Лекция. Лекции ТОНХ рус. Лекции по дисциплине теоретические основы неорганической химии для студентов специальности

• Название: Лекции по дисциплине теоретические основы неорганической химии для студентов специальности
• Анкор: Лекция
• Дата: 22.12.2019
• Размер: 1.02 Mb.
• Имя файла: Лекции ТОНХ рус.doc
• Тип: Лекции; #101540
• страница: 11 из 24

2. Типы химических реакций

Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ. Химические реакции делятся на реакции разложения, соединения, замещения, обмена, а также для органических веществ выделяют реакции изомеризации и поликонденсации.

Реакции разложения - реакции, в результате которых из исходного вещества образуются два или несколько других веществ (простых или сложных):


СаСОз ^to-> СаО + CO


2Н2O2 -> Н2О + O2


Реакции соединения — реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество:


2Mg+O2 -> 2MgO


SO3 + H2O -> H2SO4


В органической химии такие реакции называют реакциями присоединения. В них участвуют соединения, содержащие двойную или тройную связь. Разновидности реакций присоединения: гидрирование, гидратация, гидрогалогенирование, полимеризация. Примеры данных реакций:
Н2С=СН2 + Н2 ->t-> СНз-СН3


Реакции замещения - реакция между простыми и сложными вещ, при котором атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе:
Fe + CuSO4 -> FeSO4+ Cu


Zn+2HCl -> ZnCl2+H2

Реакции обмена — реакции, протекающие между сложными веществами, при которых их составные части обмениваются местами. Обычно эти реакции рассматривают как ионные. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования газов, осадков, слабых электролитов.

Например:
FeS + 2НСl -> FeCl²⁺ H2S


FeS + 2H⁺ -> H2S + Fe²⁺


H2SO4+ BaCl2 -> BaSO4 + 2HCl


SO 42- + Ba 2+ -> BaSO4

Частными случаями реакции обмена являются:

реакции нейтрализации:


КОН + HNO3 -> KNO3 + Н2О


Н* + ОН^- -> Н2О


реакции гидролиза:


Na2CO3 + H2O <=> NaHCO3 + NaOH

реакции этерификации:


СН3СООН+ С2Н5ОН <=> СН3СООС2Н5 + Н2О

Классификация химических реакций по признаку обратимости. По признаку обратимости различают необратимые и обратимые реакции. Необратимыми называются такие реакции, кот протекают практически до конца, то есть до полного израсходования одного из реагирующих веществ NaCI + Ag NO3 -> NaNO3 + AgCl ? Cl^- + Ag⁺ -> AgCl Обратимыми называют такие реакции, которые при данных условиях протекают во взаимно противоположных направлениях, то есть не идут до конца.

N2 + 3H2 -> 2NH3 + Q


2SO2 + O2 -> 2SO3 + Q


Следовательно, данные реакции не идут до конца, потому, что одновременно происходят две реакции — прямая (между исходными веществами) и обратная (разложение продукта реакции). Реакции можно классифицировать по скорости, по механизму (ионные, радикальные, цепные и т. д.). Существуют многие более сложные реакции, кот трудно отнести к какому-либо из рассмотренных типов. Многие сложные реакции представляют собой совокупность нескольких одновременно протекающих реакций указанных типов. Например:


3Cu + 8HNО3 (разб.) -> 3Cu(NОз)₂ + 2NO + 4Н2О
3. Скорость химической реакции

Скорость химической реакции (v)  характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (моль/л или моль/см³) в единицу времени (сек., мин., ч.).

Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Для гетерогенной системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Скорость химической реакции определяется как изменение молярной концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени. Скорость химической реакции - величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на -1.

Например: для реакции А+В-С+D скорость можно выразить так:

U=
В 1865 году Н.Н. Бекетовым и в 1867 году К.М. Гульдбергом и П. Ваге был сформулирован закон действующих масс, согласно которому скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторые степени.

3.2. Закон действующих масс.

Влияние концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции, протекающей в однородной среде, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Основным законом химической кинетики является постулат, вытекающий из большого числа экспериментальных данных и выражающий зависимость скорости реакции от концентрации. Этот закон называют законом действующих масс. Он утверждает, что скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, возведённым в некоторые степени.

Если уравнение химической реакции имеет вид
aA + bB dD + fF → продукты,
то формулу закона действующих масс можно представить в виде

(1)

В этом уравнении k – константа скорости химической реакции – важнейшая характеристика реакции, не зависящая от концентраций, а зависящая от температуры. Константа скорости химической реакции равна скорости реакции, если концентрации всех веществ равны 1 моль/л. Показатели степеней n₁, n₂, n₃ называют частными порядками химической реакции по веществам А, В и D. Для простых реакций частные порядки – небольшие целые числа от нуля до трёх. Для сложных реакций частные порядки могут быть и дробными, и отрицательными числами. Сумма частных порядков называется порядком химической реакции n = n₁+ n₂+ n₃. Таким образом, порядком химической реакции называют сумму показателей степеней концентраций в кинетическом уравнении.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она показывает численное значение скорости химической реакции, с которой реагируют вещества при их концентрации (или произведении концентраций), равной единице. Константа скорости реакции зависит от природы реагентов, температуры, наличия катализатора, но не зависит от концентрации реагентов.

Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура (правило Вант-Гоффа) и площадь поверхности реагирующих веществ.
3.3.Гомогенными химическими реакциями называются реакции, в которых реагирующие вещества находятся в одной фазе. Это могут быть реакции между газообразными веществами или реакции в водных растворах. Для таких реакций средняя скорость (равна изменению концентрации любого из реагирующих веществ в единицу времени)
.
Мгновенная или истинная скорость химической реакции равна
.
Знак минус в правой части говорит об уменьшении концентрации исходного вещества. Значит, скоростью гомогенной химической реакции называют производную концентрации исходного вещества по времени.
3.4. Гетерогенной реакцией называется реакция, в которой реагирующие вещества находятся в разных фазах. К гетерогенным относятся реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях.

Скорость гетерогенной химической реакции равна изменению количества любого исходного вещества в единицу времени на единицу площади поверхности раздела фаз:
.

Необратимые и обратимые реакции.

1. Обратимые и необратимые реакции

2. Химическое равновесие

3. Принцип Ле-Шателье

1. Химические реакции по признаку обратимости делятся на необратимые и обратимые. К необратимым реакциям относятся такие реакции, которые протекают до тех пор, пока один из реагентов полностью не израсходуются. Признаками необратимых реакций, протекающих в растворах, являются: а) выпадение осадка, б) образование газа, в) образование слабого электролита.

Обратимыми реакциями называются такие реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях. Для подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками (↔).

Реакцию называют обратимой, если её направление зависит от концентраций веществ - участников реакции. Например, в случае гетерогенно-каталитической реакции

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении равновесия химического, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции. Реакцию называют необратимой, если она может происходить только в одном направлении и завершается полным превращением исходных веществ в продукты; пример - разложение взрывчатых веществ. Одна и та же реакция в зависимости от условий (от температуры, давления) может быть существенно обратима или практически необратима.

Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция

N₂O₄ ⇔ 2NO₂ (2)

складывается из элементарных реакций

N₂O₄ →2NO₂ и 2NO₂ →N₂O₄.

Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например реакции (1), необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.

2.Химическое равновесие

С течением времени скорость любой реакции, измеряется по убывающим концентрациям исходных веществ, будет уменьшаться, так как по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются (скорость прямой реакции). Если реакция является обратимой, то по мере увеличения концентрации продуктов ее скорость будет возрастать (скорость обратной реакции). Как только скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается химическое равновесие и дальнейшее изменение концентраций всех веществ, находящихся в системе, прекращается.

Количественной характеристикой состояния равновесия является константа химического равновесия К, которая определяется отношением констант скоростей прямой и обратной реакцией



Принцип Ле-Шателье

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на состояние равновесия. Присутствие катализатора в системе лишь изменяет время его достижения. В состоянии равновесия система может находиться до тех пор, пока не изменится хотя бы одно из внешних воздействий: температура, концентрация одного из реагентов, давление (для газов). Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

На смещение равновесия оказывает влияние:

1) изменение температуры: эндотермический процесс ускоряется в большей степени при повышении температуры и, наоборот, при понижении температуры ускоряется экзотермический процесс;

2) изменение давления (для реакций, протекающих в газовой фазе): при повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема. Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияние на химическое равновесие.

3) изменение концентрации: увеличение концентрации исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции, при этом протекающий в системе процесс завершится, когда скорости прямой и обратной реакций станут равны и установится новое равновесие. Уменьшение концентрации одного из продуктов реакции (вывод из системы) приводит к смещению равновесия в сторону его образования.

 Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство ΔG_{p, T} < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, ΔG^о_298, H₂O(г) = - 228,59 кДж/моль, а ΔG^о_298, AlI₃(к) = -313;8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1,013 • 10⁵ Па возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О (1)

2Аl(к) + 3l₂(к) = 2Аll₃(к) (2)

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический "тормоз", и тогда проявляется термодинамическая природа вещества, Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Контрольные вопросы

Скорость химической реакции

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Закон действующих масс.

Необратимые и обратимые реакции
23-24 Лекция Растворы Характеристика дисперсных систем.Термодинамика процесса растворения Способы выражения концентрации растворов .

1. Краткая характеристика дисперсных систем.Суспензии, коллоидные системы

1. Характеристика дисперсных систем.

Растворы- однородные системы с переменным составом из двух или более компонентов. (растворителя и растворенного вещества). Различают растворы жидкие, твердые (включая сплавы) и газообразные (как воздух); по однородности и размеру частиц - истинные растворы содержат молекулы или ионы, коллоидные и взвеси - более крупные частицы (часто мутные и оседают); по концентрации Различают растворы жидкие, твердые (включая сплавы) и газообразные (как воздух); по однородности и размеру частиц - истинные растворы содержат молекулы или ионы, коллоидные и взвеси - более крупные частицы (часто мутные и оседают); по концентрации По своему агрегатному состоянию растворы могут быть твердыми, жидкими или газообразными. Так, воздух – это газообразный раствор, гомогенная смесь газов; водка – жидкий раствор, смесь нескольких веществ, образующих одну жидкую фазу; морская вода – жидкий раствор, смесь твердого (соль) и жидкого (вода) веществ, образующих одну жидкую фазу; латунь – твердый раствор, смесь двух твердых веществ (меди и цинка), образующих одну твердую фазу.

Смесь бензина и воды не является раствором, поскольку эти жидкости не растворяются друг в друге, оставаясь в виде двух жидких фаз с границей раздела. Компоненты растворов сохраняют свои уникальные свойства и не вступают в химические реакции между собой с образованием новых соединений. Так, при смешивании двух объемов водорода с одним объемом кислорода получается газообразный раствор. Если эту газовую смесь поджечь, то образуется новое вещество – вода, которая сама по себе раствором не является.

Компонент, присутствующий в растворе в большем количестве, принято называть растворителем, остальные компоненты – растворенными веществами.