. В состоянии равновесия Vпр = Vобр и видимое течение реакции прекращается. Vпр = Vобр - это кинетический критерий равновесия. Равновесие не означает прекращение всех реакций в системе. На атомно-молекулярном уровне взаимодействие веществ продолжается: молекулы сталкиваются, образуют молекулы продуктов реакции, которые распадаются на исходные вещества. Но в любой момент времени сколько новых частиц образуется, столько и распадается. 26. Константа химического равновесия (закон действующих масс для химического равновесия). С течением времени скорость (V) прямой реакции, которая пропорциональна произведению концентраций исходных веществ, будет уменьшаться, так как уменьшаются концентрации исходных веществ (Н2 и I2), а скорость обратной реакции, которая пропорциональна концентрации НI в квадрате, увеличивается, так как увеличивается концентрация НI. Наконец, наступит такой момент, когда Vпрямой = Vобратной, т. е. наступает состояние химического равновесия. Устойчивые равновесия (в том числе и химические) характеризуются следующими общими признаками: 1. Неизменностью равновесного состояния системы при сохранении внешних условий. 2. Подвижностью равновесия 3. Динамическим характером равновесия, т.е. установлением и сохранением его вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов. 4. Возможностью подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон (т.е. вводя только исходные вещества, либо только продукты реакции). 5. Минимальным значением G (или F или соответствующим экстремальным значением другой характеристической функции при иных путях проведения процесса). Закон действующих масс для рассмотренной реакции, который формулируется следующим образом: отношение произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к аналогичному произведению для исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная для данной реакции. 27. Величина константы химического равновесия в зависимости от ее размерности и способа измерения концентрации . Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, и не зависит от концентрации в момент равновесия, поскольку их отношение – всегда величина постоянная, численно равная константе равновесия. Если гомогенная реакция идет между веществами в растворе, то константа равновесия обозначается KС, а если между газами, то KР.  Если K > 1, то данная реакция протекает со значительным выходом продуктов реакции; если K > 104, то реакция необратима; если K < 1, то такая реакция нетехнологична; если K < 10-4, то такая реакция невозможна. Зная константу равновесия, можно определить состав реакционной смеси в момент равновесия и рассчитать константу выхода продуктов реакции. Константу равновесия можно определить, используя экспериментальные методы, анализируя количественный состав реакционной смеси в момент равновесия, или применяя теоретические расчеты. Для многих реакций при стандартных условиях константа равновесия – это табличная величина. Стандартная константа равновесия реакции в смеси идеальных газов (когда начальные парциальные давления участников реакции равны их значениям в стандартном состоянии МПа или 1 атм) может быть рассчитана по выражению: Стандартная константа равновесия — безразмерная величина. Она связана с K соотношением: Для реакции в смеси реальных газов в стандартном начальном состоянии парциальные фугитивности газов принимаются равными их парциальным давлениям МПа или 1 атм. соотношением: Влияние изменения концентрации. Согласно принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации одного из компонентов равновесной химической реакции приводит к сдвигу равновесия в сторону усиления той реакции, при которой происходит химическая переработка этого компонента. И наоборот, уменьшение концентрации одного из компонентов приводит к сдвигу равновесия в сторону образования этого компонента. Таким образом, увеличение концентрации вещества А или В смещает равновесие в прямом направлении; увеличение концентрации вещества С или D смещает равновесие в обратном направлении; уменьшение концентрации А или В смещает равновесие в обратном направлении; уменьшение концентрации вещества С или D смещает равновесие в прямом направлении. (Схематично можно записать: CА или CВ ®; CС или CD ¬; ¯ CА или CВ ¬; ¯ CС или CD ®). Влияние температуры. Общее правило, определяющее влияние температуры на равновесие, имеет следующую формулировку: повышение температуры способствует сдвигу равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q); понижение температуры способствует сдвигу равновесия в сторону экзотермической реакции (+ Q). Реакции, протекающие без тепловых эффектов, не смещают химического равновесия при изменении температуры. Повышение температуры в этом случае приводит лишь к более быстрому установлению равновесия, которое было бы достигнуто в данной системе и без нагревания, но за более длительное время. Таким образом, в экзотермической реакции (+ Q) увеличение температуры приводит к сдвигу равновесия в обратном направлении и, наоборот, в эндотермической реакции (- Q) увеличение температуры приводит к сдвигу в прямом направлении, а уменьшение температуры – в обратном направлении. (Схематично можно записать: при +Q Т ¬; ¯Т ®; при -Q Т ®; ¯Т ¬). Влияние давления. Как показывает опыт, давление оказывает заметное влияние на смещение только тех равновесных реакций, в которых участвуют газообразные вещества, и при этом изменение числа молей газообразных участников реакции (Dn) не равно нулю. При увеличении давления равновесие смещается в сторону той реакции, которая сопровождается образованием меньшего количества молей газообразных веществ, а при понижении давления – в сторону образования большего количества молей газообразных веществ. Таким образом, если Dn = 0, то давление не влияет на смещение химического равновесия; если Dn < 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn > 0, то увеличение давления смещает равновесие в обратном направлении, а уменьшение давления – в сторону прямой реакции. (Схематично можно записать: при Dn = 0 Р не влияет; при Dn <0 Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р ¬, ¯Р ®). Принцип Ле-Шателье применим как к гомогенным, так и к гетерогенным системам и дает качественную характеристику сдвига равновесия. |