ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 25.08.2020
Просмотров: 575
Скачиваний: 2
2) энтропийный фактор – ст ремл к разъед част, к беспорядку,хар –ся возр энтропии
18. Химические реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Скоость химической реакции. (моль/л*с) Константа скорости Хим реакции протекают с различ скоростями. Необходимо различать реакции в гомогенной и гетерогенной системах. Система – вещ-во или совок-ть вещ-в мысленно или физически обособл от окр среды. Фаза – часть системы, отдел от других частей поверхностью раздела. Гомогенная система – состоит из 1 фазы, отсутс пов-ть раздела (жидк вода, воздух). Гетероген система – неск фаз, разгран-х повер-ю раздела (лед в воде). Гомогенные реакции идут равномерно во всем объеме системы, гетерогенные реакции идут только на пов-ти раздела фаз. Скорость реакции опред измен концен вещ-ва, вступ в реакцию или образ-ся в рез-те реакции а един времени в един объема. Скорость гомог реакции – кол-во вещ-ва, вступающего в реакцию или образ-ся при реакции за един времени в един объема системы. Скорость гетерог реакции – кол-во вещ-ва, вступ-го в реак или образ-ся при реакции за един времени на един площади поверхности фазы. Различают истин и сред скорость. Факторы, влияющие на скорость реакции 1) природа реагир вещ-в – мгновенно или тысячелетиями, чем больше энергия связи в молекуле, тем она менее реакционноспос-на. 2)концентрация реагентов(закон действ масс) – при пост темп скор реакц прямопропорц произв конц-й реаг вещ в степ равных коэф-м в уравн-и реакции.
aA+bB=cC v=k*CAa *CBb
3)давление – если в реакции участв газообраз вещ-ва. При увелич давления уменш объем, занимаемоый системой, увелич концентр реаг вещ-в и соответ увелич скорость реакции. 4)температура – при повышении темп на каждые 10 град, скорость реакции увелич в 2-4 раза. С повыш темпер увелич энергия частиц, значит растет число актив молекул и резко повыш скорость реакции. 5) катализаторы 6)площадь поверхности раздела фаз 7)степень раздроблености реаг ве-в (гетер)
Константа скорости k численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных I моль/л, и зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации Значения k для различных реакций при одной и той же температуре позволяют дать сравнительную характеристику способности исходных веществ к взаимодействию при этой температуре Для гетерогенной реакции в выражение скорости включены только концентрации газов.
21 Влияние давления на скорость реакции. Скорость реак. зависи от давления если в реакции участв газообраз вещ-ва. При увелич давления уменш объем, занимаемоый системой, увелич концентр реаг вещ-в и соответ увелич скорость реакции.
При уменьш давл в 3 раза скорость реакции уменьш в 27 раз
2SO2 + O2 =2SO3 v = k*(Cso2)2 * Co2
P уменьш в 3 раза след-но V увел в 3 раза, С уменьш в 3 раза.
V=k*(Cso2)2 * Co2 = 1/27 * k*(Cso2)2 * Co2
9 3
19.20 Влияние температуры на скорость химической реакции. Температурный коэффициент Энергия активации. Скорость химической реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела (для гетерогенной реакции). Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), присутствие в системе катализаторов, площади поверхности раздела фаз и степени дисперсности реагирующих веществ для гетерогенных реакций Влияние температуры на скорость реакции опред-ся правилом Вант-Гоффа. При повышении темп-ры на каждые 10 градусов увелич скорость реакции в 2-4 раза. Vt2=Vt1*гамма в степени (t2-t1)/10, где гамма-температурный коэф-т (число, показывающее, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10 градусов)Температурный коэффициент различных реакций различенПри обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4 Темпер коэффициент скорости реакции зависит от энергии активации реакции: большему значению энергии активации соответствует большее значение температурного коэффициентаИзбыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции Энергию активации выражают в кДж/моль Энергия активации различных реакций различнаЕе величина является тем фактором, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакцииДля некоторых реакций энергия активации мала, для других, наоборот, великаЕсли энергия активации очень мала (меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к реакцииСкорость такой реакции великаНапротив, если энергия активации реакции очень велика (больше 120 кДж/моль), то это означает, что лишь очень малая часть столкновений взаимодействующих частиц приводит к протеканию химической реакцииСкорость подобной реакции очень малаНаконец, если энергия активации реакции не очень мала и не очень велика (40-120 кДж/моль), то такая реакция будет протекать не очень быстро и не очень медленно Скорость такой реакции можно измерить Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергииЭто состояние называется активированным комплексом Именно для его образования и необходима энергия активации Неустойчивый активированный комплекс существует очень короткое времяОн распадается с образованием продуктов реакции; при этом энергия выделяетсяАктивированный комплекс возникает в качестве промежуточного состояния в ходе как прямой, так и обратной реакции Энергетически он отличается от исходных веществ на величину энергии активации прямой реакции, а от конечных- на энергию активации обратной реакции
22. Влияние катализаторов на скорость реакции. Теория гомогенного и гетерогенного катализа Один из самых распространенных методов ускорения реакции является катализ – явление измения скорости реакции под воздействием катализатором Катализаторами называют вещества, кот участвуя в процессе, изменяют скорость реакции, но сами при этом не расходуются. (Fe,Co,Ni,Cr2O3). В зависимости от определенного состава реагирующих веществ и катализ различают гомогенный и гетерогенный В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор) В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы механизм гомог катализа объяс теория промежут соединений – в присутствии катализатора процесс разбивается на стадии. Пусть реакция А+В=АВ=АВ идет медленно в силу высокой энергии активации Найдется третье вещество К-катализатор, который легко реагирует с веществом А (в силу другой природы реагирующих веществ, следовательно другой энергии активации) А+К=АК=АК Соединение АК в силу другой природы вещества легко реагирует с веществом В образуется продукт реакции и катализатор АК+В=АКВ=АВ+К А+В+К=АВ+К. Увеличение скорость реакции связано с уменьшением энергии активации по сравнению с некаталит реакцией. При гетероген катализе процессы протекают на пов-ти катализатора, на его активных центрах. Пов-ть кат-ра должна быть максим развитой или иметь пористую структуру. Механизм гетероген катализа объясн теория активной адсорбции. В рез-те адсорбции (поглощения) на активных центрах кат-ра увелич конц вещ-в, молекулы дифформ-ся, связи в них ослабл-ся и разруш-ся, образ-ся атомы, радикалы высокой реакционной способности. Возможно образование промеж-ых соед-ий – мультиплетов между кат-ом и одним из реагир вещ-в. различные кат-ры снижают энергию активации неодинаково и для каждой реакции кат-ор подбирают экспериментально. Для повышения активности кат-ра в его состав вводят промоторы. Катализ играет важную роль в промышленности, считается что 70% химического производства использует катализаторы Целиком построен на катализе процесс получения основных продуктов химии: аммиака, серной и азотной кислоты Большинство биологических реакций - это применение гомогенного катализа Катализаторами служат простые или сложные белкиВ слюне человека- птиалин (крахмал=сахар); в желудке - пепсин (белки расщепляются)
23. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие константа равновесия все химические реакции можно разбить на 2 типа – обратимые и необратимые. Необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении и до конца. Обратимые – реакции, кот протекают одновременно в двух напрвлениях и не идут до конца. При протекании обратной реакции конц-ии исходных вещ-в уменш, а продуктов реакции увелич. При этом уменьш скорость прямой и увелич скорость обратной реакций. Сост-ие системы, при кот скорость прям и обратной реакции равны - хим равновесие При хим равнов прям и обрат реакции не прекращ, поэтому равновесие явл подвижным (динамическим), а установ-ся концентрации компонентов системы - равновесными; они остаются постоянными до нарушения состояния хим равновесия Сост хим равновесия харак-ся константой хим равновесияДля гомоген системы mA+nB=qD Скорость прямой и обратной реакции согласно закона действия масс равна 1=k1сAcB 2=k2cAB ; С наступлением равновесия 1=2 тогда k1сAcB=k2сAB Перегрупировав члены равенства получим k1/k2=cAB/сAcB=К Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций называется константой химического равновесия К, которая равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации веществ, хар-ет глубину превращ-я исходных вещ-в в продукты реакции до наступления момента равновесия. В гетерогенной системе учит-ся только газы.
24.Cмещение равновесия Принцип Ле Шателье
Хим равнов любой системы устанав при опред значениях параметров, которые его характеризуют: концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (для газов) При изменении любого из этих параметров скорости прямой и обратной реакций изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается, вследствии чего меняются концентрации компонентов системы В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений со временем в системе устанавливается другое состояние равновесия, которое характеризуется новыми равновесными концентрациями Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия Рассмотрим влияние каждого из трех параметров на смещение химического равновесия1)Если внешнее воздействие на систему проявляется в уменьшении концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону его образования (увеличения концентрации) Повышение концентрации одного из веществ смещается равновесие в сторону его расхода (уменьшения концентрации) Так, увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции, увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ 2) Влияние температуры на смещение равновесия определяется знаком и величиной энтальпии реакции Н: чем больше отличается Н от нуля, тем значительнее смещение равновесия при одном и том же изменении температуры При повышении температуры равновесие смещается в направлении протекания эндотермической реакции При понижении температуры равновесие смещается в направлении протекания экзотермической реакции 3) Изменение давления оказывает влияние на равновесие в том случае, если в реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество и число молей исходных газообразных веществ и газообразных продуктов реакции не одинаковоПри увеличении давления равновесие смещается в сторону образования веществ с меньшим объемом (меньшим числом молей газов) При понижении давления равновесие смещается в сторону образования веществ с большим объемом (большим числом молей газов) Если протекание реакции не сопровождается изменением объема, то изменение давления не влияет на состояние равновесия 4)катализатор не влияет на смещение равновесия. Одинаково ускоряет прямую и обратную реакции и позволяет достигать в более короткий срок.
26. Дисперсные системы, их классификация. Суспензии, эмульсии. Дисперсные системы – системы, в кот частицы одного мелко раздробленного вещ-ва (дисперсной фазы) равномерно распределены между частями другого вещ-ва (дисперсной среды). По агрегатному состоянию фазы и среды различают следующие системы: ГГ-(воздух), ГЖ-пена(пеногазиров вода), ГТтв.пена(пенопласт,пемза,шлак), ТТ-тв золь(сплавы, горные породы), ТГ-(пыль, дым), ТЖ-суспензии,золь,гель(мел в воде ,краски,пасты), Жг-аэрозоль(туман,облако) Жж-эмельсия(молоко,нефть),Жт-тв.эмельсия(вода в сливочном масле, влажный грунт). В зав-ти от размеров частиц дисперсные фазы различают грубодисперсные системы – взвеси (более 100нм – почвы, эмульсии, порошки, пены); тонкодисперсные системы – коллоидные (1-100 нм – золь, гель кремн кислоты, р-р желатина, р-р серы); молекулярно и ионно дисперсные – истинные растворы (менее 1 нм – р-ры H2SO4,NaOH,CuSO4)
28.Растворы. Гидратная теория растворов ДИМенделеева сольваты и гидраты Тепловые явления при растворении Раствор – гомогенная однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. Раствор-ое вещ-во распределяется между молекулами растворителя в виде молекул или ионов. Растворы могут быть жидкими – морская вода, твердыми – сплавы, газообразными – воздух. Процесс растворения – физико-химический процесс, сопров выделением или поглощением тепла, а иногда и изменением объема. Химическую теорию растворов создал Менделеев Менделеев считал, что эти явления указывают на хим взаимод между растворяющимся веществом и растворителем, этот процесс называется сольватацией, а полученные вещества-сольваты С водой процесс называется – гидротацией, а получившиеся вещества- гидраты проиллюстрируем это на примере растворения NaCl в воде. Между ионами натрия и хлора в кристалле существует ионная связь При погружении кристалла NaCl в воду ионы поверзн слоя взаимод с полярными молекулами воды – диполями. Возникает иондипольное взаимодействие, которое сильнее чем ионная связь и разрывает связи в кристалле. Гидратированные ионы отрываются от кристалла, полностью окруж-ся диполями воды. Постепенно весь кристалл распадается на отдельные гидратные ионы, образую с водой гомогенную систему – истинный раствор. Число молекул воды, связанных с ионами раствор вещ-ва, зависит от его природы и размеров. Гидротир ионы и молекулы иногда настолько прочны, что при выделение раствор вещества из растворителя (выпариванием) выпадают кристаллы содержащие молекулы воды, эти вещества называют кристаллогидраты при растворении происходит 1)разрушение хим и межмолек связей в растворителях – эндотермич процесс 2)образование сольватов сопровожд выделением энергии – экзотерм процесс 3)распределение сольватов в растворителе, связанное с диффузией – эндотермич процесс. Суммарный тепловой эффект процесс H может быть 0. При растворении газов и большенства жидкостей энергия, затраченная на разрыв межмолек связей невелика и процесс растворения экзотермический. При раствор уксусной кислоты теплота поглощается, т.к. между молекулами сущ-ет водородная связь. При раствор тв вещ-в с прочной кристал структурой разрушение решетки требует значительной затраты энергии и процесс эндотермический (NaNO3, NH4NO3), но теплота выделяется при растворении (NaOH, KOH).