Скачивание материала началось

Предлагаем Вам установить расширение «Инфоурок» для удобного поиска материалов:

ПЕРЕЙТИ К УСТАНОВКЕ

Новый курс повышения квалификации!

Цифровая грамотность педагога. Дистанционные технологии обучения

Разработан летом 2020 специально для учителей

Успеть записаться

-50% До конца лета

Каждую неделю мы делим 100 000 ₽ среди активных педагогов. Добавьте свои разработки в библиотеку “Инфоурок”
Добавить авторскую разработку
и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок Другое КонспектыЛекция на тему: "Общие закономерности химических процессов. Химическая термодинамика и кинетика"

Лекция на тему: "Общие закономерности химических процессов. Химическая термодинамика и кинетика"

библиотека
материалов

Тема 3. Общие закономерности химических процессов.

Химическая термодинамика и кинетика


Введение

Центральным в химии является учение о превращении веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций. Усвоение этого учения позволяет предсказывать возможность и направление химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов в реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах, установках и приборах.


3.1. Химическая термодинамика и кинетика

Обмен энергией между изучаемой системой и внешней средой описывают законы, которые изучает термодина­мика. Применение законов термодинамики в химии по­зволяет решить вопрос о принципиальной возможности различных процессов, условиях их осуществления, опре­делить степень превращения реагирующих веществ в хи­мических реакциях и оценить их энергетику.

Химическая термодинамика, рассматривает взаимосвязи между работой и энергией применительно к химическим превращениям.

Тепловая и механическая энергия — алгебраические величины. Знаки величин Q и А в термодинамике рас­сматриваются по отношению к системе. Энергия, получа­емая системой, обозначается знаком « + », отданная си­стемой — знаком « — ».

Переменные величины, определяющие состояние си­стемы, называются параметрами состояния. Среди них в химии наиболее часто используются давление, темпера­тура, объем, состав системы. Состояние системы и про­исходящие в ней изменения характеризуются также с по­мощью функций состояния, зависящих от параметров состояния и не зависящих от пути перехода системы из одного состояния в другое. К ним относятся внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, изобарно-изотермический потенциал и др.

Процессы, протекающие при постоянном давлении,— изобарные, при постоянном объеме — изохорные, при по­стоянной температуре — изотермические. Большинство химических реакций протекают в открытых сосудах, т. е. при постоянном давлении, равном атмосферному.

Химическая кинетика изучает характеристики химического процесса, как скорость реакции и зависимость её от внешних условий.


3.2. Энергетика химических процессов

В процессе химической реакции происходит разрыв одних химических связей и образование новых. Этот про­цесс сопровождается выделением или поглощением тепло­ты, света или другого вида энергии. Энергетические эф­фекты реакций изучает наука термохимия. В термохимии пользуются термохимическими уравнениями реакций, которые учитывают:

  1. агрегатное состояние вещества;

  2. тепловой эффект реакции(Q).

В этих уравнениях часто используют дробные коэффи­циенты. Так, уравнения реакции образования 1 моля газо-образной воды записывается так:

Н2(г) +1/2О2(г) = Н2О(г) + 242 кДж (*)

Значок (г) указывает на то, что водород, кислород и вода находятся в газовой фазе. «+242 кДж» — означает, что в результате этой реакции выделяется столько теплоты при образовании 1 моль воды.

Важность учета агрегатного состояния связана с тем, что теплота образования жидкой воды больше на величину теплоты, которая выделяется при конденсации пара:

Н2(г)+1/2О2(г) = Н2О(ж) + 286 кДж (**)

Процесс конденсации:

Н2О(г) = Н2О(ж) + 44 кДж (***)

Кроме теплового эффекта, в термодинамике использу­ют понятие "изменение теплосодержания" — энтальпии (запаса внутренней энергии) в процессе реакции (Н)

Экзотермические реакции: теплота выделяется Q > 0

запас внутренней энергии уменьшается Н<0

Эндотермические реакции: теплота поглощается Q < 0

запас внутренней энергии увеличивается Н>0.

Так, реакция (*) образования воды экзотермическая. Тепловой эффект реакции: Q = 242 кДж, Н = -242 кДж.

Энтальпия образования химических соединений

Стандартной энтальпией (теплотой) образования химического соединения Н0f,В,298 называют изменение энтальпии в процессе образования одного моля этого соединения, находящегося в стандартном состоянии(р=1 атм; Т=250С), из простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях и термодинамически устойчивых при данной температуре фазах и модификациях.

Стандартные энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю, если их агрегатные состояния и модификации устойчивы при стандартных условиях.

Стандартные энтальпии образования веществ собраны и сведены в справочниках.


3.2. 1. Термохимические расчеты

Независимость теплоты химической реакции от пути процесса при p=const была установлена в первой половине XIXв. русским ученым Г.И. Гессом: тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.

hello_html_40dfc61f.png


Для большинства реакций изменение теплового эффекта в пределах температур, имеющих практическое значение невелико. Поэтому в дальнейшем будут использоваться Н0f,В,298 и в расчетах считаться постоянными.

Следствие из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот (энтальпий) образования исходных веществ.

Используя при термохимических расчетах следствие из закона Гесса, надо иметь в виду, что при алгебраическом суммировании следует учитывать стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Так, для уравнения реакции аА+вВ=сС+dD тепловой эффект Н равен

Н=(сНобр.С +dНобр.D) – (аНобр.АНобр.В) (*)

Уравнение (*) позволяет определить как тепловой эффект реакции по известным энтальпиям образования веществ, участвующих в реакции, так и одну из энтальпий образования, если известны тепловой эффект реакции и все остальные энтальпии образования.


Теплота сгорания топлива

Тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой сгорания этого вещества hello_html_78f59c44.gif.

Пример: определить теплоту сгорания этанола С2Н5ОН(ж)

hello_html_6fabfe1d.gif

Если расчет ведется для hello_html_78f59c44.gifс образованием жидкой воды, то теплота сгорания называется высшей, если с образованием газообразной воды, то низшей. По умолчанию обычно имеют в виду высшую теплоту сгорания.

В технических расчетах используют удельную теплоту сгорания QТ, которая равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1 кг жидкого или твердого вещества или 1м3 газообразного вещества, тогда

QТ = - НСТ 1000/М (для ж, тв.)

QТ = – НСТ 1000/22,4 (для г.),

где М – масса моля вещества, 22,4 л – объем моля газа.


3.3. Химическое и фазовое равновесие


3.3.1. Химическое равновесие


Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.




Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной (K2) реакций.

Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна


K = K1 / K2 = ([C]p • [D]d) / ([A]m • [B]n)


Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.


Способы смещения равновесия


Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие


V1


A + Б

«

В


V2



  1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).


V1



A + Б

«

В

; увеличение P приводит к V1 > V2


V2



2


1



  1. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)






V1


A + Б

«

В + Q, то увеличение t°C приводит к V2 > V1


V2



V1


A + Б

«

В - Q, то увеличение t°C приводит к V1 > V2


V2



  1. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1 > V2.


  1. Катализаторы не влияют на положение равновесия.






3.3.2. Фазовые равновесия

Равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием.

Примеры фазового равновесия:

Твердое вещество............Жидкость

Жидкость....................Пар


3.3.3. Скорость реакции и методы ее регулирования

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:


V = ±2 – С1 ) / (t2 - t1 )= ± DС / Dt


где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному веществу).


Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.


Факторы, влияющие на скорость химических реакций

  1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Примеры : Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.


  1. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.


Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.


aA + bB + . . . ® . . .


V = k • [A]a • [B]b • . . .


Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

  1. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:



(t2 - t1) / 10

Vt2 / Vt1

= g



(где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:


k = A • e –Ea/RT

где

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л • атм/(моль • К)];

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.










Энергетическая диаграмма химической реакции.


hello_html_m21fd123f.png

Экзотермическая реакция

Эндотермическая реакция


А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.


  1. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.






3.3.4. Механизмы химических реакций, колебательные реакции

Классификация химических реакций


I. По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции:

1) Реакции соединения - это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава. Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества.

2) Реакции разложения - реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ.
Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как и реакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением или без изменения степеней окисления элементов;

3) Реакции замещения - это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества в результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество.
Эти реакции почти всегда являются окислительно-восстановительными реакциями.

4) Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями.
Реакции обмена всегда протекают без переноса электронов, т. е. не являются окислительно-восстановительными реакциями.

II. По признаку изменения степени окисления

1) Реакции, которые идут без изменения степени окисления - реакции нейтрализации

2) С изменением степени окисления

III. В зависимости от присутствия катализатора

1) Некаталитические (идут без присутствия катализатора);

2) Каталитические (идут с присутствием катализатора)

IV. По признаку теплового эффекта

 1) Экзотермические (с выделением теплоты):

2) Эндотермические (с поглощением теплоты):

V. По признаку обратимости

 1) Необратимые (протекают только в одном направлении):

2) Обратимые (протекающие одновременно в прямом и обратном направлении):

VI. По признаку однородности

 1) Гомогенные (протекающие в однородной системе):

2) Гетерогенные (протекающие в неоднородной системе):

  По механизму протекания все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называются одностадийными.

Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно–параллельно.

В каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные реакции) и три молекулы (тримолекулярные реакции).

Колебательные реакции - класс химических реакций, протекающих в колебательном режиме, при котором некоторые параметры реакции (цвет, концентрация компонентов, температура и др.) изменяются периодически, образуя сложную пространственно-временную структуру реакционной среды.

hello_html_m21d28259.jpg

(Система бромат-малоновая кислота-церий реакция Белоусова-Жаботинского)

3.4. Катализ

Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.

Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.

При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии).

При гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях).

Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").


11

Курс повышения квалификации
Курс профессиональной переподготовки
Педагог-библиотекарь
Курс профессиональной переподготовки
Библиотекарь
Найдите материал к любому уроку,
указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:
также Вы можете выбрать тип материала:
Общая информация

Вам будут интересны эти курсы:

Курс повышения квалификации «Основы туризма и гостеприимства»
Курс повышения квалификации «Педагогическая риторика в условиях реализации ФГОС»
Курс повышения квалификации «Основы управления проектами в условиях реализации ФГОС»
Курс профессиональной переподготовки «Экскурсоведение: основы организации экскурсионной деятельности»
Курс профессиональной переподготовки «Организация деятельности экономиста-аналитика производственно-хозяйственной деятельности организации»
Курс повышения квалификации «Управление финансами: как уйти от банкротства»
Курс повышения квалификации «Организация практики студентов в соответствии с требованиями ФГОС юридических направлений подготовки»
Курс повышения квалификации «Правовое регулирование рекламной и PR-деятельности»
Курс повышения квалификации «Разработка бизнес-плана и анализ инвестиционных проектов»
Курс профессиональной переподготовки «Организация маркетинга в туризме»
Курс профессиональной переподготовки «Организация деятельности помощника-референта руководителя со знанием иностранных языков»
Курс профессиональной переподготовки «Управление сервисами информационных технологий»
Курс профессиональной переподготовки «Технический контроль и техническая подготовка сварочного процесса»

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.