konspekt_lekciy_po_химии. Конспект лекций по наиболее важным разделам курса химии. Целью является закрепление и углубление знаний по теоретической части курса
 Скачать 0.5 Mb.
|
|
катализом. Различают катализ гомогенный и гетерогенный. К гомогенному относятся такие процессы, в которых катализатор находится в том же агрегатном состоянии, что и реагирующие вещества. Действие гомогенного катализатора заключается в образовании более или менее прочных промежуточных активных соединений, из которых он затем полностью регенерируется. К гетерогенному катализу относятся такие процессы, в которых катализатор и реагирующие вещества находятся в различных агрегатных состояниях, а реакция протекает на поверхности катализатора. Механизм действия гетерогенных катализаторов сложнее гомогенных. Значительную роль в этих процессах играют явления поглощения газообразных и жидких веществ на поверхности твердого вещества – явления адсорбции. В результате адсорбции увеличивается концентрация реагирующих веществ, повышается их химическая активность, что приводит к увеличению скорости реакции. Лекция № 9. Химическое равновесие Химические реакции делятся на необратимые и обратимые. Необратимые протекают только в прямом направлении (до полного израсходования одного из реагирующих веществ), обратимые протекают как в прямом, так и в обратном направлениях (при этом ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью). Процесс, протекающий слева направо, называют прямой реакцией, а противоположный процесс – обратной реакцией. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными. Для обратимых процессов закон действия масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения концентраций продуктов реакции в 39 степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, является величиной постоянной при данной температуре. Эта величина называется константой равновесия. Равновесные концентрации принято обозначать не символом «С», а формулой вещества, помещенной в квадратные скобки, например, , а константу равновесия, выражаемую через концентрации – КС. Для обратимой реакции aA+bB dD+fF математическое выражение закона действия масс имеет вид: Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока условия равновесия, при которых оно установилось, сохраняются постоянными. При изменении условий равновесия прямая и обратная реакция начинают протекать с разными скоростями, и равновесие нарушается. Через некоторое время скорости прямой и обратной реакций станут равными и в системе вновь наступит равновесие, но уже с новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении ослабляющем эффект внешнего воздействия. ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СМЕЩЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ 1. Давление (характерно для газов). Когда в реакциях участвуют газы, равновесие может нарушиться при изменении давления. При увеличении давления в системе равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие 40 смещается в сторону реакции, идущей с возрастанием числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления. 2. Температура. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, при понижении – в направлении экзотермической реакции. 3. Концентрация. При увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону продуктов реакции (в сторону прямой реакции). При увеличении концентраций продуктов реакции или уменьшении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону исходных веществ (в сторону обратной реакции). 4. Катализаторы. Катализаторы не смещают равновесия. Они уменьшают время, необходимое для достижения равновесия. Во сколько раз катализаторы ускоряют прямую реакцию, во столько же раз они ускоряют и обратную реакцию. Лекция № 10. Растворы. Концентрация растворов. Основы физической теории растворов Раствор – это однородная система, состоящая из двух и более самостоятельных веществ и продуктов их взаимодействия. Вещество, взятое в избытке и служащее средой, в которой идет растворение, называется растворителем. Вещество, которое растворяется, называется растворяемым веществом. Растворы образуются при взаимодействии растворителя и растворённого вещества. Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода – гидратацией), в результате образуются различные по форме и прочности продукты – сольваты (гидраты). 41 Способность одного вещества растворяться в другом называется растворимостью. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который выражается массой безводного вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора. Растворимость газа определяется объемом газа, растворяющегося при постоянной температуре в одном объеме растворителя с образованием насыщенного раствора. Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления. 1. Природа растворяемого вещества. Кристаллические вещества подразделяются на: P – хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды); M – малорастворимые (0,1 г – 1,0 г на 100 г воды); Н – нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды). 2. Природа растворителя При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества хорошо растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества – наоборот. 3. Температура Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается. 4. Давление С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается. 42 КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ Важной характеристикой любого раствора является его состав, который определяется количеством растворенного вещества и растворителя. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы называется концентрацией. Известно несколько способов выражения концентрации растворов. Массовая доля растворённого вещества w – это величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора: где mВ и mр – соответственно масса растворенного вещества и масса раствора. Массовую долю растворённого вещества w обычно выражают в долях или в процентах. Молярная концентрация Cм (молярность М) – отношение количества растворенного вещества к объему раствора: , где mB – масса растворенного вещества, МВ – молярная масса растворенного вещества, Vр – объем раствора. Единица измерения молярной концентрации – моль/л. Нормальная концентрация Сн (нормальность н.) – отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора: , 43 где, mB – масса растворенного вещества, Мэ(В) – молярная масса эквивалентов растворенного вещества, Vр – объем раствора. Единица измерения нормальной концентрации − г-экв/л. Моляльная концентрация Сm (моляльность) – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя: , где mB – масса растворенного вещества, mS – масса растворителя, МВ – молярная масса растворенного вещества. Единица измерения моляльности – моль/кг. Молярная (мольная) доля N – отношение количества растворенного вещества или растворителя к суммарному количеству всех веществ, составляющих раствор: , где NВ – мольная доля растворенного вещества, NS – мольная доля растворителя, nB – число молей растворенного вещества, nS – число молей растворителя. Мольную долю обычно выражают в долях. Основы физической теории растворов В основу физической теории растворов положена аналогия растворов и смесей газов, т.е. допущение, что молекулы растворенного вещества и растворителя не взаимодействуют друг с другом. В физической теории рассматривают такие свойства растворов, которые не зависят от природы частиц растворенного вещества. Все растворы независимо от агрегатного состояния обладают способностью к диффузии. Диффузия – это свойство вещества равномерно 44 распределяться по всему предоставленному объему. Скорость диффузии в газах велика, в твердых телах при обычных темпратурах диффузия может длиться годами. Если в сосуд налить концентрированный раствор, а сверху налить чистый растворитель, то диффузия будет протекать в обоих направлениях: растворенное вещество будет диффундировать в растворитель, а растворитель – в раствор. Если раствор и растворитель разделить пленкой, через которую проходят только молекулы растворителя и не проходят молекулы растворенного вещества (полупроницаемая мембрана), то будет наблюдаться только односторонняя диффузия растворителя в раствор. Процесс односторонней диффузии растворителя в раствор через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Процесс диффузии будет идти до тех пор, пока не получится полностью гомогенная система, т.е. пока весь растворитель не перейдет в раствор. Однако по мере диффузии растворителя объем раствора увеличивается и возрастает давление на мембрану со стороны раствора. Таким образом, возникает гидростатическое давление, препятствующее диффузии растворителя. При некотором давлении наступает равновесие: сколько молекул растворителя пройдет в раствор, столько же вытеснит обратно увеличившимся давлением. Равновесное давление раствора, препятствующее диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану, называется осмотическим давлением. Осмотическое давление подчиняется закону Вант-Гоффа: Росм = CМ∙R∙T, где СМ – молярная концентрация, R – газовая постоянная, Т – температура. Если в данное уравнение подставить выражение молярной концентрации: (mВ – масса растворенного вещества, MВ – молярная масса растворенного вещества, Vр – объем раствора), получится полная аналогия 45 уравнения Вант-Гоффа с уравнением сосояния идеального газа Менделеева-Клайперона: поэтому закон Вант-Гоффа имеет следующую формулировку: Осмотическое давление разбавленных идеальных растворов численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы при данной температуре оно в виде газа занимало объем раствора. Важной характеристикой веществ, находящихся в жидком или твердом состоянии, является давление насыщенного пара. Давление насыщенного пара определяет при данной температуре равновесие между жидким (твердым) и газообразным состоянием вещества, которое устанавливается на границе раздела фаз. В любом растворе концентрация молекул растворителя в поверхностном слое меньше, чем в чистом растворителе, и равновесие может быть достигнуто при меньшем давлении насыщенного пара. Первый закон Рауля: Для разбавленных растворов относительное понижение давления пара растворителя над раствором численно равно молярной доле растворенного вещества. Следующая закономерность, характеризующая поведение растворов, относится к изменению температур кристаллизации и кипения при переходе от чистого растворителя к раствору. При понижении температуры давление пара над раствором снижается, и когда оно становится равным давлению пара соответствующей твердой фазы, жидкость замерзает. Давление пара над раствором ниже давления пара над чистым растворителем, поэтому раствор будет замерзать при более низкой 46 температуре, т.е. температура кристаллизации раствора всегда ниже теипературы кристиллизации чистого растворителя. При повышении температуры давление пара над раствором растет, и когда оно достигает внешнего давления, наблюдается кипение раствора. Давление пара над раствором ниже давления пара над чистым растворителем, поэтому равенство давления пара и внешнего давления будет достигнуто при более высокой температуре, т.е. температура кипения раствора всегда выше, чем тепмпература кипения чистого растворителя. Второй закон Рауля: Понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения разбавленного раствора пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. ΔТкрист = К∙Сm , ΔТкип = Е∙Сm , где Е и К – соответственно эбуллиоскопическая и криоскопическая константы, определяемые свойствами растворителя и не зависящие от свойств растворенного вещества. Лекция № 11. Теория электролитической диссоциации Электролитами называются вещества, растворы которых обладают электрической проводимостью. К электролитам относятся растворы кислот, солей и щелочей. Соли и щелочи проводят электрический ток не только в растворах, но и в расплавах. Неэлектролитами называются вещества, растворы которых не обладают электрической проводимостью. К неэлектролитам относятся многие органические вещества, сухие соли и основания, дистиллированная вода. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ В 1887 г. шведский ученый Сванте Аррениус выдвинул теорию электролитической диссоциации. Электролитической диссоциацией 47 называется процесс распада электролита на сольватированные ионы под действием молекул растворителя. Теория Аррениуса заключалась в следующем: 1. При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные ионы (т.е. подвергаются электролитической диссоциации). 2. Под действием электрического тока катионы двигаются к отрицательно заряженному электроду (катоду), а анионы – к положительно заряженному электроду (аноду). 3. Электролитическая диссоциация – процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией). Механизм электролитической диссоциации ионных веществ При растворении соединений с ионными связями (например, NaCl) процесс гидратации начинается с ориентации диполей воды вокруг всех выступов и граней кристаллов соли. Ориентируясь вокруг ионов кристаллической решетки, молекулы воды образуют с ними либо водородные, либо донорно-акцепторные связи. При этом процессе выделяется большое количество энергии, которая называется энергией гидратации. Энергия гидратации, величина которой сравнима с энергией кристаллической решетки, идет на разрушение кристаллической решетки. При этом гидратированные ионы слой за слоем переходят в растворитель и, перемешиваясь с его молекулами, образуют раствор. Механизм электролитической диссоциации полярных веществ Аналогично диссоциируют и вещества, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества (например, HCl), определенным образом ориентируются диполи воды. В результате взаимодействия с диполями воды полярная молекула еще больше поляризуется и превращается в ионную, далее уже легко образуются свободные гидратированные ионы. 48 Процесс электролитической диссоциации принято записывать в виде схемы, не раскрывая его механизма и опуская растворитель (H2O), хотя он является основным участником: CaCl2 = Ca2+ + 2Clˉ HNO3 = H+ + NO3ˉ Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OHˉ Из электронейтральности молекул следует вывод, что суммарный заряд катионов и анионов должен быть равен нулю. Например, Al2(SO4)3: 2∙(+3) + 3∙(-2) = +6 – 6 = 0. Количественной характеристикой процесса диссоциации электролита является степень диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α) зависит от природы электролита и растворителя, температуры и концентрации. Она показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул, введенных в раствор (N) и выражается в долях единицы или в %: 0<α<1 (или 0<α<100%) По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HMnO4, HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2). В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); |