Тема 3. Общи принципи на химичните процеси.

Химична термодинамика и кинетика

Въведение

Основно в химията е изучаването на трансформацията на веществата, включително енергията и кинетиката на химичните реакции. Овладяването на това учение позволява да се предвиди възможността и посоката на химичните процеси, да се изчислят енергийните ефекти и енергийните разходи, скоростта на производство и добив на продукти в реакциите, да се повлияе на скоростта на химичните процеси, а също така да се предотвратят нежелани реакции в определени устройства, инсталации и инструменти.

3.1. Химична термодинамика и кинетика

Обмен на енергия между изследваната система и външнатасреда описват законите, които се изучаваттермодинамика. Прилагането на законите на термодинамиката в химията позволява да се реши въпросът за фундаменталната възможност на различни процеси, условията за тяхното осъществяване, определениеторазделете степента на превръщане на реагиращите вещества в хихимични реакции и оценка на тяхната енергия.

Химическа термодинамика , изследва връзките между работа и енергия, когато се прилагат към химичните трансформации.

Топлинна и механична енергия - алгебричнаколичества. Знаци за количестваQ И А в термодинамиката на раситесе разглеждат във връзка със системата. Получена енергиядаден от системата, се обозначава със знака “+”, даден на систематасистема - знакът "-".

Променливи, които определят състоянието на систематастъбла се наричатпараметри на състоянието. Между тях в химията най-често се използват налягане, температура, обем и състав на системата. Състояние на системата ипромените, произтичащи от него, също се характеризират сдържавни функции, в зависимост от параметрите на състоянието и независимо от преходния път на системата отедно състояние в друго. Те включват вътрешниенергия, енталпия, ентропия, изобарно-изотермичнопотенциал и др.

Процеси, протичащи при постоянно налягане -изобарен, при постоянен обем -изохоричен, при постоянна температура -изотермичен. Мнозинство химичните реакции протичат в отворени съдове,при постоянно налягане, равно на атмосферното.

Химична кинетикаизучава характеристиките на химичния процес, като скоростта на реакцията и нейната зависимост от външни условия.

3.2. Енергия на химичните процеси

По време на химическа реакция възниква разкъсваненякои химични връзки и образуването на нови. Този процес е придружен от отделяне или абсорбиране на топлинавие, светлина или друг вид енергия. Енергийна ефективностНауката термохимия изучава ефектите от реакциите. В термохимиятаизползвайте уравнения за термохимични реакции, за дакоито вземат предвид:

агрегатно състояние на материята;

топлинен ефект на реакцията (Q).

В тези уравнения често се използват дробни коефициенти. Така уравненията за реакцията на образуване на 1 мол газобразна вода е написана по следния начин:

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g) + 242 kJ (*)

Символът (d) показва, че водородът, кислородът иводата е в газова фаза. „+242 kJ“ означава товаВ резултат на тази реакция се отделя толкова много топлина приобразуване на 1 мол вода.

Важността на отчитането на състоянието на агрегиране се дължи на факта, чече топлината на образуване на течната вода е по-голяма с количествототоплина, която се отделя по време на кондензация на пара:

H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (l) + 286 kJ (**)

Процес на кондензация:

H 2 O (g) = H 2 O (l) + 44 kJ (***)

В допълнение към топлинния ефект, термодинамиката използвасъществува понятието „промяна в топлинното съдържание“ - енталпия(резерв от вътрешна енергия) по време на реакцията ( Н)

Екзотермични реакции: се отделя топлина Q > 0

вътрешният енергиен резерв намалява н<0

Ендотермични реакции: топлината се абсорбира Q< 0

вътрешният енергиен резерв се увеличава H>0.

Така реакцията (*) на образуване на вода е екзотермична.Топлинен ефект на реакцията:Q = 242 kJ,  H = -242 kJ.

Енталпия на образуване на химични съединения

Стандартна енталпия (топлина) на образуванехимично съединение  H 0 f,B,298 е промяната в енталпията по време на образуването на един мол от това съединение, което е в стандартно състояние (p = 1 atm; T = 25 0 C), от прости вещества, също в стандартни състояния и термодинамично стабилни фази и модификации при дадена температура.

Стандартните енталпии на образуване на прости вещества се приемат равни на нула, ако техните агрегатни състояния и модификации са стабилни при стандартни условия.

Стандартните енталпии на образуване на вещества са събрани и обобщени в справочници.

3.2. 1. Термохимични изчисления

Независимостта на топлината на химическа реакция от пътя на процеса при p=const е установена през първата половина на 19 век. Руският учен G.I. Хесъм: топлинният ефект на химичната реакция не зависи от пътя на нейното протичане, а зависи само от природата и агрегатното състояние на изходните вещества и продуктите на реакцията.

За повечето реакции промяната в топлинния ефект в рамките на температури от практическо значение е малка. Следователно в бъдеще ще използваме  H 0 f,B,298 и се считат за постоянни при изчисленията.

Следствие от закона на Хес– топлинният ефект на химическа реакция е равен на сумата от топлината (енталпиите) на образуване на реакционните продукти минус сумата на топлината (енталпиите) на образуване на изходните вещества.

При използване на следствие от закона на Хес в термохимичните изчисления трябва да се има предвид, че при извършване на алгебрично сумиране трябва да се вземат предвид стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията.

Така за уравнението на реакцията aA+bB=cC+dD топлинният ефект H е равен на

H=(s  N проба C + d N проба D) – (a N проба A + b N проба B) (*)

Уравнение (*) ви позволява да определите както топлинния ефект на реакцията от известните енталпии на образуване на веществата, участващи в реакцията, така и една от енталпиите на образуване, ако топлинният ефект на реакцията и всички други енталпии на образуване са известен.

Топлина на изгаряне на гориво

Топлинният ефект от реакцията на окисление с кислород на елементите, които изграждат дадено вещество до образуването на по-високи оксиди, се нарича топлина на изгаряне на това вещество
.

Пример: определете топлината на изгаряне на етанол C 2 H 5 OH (l)

Ако изчислениеизвършено за
с образуването на течна вода, тогава топлината на изгаряне се нарича най-високо, Ако с образуването на газообразна вода, след това по-ниско. По подразбиране те обикновено означават по-висока калоричност.

При техническите изчисления се използва специфичната топлина на изгаряне Q T, която е равна на количеството топлина, отделена при изгарянето на 1 kg течно или твърдо вещество или 1 m 3 газообразно вещество, тогава

Q T = -  N ST  1000/M (за w, tv.)

Q T = –  N ST  1000/22,4 (за g.),

където M е масата на мол вещество, 22,4 l е обемът на мол газ.

3.3. Химично и фазово равновесие

3.3.1. Химично равновесие

Обратими реакции - химични реакции, протичащи едновременно в две противоположни посоки.

Химично равновесие - състояние на системата, при което скоростта на реакция напред (V 1 ) е равна на скоростта на обратната реакция (V 2 ). При химично равновесие концентрациите на веществата остават непроменени. Химичното равновесие е динамично по природа: правата и обратната реакция не спират при равновесие.

Състоянието на химичното равновесие се характеризира количествено с равновесна константа, която е съотношението на константите на права линия (K 1) и обратна (К 2) реакции.

За реакцията mA + nB « pC + dD равновесната константа е равна на

К = К 1 /К 2 = ([C] стр[Д] д) / ([A] м[B] н)

Равновесната константа зависи от температурата и естеството на реагентите. Колкото по-голяма е константата на равновесието, толкова повече равновесието се измества към образуването на директни реакционни продукти.

Начини за изместване на баланса

Принцип на Льо Шателие. Ако се произведе външно въздействие върху система, която е в равновесие (концентрация, температура, промени в налягането), то благоприятства протичането на коя от двете противоположни реакции отслабва това влияние

V 1

A+B

V 2

налягане. Увеличаването на налягането (за газове) измества равновесието към реакция, водеща до намаляване на обема (т.е. образуването на по-малко молекули).

V 1

A+B

; увеличаването на P води доV 1 >В 2

V 2

Повишаването на температурата измества равновесното положение към ендотермична реакция (т.е. към реакция, която протича с абсорбцията на топлина)

V 1

A+B

B + Q, след това увеличете t° C води до V 2 > V 1

V 2

V 1

A+B

B - Q, след това увеличете t° C води до V 1 > V 2

V 2

Увеличаването на концентрацията на изходните вещества и отстраняването на продуктите от реакционната сфера измества равновесието към директна реакция. Повишаване на концентрациите на изходните вещества [A] или [B] или [A] и [B]: V 1 > V 2 .

Катализаторите не влияят на равновесното положение.

3.3.2. Фазови равновесия

Равновесието на процеса на преминаване на веществото от една фаза в друга без промяна на химичния състав се нарича фазово равновесие.

Примери за фазово равновесие:

Твърдо ............Течно

Течност.........................Пара

3.3.3. Скоростта на реакцията и методите за нейното регулиране

Бърза реакция се определя от промяна в моларната концентрация на един от реагентите:

V= ± (C 2 – C 1) / (t 2 - t 1)= ± дС/ д T

където C 1 и C 2 - моларни концентрации на вещества във времеви точки t 1 и t 2 съответно (знак (+) – ако скоростта се определя от продукта на реакцията, знак (–) – от изходното вещество).

Реакциите възникват, когато молекулите на реагиращите вещества се сблъскат. Скоростта му се определя от броя на сблъсъците и вероятността те да доведат до трансформация. Броят на сблъсъците се определя от концентрациите на реагиращите вещества, а вероятността от реакция се определя от енергията на сблъскващите се молекули.

Фактори, влияещи върху скоростта на химичните реакции

Естеството на реагиращите вещества. Характерът на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите играят важна роля. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с по-силни връзки. По този начин, за да се разрушат връзките в молекулите H 2 и N 2 необходими са високи енергии; такива молекули са слабо реактивоспособни. За разрушаване на връзки в силно полярни молекули (HCl, H 2 O) Изисква се по-малко енергия и скоростта на реакцията е много по-бърза. Реакциите между йони в електролитни разтвори протичат почти мигновено.

Примери: Флуорът реагира експлозивно с водорода при стайна температура; бромът реагира бавно с водорода при нагряване.

Калциевият оксид реагира енергично с водата, отделяйки топлина; меден оксид - не реагира.

Концентрация. С увеличаване на концентрацията (броя на частиците в единица обем) сблъсъци на молекули на реагиращи вещества се появяват по-често - скоростта на реакцията се увеличава.

Закон за масовото действие (K. Guldberg, P. Waage, 1867)

Скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите.

aA + bB + . . .® . . .

V = k [A] а[B] b . . .

Константата на скоростта на реакцията k зависи от природата на реагентите, температурата и катализатора, но не зависи от концентрациите на реагентите.

Физическото значение на константата на скоростта е, че тя е равна на скоростта на реакцията при единични концентрации на реагентите.

За хетерогенни реакции концентрацията на твърдата фаза не е включена в израза на скоростта на реакцията.

температура. С повишаване на температурата за всеки 10° С, скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти (правилото на Van't Hoff). С повишаване на температурата от t 1 до t 2 промяната в скоростта на реакцията може да се изчисли по формулата:

(t 2 - t 1 ) / 10

Vt 2 / Vt 1

= ж

(където Vt 2 и Vt 1 - скорост на реакцията при температури t 2 и t 1 съответно;ж- температурен коефициент на тази реакция).

Правилото на Вант Хоф е приложимо само в тесен температурен диапазон. По-точно е уравнението на Арениус:

k = A e –Ea/RT

Където

А е константа в зависимост от природата на реагентите;

R е универсалната газова константа;

Ea е енергията на активиране, т.е. енергията, която трябва да имат сблъскалите се молекули, за да може сблъсъкът да доведе до химическа трансформация.

Енергийна диаграма на химична реакция.

Екзотермична реакция

Ендотермична реакция

A - реактиви, B - активиран комплекс (преходно състояние), C - продукти.

Колкото по-висока е енергията на активиране Ea, толкова повече се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата.

1. Контактна повърхност на реагиращи вещества. За хетерогенни системи (когато веществата са в различни агрегатни състояния), колкото по-голяма е контактната повърхност, толкова по-бързо протича реакцията. Повърхността на твърдите вещества може да се увеличи чрез смилането им, а за разтворимите вещества чрез разтварянето им.

3.3.4. Механизми на химичните реакции, колебателни реакции

Класификация на химичните реакции

аз . Според броя и състава на изходните вещества и реакционните продукти:

1) Реакции връзки - това са реакции, по време на които две или повече вещества образуват едно вещество с по-сложен състав. Реакциите на свързване на прости вещества винаги са окислително-редукционни реакции. Сложните вещества също могат да участват в сложни реакции.

2) Реакции разграждане - реакции, при които две или повече по-прости вещества се образуват от едно сложно вещество.
Продуктите на разпадане на първоначалното вещество могат да бъдат както прости, така и сложни вещества.

Реакциите на разлагане обикновено възникват при нагряване на веществата и са ендотермични реакции. Подобно на реакциите на съединенията, реакциите на разлагане могат да протичат със или без промяна в степента на окисление на елементите;

3) Реакции заместване - Това са реакции между прости и сложни вещества, при които атомите на просто вещество заместват атомите на един от елементите в молекулата на сложно вещество; в резултат на реакцията на заместване се образуват ново просто и ново сложно вещество. образувани.
Тези реакции почти винаги са редокс реакции.

4) Реакции обмен - това са реакции между две сложни вещества, чиито молекули обменят съставните си части.
Реакциите на обмен винаги протичат без трансфер на електрони, т.е. те не са редокс реакции.

II . Въз основа на промени в степента на окисление

1) Реакции, които протичат без промяна на степента на окисление - реакции на неутрализация

2) С промяна на степента на окисление

III . В зависимост от наличието на катализатор

1) Некаталитичен (работят без наличие на катализатор);

2) Каталитичен (идва с наличието на катализатор)

IV . Въз основа на топлинния ефект

1) Екзотермичен (с отделяне на топлина):

2) Ендотермичен (с абсорбция на топлина):

V . Въз основа на обратимостта

1) Необратимо (поток само в една посока):

2) Реверсивна (течащи едновременно в права и обратна посока):

VI . Въз основа на хомогенност

1) Хомогенна (тече в хомогенна система):

2) Разнородни (тече в хетерогенна система):

Според механизма на потока Всички реакции могат да бъдат разделени на прости и сложни. Простите реакции протичат в една стъпка и се наричат ​​едноетапни реакции.

Сложните реакции протичат или последователно (многоетапни реакции), или паралелно, или последователно-паралелно.

Всеки етап на реакция може да включва една молекула (мономолекулни реакции), две молекули (бимолекулни реакции) или три молекули (тримолекулни реакции).

Осцилаторни реакции - клас химични реакции, протичащи в колебателен режим, при който някои параметри на реакцията (цвят, концентрация на компоненти, температура и др.) Периодично се променят, образувайки сложна пространствено-времева структура на реакционната среда.

(Системна реакция на бромат-малонова киселина-церий Белоусов-Жаботински)

3.4. Катализа

Наричат ​​се вещества, които участват в реакциите и увеличават скоростта им, оставайки непроменени в края на реакциятакатализатори .

Механизмът на действие на катализаторите е свързан с намаляване на енергията на активиране на реакцията поради образуването на междинни съединения.

При хомогенна катализа реагентите и катализаторът представляват една фаза (са в едно и също агрегатно състояние).

При хетерогенна катализа - различни фази (намират се в различно агрегатно състояние).

В някои случаи е възможно рязко да се забави протичането на нежелани химични процеси чрез добавяне към реакционната средаинхибитори(феномен " отрицателна катализа ").

Разкъсването на химичните връзки е съпроводено с поглъщане на определено количество енергия (ендотермична реакция), а образуването на връзка е съпроводено с отделяне на енергия (екзотермична реакция). В зависимост от съотношението на тези количества, енергията се освобождава или поглъща в резултат на химическа реакция. И двата вида реакции са в съответствие с втория закон на термодинамиката за отворени системи. Екзотермичните реакции създават хаос, позволявайки на енергията да избяга в околната среда, но в същото време намаляват ентропията в системата, създавайки нова, по-сложна структура. Ендотермичните реакции намаляват ентропията в околната среда и поради енергията, взета отвън, увеличават хаоса в системата.

Основните области на съвременната химия са кинетиката и термодинамиката на химичните реакции, които позволяват теоретично да се обясни ефективността и скоростта на реакциите. Според преобладаващата теория за "удара", ефективността и скоростта на реакцията зависят от концентрацията на реагентите и кинетичната енергия на хаотичното движение на техните молекули. Въпреки това, висока ефективност и скорост на много реакции се постигат и при ниски концентрации и ниски температури. В този случай ефективността се осигурява от присъствието в реакционната смес катализатор- вещество, което ускорява химична реакция, но не е част от нейните крайни продукти. Например. Механизъм на действие на катализатора ДА СЕв реакцията A+B=AB може да се покаже схематично, както следва: 1) A+ К =А ДА СЕ; 2) А ДА СЕ.+B=AB+ ДА СЕ. Освен това взаимодействието на реагентите с катализаторите не е непременно от химическо естество. Ефективността на реакциите в живите клетки е ограничена от сравнително ниски температури, свързани със запазването на протеиновата структура и ниски концентрации на реагенти, следователно всички клетъчни реакции са каталитичен. Ролята на катализатори за повечето реакции в живите клетки се играе от протеини - ензими. Механизмът на действие на много ензими се основава на съответствието на неговата пространствена структура и пространствените структури на реагиращите вещества според принципа "ключ" - "ключова дупка". По правило ензимите са силно специфични и осигуряват само една или няколко реакции от същия тип.

Всички химични реакции са разделени на два вида: обратимиИ необратим.Необратимите реакции протичат само в една посока - образуване на реакционни продукти и протичат до завършване

консумация на поне един от реагентите.

По време на обратимиреакции нито един от реагентите не се изразходва напълно. РеверсивнаНаричат ​​се реакции, които протичат едновременно в права и обратна посока.

Състоянието на обратима реакция, при което скоростта на правата реакция е равна на скоростта на обратната реакция, се нарича химично равновесие. В равновесно състояние правата и обратната реакция не спират. Но тъй като скоростите им са еднакви, в системата не настъпват видими промени: концентрациите на всички реагиращи вещества остават постоянни. Изследването на термодинамиката на обратимите и необратими химични реакции показва, че динамичното равновесие на обратимите реакции може да бъде изместено и посоката на това изместване се определя от принципа на френския учен Le Chatelier. Ако се упражнява външно въздействие върху система, която е в състояние на динамично равновесие (промяна на концентрация, температура, налягане), тогава равновесието се измества към реакцията, която противодейства на това влияние. На този принцип се основава саморегулирането на равновесието не само на химични реакции, но и на всякакви други отворени системи.

При много химични реакции първо се образува малко вещество от активни атоми или свободни радикали, които бързо реагират с молекулите на изходните вещества, след което те се образуват отново, така че концентрацията им да не се променя. Оказва се, че една такава частица може да предизвика верига от повтарящи се неразклонени и разклонени реакции (верижни реакции).

Кинетиката и термодинамиката на различни видове химични реакции са в основата на такива области на съвременната химия като химическата еволюция и самоконтролираните сложни химични реакции. Чрез създаването на комплекс от определени физически условия, енергийни източници и катализатори е възможно да се гарантира, че смес от определени прости вещества, чрез последователност от неконтролирани от хората химични реакции с образуването на междинни съединения, ще стигне до създаването на краен продукт, от който се нуждаем. По този начин, при условия на ултравиолетово облъчване на периодични електрически разряди, от смес от водород, амоняк, метан, въглероден оксид, въглероден диоксид, сероводород и минимални количества кислород, беше възможно да се получи спонтанен синтез на аминокиселини, захари, азотни основи и по-сложни органични съединения. Например ензимни прекурсори и растителен хлорофил. Всичко това по принцип доказва възможността за възникване на сложни органични съединения от неорганични прости вещества чрез спонтанна химическа еволюция.

Решаване на задачи за раздела

Темата „Химична термодинамика и кинетика“, която включва изучаването на условията, влияещи върху скоростта на химичната реакция, се появява два пъти в училищния курс по химия – в 9-ти и 11-ти клас. Тази конкретна тема обаче е една от най-трудните и доста сложна не само за разбиране от „средния“ ученик, но дори и за представяне от някои учители, особено неспециалисти, работещи в селските райони, за които химията е допълнителен предмет, като се вземат предвид часовете, от които учителят натрупва ставка, и следователно се надяват на повече или по-малко прилична заплата.
В условията на рязко намаляване на броя на учениците в селските училища, поради добре известни причини, учителят е принуден да бъде общ специалист. След като посещава 2-3 курса, той започва да преподава предмети, които често са много далеч от основната му специалност.
Тази разработка е насочена предимно към начинаещи учители и специалисти по предмети, които са принудени да преподават химия в условията на пазарна икономика. Материалът съдържа задачи за намиране на скоростите на хетерогенни и хомогенни реакции и увеличаване на скоростта на реакцията с повишаване на температурата. Въпреки факта, че тези задачи са базирани на училищния материал, макар и трудни за усвояване от „средния“ ученик, препоръчително е да се решат няколко от тях в урок по химия в
11 клас, а останалите предлагаме на кръжок или избираем урок на ученици, които планират да свържат бъдещата си съдба с химията.
В допълнение към проблемите, анализирани подробно и снабдени с отговори, тази разработка съдържа теоретичен материал, който ще помогне на учител по химия, предимно неспециалист, да разбере същността на тази сложна тема в общия курс по химия.
Въз основа на предложения материал можете да създадете свой собствен вариант на урок-лекция в зависимост от възможностите на учениците в класа и можете да използвате предложената теоретична част при изучаване на тази тема както в 9., така и в 11. клас.
И накрая, материалът, съдържащ се в тази разработка, ще бъде полезен за завършил, който се готви да влезе в университет, включително такъв, в който химията е основен предмет, за самостоятелно анализиране.

Теоретична част по темата
"Химична термодинамика и кинетика"

Условия, влияещи върху скоростта на химичната реакция

1. Скоростта на химичната реакция зависи от природата на реагиращите вещества.

ПРИМЕРИ.

Металният натрий, който е алкален по природа, реагира бурно с водата, освобождавайки голямо количество топлина, за разлика от цинка, който е амфотерен по природа, който реагира с водата бавно и при нагряване:

Желязото на прах реагира по-енергично със силна минерална солна киселина, отколкото със слаба органична оцетна киселина:

2. Скоростта на химичната реакция зависи от концентрацията на реагентите, независимо дали са в разтворено или газообразно състояние.

ПРИМЕРИ.

В чистия кислород сярата гори по-енергично, отколкото във въздуха:

Прахообразният магнезий реагира по-силно с 30% разтвор на солна киселина, отколкото с 1% разтвор:

3. Скоростта на химическата реакция е право пропорционална на повърхността на реагиращите вещества в твърдо състояние на агрегация.

ПРИМЕРИ.

Парче въглен (въглен) е много трудно да се запали с кибрит, но прахът от въглен гори експлозивно:

C + O 2 = CO 2.

Алуминият под формата на гранули не реагира количествено с йодния кристал, но натрошеният йод се свързва енергично с алуминия под формата на прах:

4. Скоростта на химичната реакция зависи от температурата, при която протича процесът.

ПРИМЕР

За всяко повишаване на температурата с 10 °C скоростта на повечето химични реакции се увеличава 2-4 пъти. Специфично увеличение на скоростта на химическа реакция се определя от специфичен температурен коефициент (гама).

Нека изчислим колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията:

2NO + O 2 = 2NO 2,

ако температурният коефициент е 3 и температурата на процеса се е повишила от 10 °C на 50 °C.

Промяната на температурата е:

T= 50 °C – 10 °C = 40 °C.

Използваме формулата:

където е скоростта на химическа реакция при повишена температура, е скоростта на химическа реакция при начална температура.

Следователно скоростта на химическа реакция, когато температурата се повиши от 10 °C до 50 °C, ще се увеличи 81 пъти.

5. Скоростта на химичната реакция зависи от наличието на определени вещества.

Катализаторе вещество, което ускорява хода на химична реакция, но не се изразходва по време на реакцията. Катализаторът понижава бариерата за активиране на химическа реакция.

инхибиторе вещество, което забавя хода на химичната реакция, но не се изразходва по време на реакционния процес.

ПРИМЕРИ.

Катализаторът, който ускорява тази химична реакция, е манганов (IV) оксид.

Катализаторът, който ускорява тази химична реакция, е червеният фосфор.

Инхибитор, който забавя хода на тази химична реакция, е органично вещество - метенамин (хексаметилентетрамин).

Скоростта на хомогенна химическа реакция се измерва с броя молове от веществото, което реагира или се образува в резултат на реакцията за единица време на единица обем:

където homog е скоростта на химическа реакция в хомогенна система, е броят молове на едно от веществата, които са влезли в реакцията, или едно от веществата, образувани в резултат на реакцията, V- сила на звука,
T– време, – промяна в броя молове на дадено вещество по време на реакцията T.

Тъй като съотношението на броя молове на дадено вещество към обема на системата представлява концентрацията с, Че

Следователно:

Скоростта на хомогенна химична реакция се измерва в mol/(l s).

Като се има предвид това, може да се даде следното определение:

скоростта на хомогенна химична реакция е равна на промяната в концентрацията на едно от веществата, които са влезли в реакцията, или едно от веществата, образувани в резултат на реакцията за единица време.

Ако възникне реакция между вещества в хетерогенна система, тогава реагиращите вещества не влизат в контакт едно с друго в целия обем, а само на повърхността на твърдото вещество. Например, когато парче кристална сяра гори, кислородните молекули реагират само с тези серни атоми, които са на повърхността на парчето. Когато парче сяра се натроши, повърхността на реакцията се увеличава и скоростта на изгаряне на сярата се увеличава.

В тази връзка дефиницията на скоростта на хетерогенна химична реакция е следната:

скоростта на хетерогенна химическа реакция се измерва с броя молове от веществото, което реагира или се образува в резултат на реакцията за единица време върху единица повърхност:

Където С- площ.

Скоростта на хетерогенна химическа реакция се измерва в mol/(cm 2 s).

Задачи по темата
"Химична термодинамика и кинетика"

1. 4 мола азотен (II) оксид и излишък от кислород бяха въведени в съда за химични реакции. След 10 s количеството на веществото азотен оксид(II) се оказва 1,5 mol. Намерете скоростта на тази химична реакция, ако е известно, че обемът на съда е 50 литра.

2. Количеството вещество метан в съда за провеждане на химични реакции е 7 mol. В съда се въвежда излишък от кислород и сместа се взривява. Експериментално е установено, че след 5 s количеството метаново вещество намалява 2 пъти. Намерете скоростта на тази химична реакция, ако е известно, че обемът на съда е 20 литра.

3. Първоначалната концентрация на сероводород в съда за изгаряне на газ е 3,5 mol/l. В съда се въвежда излишък от кислород и сместа се взривява. След 15 s концентрацията на сероводород е 1,5 mol/l. Намерете скоростта на тази химична реакция.

4. Първоначалната концентрация на етан в съда за изгаряне на газ е 5 mol/L. В съда се въвежда излишък от кислород и сместа се взривява. След 12 s концентрацията на етан е 1,4 mol/L. Намерете скоростта на тази химична реакция.

5. Първоначалната концентрация на амоняк в съда за изгаряне на газ е 4 mol/l. В съда се въвежда излишък от кислород и сместа се взривява. След 3 s концентрацията на амоняк е 1 mol/l. Намерете скоростта на тази химична реакция.

6. Първоначалната концентрация на въглероден окис (II) в съда за изгаряне на газ е 6 mol/l. В съда се въвежда излишък от кислород и сместа се взривява. След 5 s концентрацията на въглероден (II) моноксид намалява наполовина. Намерете скоростта на тази химична реакция.

7. Парче сяра с реакционна повърхност 7 cm2 се изгаря в кислород, за да се образува серен (IV) оксид. За 10 s количеството на сярното вещество намалява от 3 mol на 1 mol. Намерете скоростта на тази химична реакция.

8. Парче въглерод с реакционна повърхност от 10 cm 2 се изгаря в кислород, за да се образува въглероден оксид (IV). За 15 s количеството въглеродно вещество намалява от 5 mol на 1,5 mol. Намерете скоростта на тази химична реакция.

9. Куб магнезий с обща реакционна повърхност от 15 cm 2 и количеството вещество
6 мола изгорели в излишък на кислород. Освен това, 7 s след началото на реакцията, количеството магнезиево вещество се оказа равно на 2 mol. Намерете скоростта на тази химична реакция.

10. Калциев бар с обща реакционна повърхност от 12 cm 2 и количество вещество от 7 mol се изгаря в излишък на кислород. Освен това, 10 s след началото на реакцията, количеството калциево вещество се оказва 2 пъти по-малко. Намерете скоростта на тази химична реакция.

Решения и отговори

1 (NO) = 4 mol,

O 2 – излишък,

T 2 = 10 s,

T 1 = 0 s,

2 (NO) = 1,5 mol,

Намирам:

Решение

2NO + O 2 = 2NO 2.

Използвайки формулата:

R-ции = (4 – 1,5)/(50 (10 – 0)) = 0,005 mol/(l s).

Отговор. r-tion = 0,005 mol/(l s).

2.

1 (CH4) = 7 mol,

O 2 – излишък,

T 2 = 5 s,

T 1 = 0 s,

2 (CH 4) = 3,5 mol,

намирам:

Решение

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O.

Използвайки формулата:

Нека намерим скоростта на тази химична реакция:

R-ции = (7 – 3,5)/(20 (5 – 0)) = 0,035 mol/(l s).

Отговор. r-tion = 0,035 mol/(l s).

3.

s 1 (H 2 S) = 3,5 mol/l,

O 2 – излишък,

T 2 = 15 s,

T 1 = 0 s,

с 2 (H 2 S) = 1,5 mol/l.

Намирам:

Решение

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O.

Използвайки формулата:

Нека намерим скоростта на тази химична реакция:

R-ции = (3,5 – 1,5)/(15 – 0) = 0,133 mol/(l s).

Отговор. r-tion = 0,133 mol/(l s).

4.

c 1 (C 2 H 6) = 5 mol/l,

O 2 – излишък,

T 2 = 12 s,

T 1 = 0 s,

° С 2 (C2H6) = 1.4 mol/l.

Намирам:

Решение

2C 2 H 6 + 7O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O.

Нека намерим скоростта на тази химична реакция:

R-ции = (6 – 2)/(15 (7 – 0)) = 0,0381 mol/(cm 2 s).

Отговор. r-tion = 0,0381 mol/(cm 2 s).

10. Отговор. r-tion = 0,0292 mol/(cm 2 s).

Литература

Глинка Н.Л.Обща химия, 27-мо издание. Изд. В. А. Рабинович. Л.: Химия, 1988; Ахметов Н.С.Обща и неорганична химия. М.: По-високо. училище, 1981 г.; Зайцев O.S.Обща химия. М.: По-високо. шк, 1983; Карапетянц М.Х., Дракин С.И.Обща и неорганична химия. М.: По-високо. училище, 1981 г.; Королков Д.В.Основи на неорганичната химия. М.: Образование, 1982; Некрасов Б.В.Основи на общата химия. 3-то изд., М.: Химия, 1973; Новиков Г.И.Въведение в неорганичната химия. Част 1, 2. Минск: Висш. училище, 1973–1974; Shchukarev S.A.. Неорганична химия. Т. 1, 2. М.: Висш. училище, 1970–1974; Schröter W., Lautenschläger K.-H., Bibrak H. et al.Химия. Справочно изд. пер. с него. М.: Химия, 1989; Feldman F.G., Рудзитис G.E.Химия-9. Учебник за 9 клас на средното училище. М.: Образование, 1990; Feldman F.G., Рудзитис G.E.Химия-9. Учебник за 9 клас на средното училище. М.: Образование, 1992.

Всеки процес протича с течение на времето, следователно можем да говорим за скоростта на процеса. Това важи и за химичните реакции. Клонът на химията, който изследва скоростите и механизмите на химичните процеси, се нарича химична кинетика. Скоростта на химичните реакции се определя от промяната в моларната концентрация на един от реагентите или реакционните продукти за единица време. А Б

Фактори, влияещи върху скоростта на реакцията 1. Естеството на реагентите Естеството на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите играят важна роля. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с по-силни връзки. По този начин разкъсването на връзките в молекулите на Н2 и N2 изисква високи енергии; такива молекули са малко активни. Разкъсването на връзки в силно полярни молекули (HCl, H 2 O) изисква по-малко енергия и скоростта на реакцията е много по-висока. Реакциите между йони в електролитни разтвори протичат почти мигновено. Флуорът реагира експлозивно с водорода при стайна температура, бромът реагира бавно с водорода при нагряване. Калциевият оксид реагира енергично с водата, отделяйки топлина; меден оксид - не реагира.

2. Концентрация. С увеличаване на концентрацията (броя на частиците в единица обем) сблъсъци на молекули на реагиращи вещества се появяват по-често - скоростта на реакцията се увеличава. Закон за действието на масите Скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагиращите вещества. Да предположим, че имаме реакцията: a. A+b. B=d. D+f. F. Общото уравнение на скоростта на реакцията се записва като = k [A]a [B]b Това се нарича кинетично уравнение на реакцията. k е константата на скоростта на реакцията. k зависи от природата на реагентите, температурата и катализатора, но не зависи от концентрациите на реагентите. Физическото значение на константата на скоростта е, че тя е равна на скоростта на реакцията при единични концентрации на реагентите. За хетерогенни реакции концентрацията на твърдата фаза не е включена в израза на скоростта на реакцията. Експонентите при концентрации в кинетичното уравнение се наричат ​​редове на реакцията за дадено вещество, а тяхната сума е общият ред на реакцията. Реакционните редове се определят експериментално, а не чрез стехиометрични коефициенти.

Редът може да бъде и дробен. Реакциите обикновено протичат на етапи, тъй като е невъзможно да си представим голям брой молекули, които се сблъскват едновременно. Да предположим, че определена реакция A + 2 B = C + D протича на два етапа A + B = AB и AB + B = C + D, тогава ако първата реакция протича бавно, а втората бързо, тогава скоростта се определя от първи етап (докато няма да мине, вторият не може да мине), т.е. чрез натрупване на АВ частици. Тогава u = k. CACB. Скоростта на реакцията се определя от най-бавната стъпка. Оттук и разликите между реда на реакцията и стехиометричните коефициенти. Например, реакцията на разлагане на водороден пероксид 2 H 2 O 2 = H 2 O + O 2 всъщност е реакция от първи ред, тъй като е ограничена от първия етап H 2 O 2 = H 2 O + O и втория етап O + O = O 2 протича много бързо. Може да не е първият, а вторият или друг етап, който е най-бавен и тогава понякога получаваме дробен ред, изразяващ концентрациите на междинните продукти по отношение на концентрациите на изходните вещества.

Определяне на реда на реакцията. Графичен метод. За да определите реда на реакцията, можете да прибягвате до графично представяне на функции, които описват зависимостта на концентрацията от времето. Ако при начертаване на зависимостта на C от t се получи права линия, това означава, че реакцията е от нулев порядък. Ако зависимостта на log C от t е линейна, възниква реакция от първи ред. При условие, че началната концентрация на всички реагенти е една и съща, реакцията е от втори ред, ако графиката на зависимостта на 1 / C от t е линейна, и трети - ако зависимостта на 1 / C 2 от t е линейна .

3. Температура. За всяко повишаване на температурата с 10°C, скоростта на реакцията се увеличава от 2 до 4 пъти (правилото на van't Hoff). Тъй като температурата се повишава от t 1 до t 2, промяната в скоростта на реакцията може да се изчисли по формулата: t 2/ t 1 = (t 2 - t 1)/10 (където t 2 и t 1 са скоростите на реакцията при температури t 2 и t 1, съответно; е температурният коефициент на тази реакция). Правилото на Вант Хоф е приложимо само в тесен температурен диапазон. По-точно е уравнението на Арениус: k = A e–Ea/RT, където A е предекспоненциален фактор, константа, зависеща от природата на реагентите; R е универсалната газова константа; Ea е енергията на активиране, т.е. енергията, която трябва да притежават сблъскващите се молекули, за да може сблъсъкът да доведе до химическа трансформация.

Енергийна диаграма на химична реакция. Екзотермична реакция Ендотермична реакция А - реагенти, В - активиран комплекс (преходно състояние), С - продукти. Колкото по-висока е енергията на активиране Ea, толкова повече се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата.

Енергията на активиране обикновено е 40 - 450 kJ/mol и зависи от механизма на реакцията: a) Прост H 2 + I 2 = 2 HI Ea = 150 - 450 kJ/mol b) Реакции на йони с молекули Ea = 0 - 80 k J/mol. Пример: облъчването на водна молекула със светлина я йонизира H 2 O + = H 2 O + + e-, такъв йон лесно влиза във взаимодействия. в) Радикални реакции - взаимодействат радикали - молекули с несдвоени електрони. OH, NH 2, CH 3. Еа = 0 – 40 kJ/mol.

4. Контактна повърхност на реагиращи вещества. За хетерогенни системи (веществата са в различни агрегатни състояния), колкото по-голяма е контактната повърхност, толкова по-бързо протича реакцията. Повърхността на твърдите вещества може да се увеличи чрез смилането им, а за разтворимите вещества чрез разтварянето им. Смилането на твърди вещества води до увеличаване на броя на активните центрове. Активно място е място на повърхността на твърдо вещество, където протича химическа реакция. Реакцията в хомогенна система възниква поради дифузия. Дифузията е спонтанен масов трансфер, който насърчава равномерното разпределение на веществото в целия обем на системата.

Скоростта на хетерогенните реакции Няколко фази участват в хетерогенна реакция, сред които има фази с постоянен състав, поради което концентрацията на вещества в тази фаза се счита за постоянна: тя не се променя по време на реакцията и не е включена в кинетичното уравнение. Например: Sa. O(tv) + CO 2(G) = Ca. CO 3 (tv) Скоростта на реакцията зависи само от концентрацията на CO 2 и кинетичното уравнение има формата: u = k * C (CO 2) Взаимодействието възниква на границата и скоростта му зависи от степента на смилане на ок. А. Реакцията се състои от два етапа: пренасяне на реагенти през интерфейса и взаимодействие между реагентите.

5. Наличие на катализатор Веществата, които участват в реакцията и ускоряват нейната скорост, оставайки непроменени в края на реакцията, се наричат ​​катализатори. Реакциите, протичащи с участието на катализатори, се наричат ​​катализа. Има два вида катализа: 1) положителна: скоростта на реакцията се увеличава (включват се катализатори); 2) отрицателен: скоростта на реакцията намалява (включени са инхибитори)

Механизмът на действие на катализаторите е свързан с намаляване на енергията на активиране на реакцията поради образуването на междинни съединения. В този случай катализаторът не влияе на промяната на енталпията, ентропията и енергията на Гибс по време на прехода от първоначалните вещества към крайните. Също така, катализаторът не влияе върху равновесието на процеса, той може само да ускори момента на неговото начало. Енергийна диаграма на реакцията: 1 – без катализатор (Ea) 2 – реакция в присъствието на катализатор (Ea (cat))

Според естеството на каталитичните процеси катализата се разделя на хомогенна и хетерогенна. При хомогенната катализа реагентите и катализаторът съставляват една фаза (са в едно и също състояние на агрегиране); при хетерогенната катализа те са различни фази (са в различни състояния на агрегация).

При хомогенна катализа реакцията протича в целия обем на съда, което допринася за високата ефективност на катализатора, но отделянето на продуктите от реакционната смес е трудно. Пример: производство на сярна киселина по камерен метод 2 NO + O 2 = 2 NO 2 SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO Процесът на окисление на серен диоксид до триоксид се катализира от азотен оксид (+2). Най-често срещаните катализатори за реакции в течна фаза са киселини и основи, комплекси на преходни метали и ензими (ензимна катализа).

Ензимна катализа Катализаторите в ензимната катализа са ензими. Всички процеси в живите организми протичат под въздействието на ензими. Характерна особеност на ензимите е тяхната специфичност. Специфичността е свойството на ензима да променя скоростта на реакциите от един тип и да не засяга много други реакции, протичащи в клетката.

Хетерогенна катализа Хетерогенните процеси протичат на границата. По-добре са проучени процесите, протичащи в газови фази с участието на твърд катализатор. Хетерогенната катализа върху твърда повърхност се обяснява въз основа на понятията на адсорбционната теория. Адсорбцията е натрупване на молекули на границата (да не се бърка с абсорбция - абсорбция на молекули на друго вещество от целия обем на твърдо вещество). Има два вида адсорбция: физическа и химична.

Физическата адсорбция възниква, когато молекулите се свързват с активни центрове на повърхността на твърдото тяло чрез силите на Ван дер Ваалс (междумолекулно взаимодействие). Химическата адсорбция (хемосорбция) възниква, когато молекулите се свързват с активни центрове на повърхността чрез химични връзки (възниква химична реакция).

Механизъм на хетерогенната катализа Хетерогенната катализа включва както физическа, така и химична адсорбция. Тази катализа включва 5 етапа: 1) дифузия: реагиращите молекули дифундират до 2) 3) 4) 5) повърхността на твърдия катализатор; Адсорбция: първо идва физическата адсорбция, след това хемосорбцията; Химическа реакция: реагиращи молекули, които са наблизо, влизат в химическа реакция, за да образуват продукти; Десорбция: етап, обратна адсорбция - освобождаване на реакционните продукти от повърхността на твърдия катализатор; Дифузия: молекулите на продукта дифундират от повърхността на катализатора

Схема на каталитично хидрогениране на етилен с фино смлян никел Общата реакция на каталитично хидрогениране може да бъде записана: C 2 H 4 (g) + H 2 (g) → C 2 H 6 (g) Реакцията протича при T = 400 K. За да се увеличи ефективността на катализаторите, към тях се добавят вещества - промотори (калиеви оксиди, алуминиеви оксиди и др.).

Каталитичните конвертори (конвертори) се използват в някои системи за емисии на отработени газове за преобразуване на вредни газове в безвредни. Диаграма на типичен каталитичен конвертор

Отработените газове, съдържащи CO и въглеводороди, преминават през слой от перли, покрити с платинени и паладиеви катализатори. Конверторът се нагрява и излишният въздух се изтласква през него. В резултат на това CO и въглеводородите се превръщат в CO 2 и вода, които са безвредни вещества. Бензинът, използван за гориво на автомобили, не трябва да съдържа оловни примеси, в противен случай тези примеси ще отровят катализатора.

Реакциите могат да протичат в две противоположни посоки. Такива реакции се наричат ​​обратими. Няма необратими реакции. Просто при определени условия някои реакции могат да бъдат доведени почти докрай, ако продуктите се отстранят от реакционната сфера - утайка, газ или леко дисоцииращо вещество и др.

Да разгледаме обратимата реакция A + B ↔ D + C. В началния момент от време, когато концентрациите на веществата A и B са максимални, скоростта на директната реакция също е максимална. С течение на времето скоростта на директната реакция намалява pr = kpr *C(A)*C(B) Реакцията води до образуването на D и C, чиито молекули, когато се сблъскат, могат да реагират отново, образувайки A и B Колкото по-висока е концентрацията на D и C, толкова по-вероятен е обратният процес, толкова по-висока е скоростта на обратната реакция около = krev * C (D) C (C)

Промяната в скоростта на правата и обратната реакция може да бъде представена с графика: С напредването на реакцията идва момент, когато скоростите на правата и обратната реакция се изравняват, кривите се сливат в една права линия, успоредна на времевата ос, т.е. pr = rev

Това състояние на системата се нарича състояние на равновесие. При равновесие концентрациите на всички участници в реакцията остават постоянни и не се променят с течение на времето, въпреки че както директните, така и обратните реакции протичат едновременно. Тоест равновесието е динамично. При равновесие pr = около или kpr C(A)*C(B) = kabout C(D) *C(C) откъдето - константата на химичното равновесие е равна на: Kc = kpr/ cobr = [C] * [D] [A] * [IN]

Равновесната константа не зависи от механизма на реакцията (дори когато в системата е въведен катализатор: катализаторът може да ускори началото на равновесния момент, но не влияе на стойностите на равновесните концентрации). Равновесната константа зависи от природата на реагентите и температурата. Зависимостта на равновесната константа от температурата може да се изрази чрез връзката: ∆G 0 = -R · T · ln. Kc или ∆G 0 = -2,3·R ·T ·log. Kc

Тъй като равновесието в системата е динамично, то може да бъде изместено (изместване на равновесието) към директна или обратна реакция чрез промяна на условията: концентрация, температура или налягане. За да определите в каква посока ще се измести, можете да използвате принципа на Le Chatelier: ако бъде засегната система в равновесие, равновесието се измества към реакцията, която отслабва този ефект.

Увеличаването на концентрацията на кислород или серен диоксид ще измести равновесието надясно 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Повишаването на температурата измества равновесието към ендотермична реакция, тъй като излишната топлина се абсорбира и температурата намалява Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 - Q В тази реакция повишаването на температурата измества равновесието към разлагането на карбоната.

С увеличаване на налягането равновесието се измества към намаляване на броя молове газ. 2 SO 2 + O 2 2 SO 3 При тази реакция повишаването на налягането ще измести равновесието надясно, а намаляването на налягането ще измести равновесието наляво. В случай на еднакъв брой молове газ от дясната и лявата страна на уравнението, промяната в налягането не влияе на равновесието. N 2 (g) + O 2 (g) = 2 NO (g)

Химическата термодинамика изучава енергийните трансформации и енергийните ефекти, съпътстващи химичните и физични процеси, както и възможността и посоката на спонтанното протичане на процеса. Химическата термодинамика е в основата на съвременната химия. Химическата реакция е процес, при който едни връзки се заменят с други, някои съединения се образуват, а други се разлагат. Последствието е енергийни ефекти, т.е. промяна във вътрешната енергия на системата.

а) Система - тяло или група от тела, които взаимодействат с околната среда и са психически изолирани от нея (вода в чаша). Ако такава система не обменя вещество с околната среда (стъклото е покрито с капак), тя се нарича затворена. Ако системата има постоянен обем и се счита за лишена от възможността за обмен на материя и енергия с околната среда (вода в термос), такава система се нарича изолирана.

б) Вътрешна енергия U - общият енергиен запас, включващ движението на молекулите, вибрациите на връзките, движението на електрони, ядра и др. и т.н., т.е. всички видове енергия с изключение на кинетичната и потенциалната енергия на системата като цяло. Вътрешната енергия не може да бъде определена, защото цялата енергия не може да бъде отнета от системата. в) Фаза - хомогенна част от хетерогенна система (вода и лед в чаша) Фазов преход - фазови трансформации (топене на лед, кипене на вода)

Енергийните трансформации по време на процеса се изразяват под формата на топлинен ефект - или се отделя топлина (екзотермични реакции), или се поглъща (ендотермични реакции). Количеството отделена или погълната топлина Q се нарича топлинен ефект на реакцията. Термохимията изучава топлинните ефекти.

Процесите могат да протичат или при постоянен обем V=const (изохорни процеси) или при постоянно налягане p=const (изобарни процеси). Следователно топлинните ефекти ще се различават Qv и Qp. По време на реакцията системата преминава от начално състояние 1 към крайно състояние 2, всяко от които има своя собствена вътрешна енергия U 1 и U 2. Така промяната във вътрешната енергия на системата е ∆ U = U 2 - U 1

Когато една система се промени, тя винаги извършва работа A (обикновено работа за разширяване). Следователно топлинният ефект на реакцията е равен в съответствие със закона за запазване и трансформация на енергията (1-ви закон на термодинамиката): Q = U + A, където A е работата, произведена от системата. Тъй като A е работата на разширение, тогава A = p(V 2 – V 1 ) = p V За изохоричен процес (V=const): V = 0, следователно U = Qv За p = const (изобарен процес): Qp = ∆U +A = (U 2 – U 1) + p(V 2 – V 1) = (U 2 + p. V 2) – (U 1 + p. V 1) = H 2 – H 1 обозначаваме U + p. V=H

H е енталпията или топлинното съдържание на разширената система. Тогава H = H 2 – H 1 H е промяната в енталпията на системата. Енталпията е характеристика (функция) на състоянието на системата, отразява енергийното състояние на системата и отчита работата на разширението (за газове). Самата енталпия, подобно на U, не може да бъде определена. Можете да определите промяната му само по време на химическа реакция.

Клонът на химията, който изучава топлинните ефекти, се нарича термохимия. Химичните уравнения, в които е посочен топлинният ефект, се наричат ​​термохимични уравнения. 1/2 H2 (g) + 1/2 Cl2 (g) = HCI (g); H = - 92 kJ Zn(k) + H 2 SO 4 (p) = Zn. SO4 (p) + H2 (g); Н = -163. 2 к. Дж

1) Знак на топлинния ефект - ако се отделя топлина, вътрешната енергия на системата намалява (-), за ендотермични процеси (+). 2) При писане на термохимични уравнения е необходимо да се посочи състоянието на агрегация на веществото, тъй като преходът от едно състояние на агрегация към друго също е придружен от топлинен ефект. 3) H зависи от количеството вещество, така че е важно да се изравнят реакциите и коефициентите могат да бъдат дробни. Уравнение (1) може да се напише така: H 2 + Cl 2 = 2 HCl, но тогава H/ = 2 H. 4) H зависи от условията - от температура и налягане. Следователно обикновено се дават стандартни стойности на Ho , Стандартни условия: p = 1 atm (101 kPa), температура 25 o. C (298 K) - разлика от нормалните условия.

Закони на термохимията 1. Закон на Лавоазие-Лаплас: Топлинният ефект на обратната реакция е равен на топлинния ефект на пряката реакция, но с обратен знак. H = - Qp 2. Закон на Хес: Топлинният ефект на реакция зависи само от вида и състоянието на изходните вещества и реакционните продукти и не зависи от пътя на процеса. Следствия от закона на Хес 1) Топлинният ефект на кръговия процес е нула. Кръгов процес - система, напуснала първоначалното състояние, се връща в него. H 1 + H 2 - H 3 = 0

2) Топлинният ефект на реакцията е равен на сумата от стандартните енталпии на образуване на реакционните продукти минус сумата от стандартното образуване на изходните (изходни) вещества, като се вземат предвид техните стехиометрични коефициенти. Н 0 = Нf 0 (продължение) - Нf 0 (справка) Нf 0 – стандартна енталпия на образуване на 1 мол вещество от прости вещества, kJ/mol (стойностите се определят от справочника). 3) Топлинният ефект на реакцията е равен на сумата от топлините на изгаряне на изходните вещества минус сумата от топлините на изгаряне на крайните продукти. Nsg 0 = Nsg 0 (продължение) - Nsg 0 (out)

Тъй като H не може да се определи, но може да се определи само неговата промяна H, т.е. няма референтна точка, ние се съгласихме да разгледаме състоянието на простите вещества като такива, т.е. да разгледаме стандартната енталпия на образуване на прости вещества, равна на нула: Hf 0 (прости вещества) = 0 Простото вещество е форма на съществуване на химичен елемент в това състояние на агрегиране и в тази алотропна модификация, която е най-стабилна при стандартни условия.

Например, кислородът е газ, просто вещество O 2, но не течно и не O 3. Въглеродът е просто вещество графит (за преход към диамант H>0) Стойностите на Hfo също могат да бъдат отрицателни [Ho (HCl) =-92. 3 kJ/mol] и положителен [Ho(NO) = +90. 2 kJ/mol]. Колкото по-отрицателни са стандартните енталпии на образуване, толкова по-стабилно е веществото.

Въз основа на второто следствие от закона на Хес е възможно да се изчисли H 0 на реакцията, като се знаят топлините на образуване на участващите вещества. ок. O(k) + Si. O 2(k) = Ca. Si. O 3(k) H 0 = Hf 0 (продължение) - Hf 0 (справка) Ho = Hfo(Ca. Si. O 3) - Hfo(Ca. O) - Hfo(Si. O 2) Ho = (- 1635 ) – (- 635. 5) – (- 859. 4) = = - 139. 1 kJ/mol По този начин, въз основа на следствието от закона на Хес, е възможно да се изчислят топлинните ефекти на реакциите и да се определят стандартните енталпии на образуване на вещества.

Чрез знака на топлинния ефект може да се определи възможността за протичане на химичен процес при стандартни условия: ако ∆H 0 0 (ендореакция), процесът не възниква спонтанно.Термичните ефекти се измерват експериментално с помощта на калориметър. Отделената или погълната топлина се измерва чрез изменението на температурата на охлаждащата течност (водата), в която е поставен съдът с реагиращите вещества. Реакцията се провежда в затворен обем.

Ентропия Основният въпрос при разглеждането на проблемите на термодинамиката е фундаменталната възможност за спонтанно възникване на процес, неговата посока. XIX век. Berthelot и Thomsen формулират следния принцип: всеки химичен процес трябва да бъде придружен от отделяне на топлина. Аналогия с механиката - тяло върху наклонена равнина се търкаля надолу (намалява енергията). Освен това повечето енталпии на образуване, известни по това време, са отрицателни. Скоро обаче бяха открити изключения: топлината на образуване на азотни оксиди е положителна и много ендотермични реакции протичат спонтанно, например разтварянето на соли (натриев нитрат). Следователно критерият, предложен от Berthelot и Thomsen, не е достатъчен.

По този начин е невъзможно да се прецени спонтанността на процеса чрез промяна на енергията на системата или енталпията. За да се предвиди дали е възможна спонтанна реакция, е необходимо да се въведе още една термодинамична функция – ентропията. Нека вземем два съда с различни газове и отворим свързващия ги кран. Газовете ще се смесят. Не настъпват промени във вътрешната енергия, но процесът на смесване на газове се случва спонтанно, докато тяхното разделяне изисква работа. Какво се промени? Редът е променен.

Заключение: Спонтанен процес, който протича без промяна на енталпията, възниква в посоката, в която се увеличава безпорядъкът в системата. Тъй като смесването на газовете е по-вероятно от отделното им съществуване в един съд, можем да кажем, че движещата сила зад смесването на газовете е тенденцията към преминаване в по-вероятно състояние.

Ентропията е мярка за безпорядък, случайност или безпорядък в една система. Има известна трудност при определянето на ентропията: енергийните запаси на смесване на газове се сумират и вероятностите за състоянието се умножават (H = H 1 + H 2; но W = W 1 W 2), в същото време, за да се определи посоката на процеса, трябва да се сумират две движещи сили. Химията работи с много голям брой частици и следователно броят на микросъстоянията също е много голям, тъй като частиците в системата са постоянно в движение и не са фиксирани на определено място.

Следователно вероятността за състоянието на системата може да бъде представена като функция, която би се държала като енергия. Тогава те излязоха с идеята да използват логаритъма на вероятността и за да му дадат измерение, сравнимо с енергията, те го умножиха по R и го нарекоха ентропия S: S = Rln. W Ентропията е логаритмичният израз на вероятността за съществуване на дадена система. Ентропията се измерва в същите единици като универсалната газова константа R - J/K mol. 2-ри закон на термодинамиката: реакция възниква спонтанно само в посоката, в която се увеличава ентропията на системата.

Как можете да си представите вероятността от състояние? Нека заснемем газа. Когато се разглежда всеки кадър поотделно, се получава различно разположение на молекули при едни и същи условия (P и T) във всеки момент от време, т.е. набор от микросъстояния, които не могат да се наслагват едно върху друго, така че да съвпадат. По този начин ентропията е пропорционална на броя на микросъстоянията, които могат да осигурят дадено макросъстояние. Макросъстоянието се определя от температурата и налягането, а микросъстоянието от броя на степените на свобода. Едноатомен газ – има три степени на свобода на частиците (движение в тримерното пространство); в двуатомните се добавят ротационни степени на свобода и вибрации на атомите; в триатомните се увеличава броят на ротационните и вибрационните степени на свобода. Заключение. Колкото по-сложна е една газова молекула, толкова по-голяма е нейната ентропия.

Промяна в ентропията Когато говорим за енталпия, можем да работим само с H, тъй като няма референтна точка. С ентропията ситуацията е различна. При абсолютни нулеви температури всяко вещество трябва да бъде идеален кристал - всяко движение е напълно замразено. Следователно вероятността за такова състояние е 1, а ентропията е нула. 3-ти закон на термодинамиката: Ентропията на идеален кристал при 0 K е 0.

При T=0 ентропията е равна на 0. С нарастването на T започват атомни вибрации и S нараства до Tmelt. Това е последвано от фазов преход и скок в ентропията Spl. С увеличаване на T ентропията нараства плавно и леко до Tsp, където отново се наблюдава рязък скок на Ssp и отново плавно нарастване. Очевидно е, че ентропията на течност значително надвишава ентропията на твърдо тяло, а ентропията на газ надвишава ентропията на течност. Сгас>>Сж>>Ств

За ентропията е в сила законът на Хес - изменението на ентропията, подобно на изменението на енталпията, не зависи от пътя на процеса, а зависи само от началното и крайното състояние S = Sf 0 (продължение) - Sf 0 (изход ) Sf 0 – абсолютна ентропия на веществото, J/ mol*K Знакът на изменението на ентропията показва посоката на процеса: ако S > 0 процесът протича спонтанно, ако S

Посока на химичния процес Спонтанното възникване на химичен процес се определя от две функции - промяна в енталпията H, която отразява взаимодействието на атомите, образуването на химични връзки, т.е. определено подреждане на системата и промяна в ентропия S, която отразява обратната тенденция към произволно подреждане на частиците. Ако S = 0, тогава движещата сила на процеса ще бъде желанието на системата да минимизира вътрешната енергия, т.е. намаляване на енталпията или H 0.

За да можем да сравним количествено тези два критерия, те трябва да бъдат изразени в едни и същи единици. (N - k. J, S - J/K). Тъй като ентропията зависи директно от температурата, T S е ентропийният фактор на процеса, H е енталпийният фактор. В състояние на равновесие и двата фактора трябва да бъдат равни на H = T S Това уравнение е универсално; то се прилага за равновесие течност-пара и други фазови трансформации, както и химични реакции. Благодарение на това равенство е възможно да се изчисли промяната в ентропията в равновесния процес, тъй като при равновесие H/T = S.

Движещата сила на химичния процес се определя от две функции на състоянието на системата: желанието за ред (H) и желанието за безредие (TS). Функцията, която отчита това, се нарича енергия на Гибс G. При P = const и T = const, енергията на Гибс G се намира чрез израза: G = H – TS или ∆G = ∆H – T∆S Тази връзка се нарича уравнение на Гибс Стойността G се нарича изобарен изотермичен потенциал или енергия на Гибс, която зависи от природата на веществото, неговото количество и температура.

Енергията на Гибс е функция на състоянието, така че нейната промяна може да се определи и от второто следствие от закона на Хес: ∆G 0 = Gf 0 (продължение) - Gf 0 (външно) ∆Gf 0 е стандартната свободна енергия на образуване на 1 мол вещество от съставните му елементи в техните стандартни състояния, kJ/mol (определено от справочника). ∆Gf 0 (проста материя) = 0 По знака на ∆G 0 можете да определите посоката на процеса: ако ∆G 0 0, тогава процесът не протича спонтанно

Колкото по-малък е ∆G, толкова по-силно е желанието за протичане на този процес и толкова по-далеч от равновесното състояние, при което ∆G = 0 и ∆H = T · ∆S. От съотношението ∆G = ∆H – T·∆S става ясно, че процеси, за които ∆H > O (ендотермични) могат да протичат и спонтанно. Това е възможно, когато ∆S > O, но |T∆S| > |∆H| и след това ∆G O.

Пример 1: Изчислете топлината на образуване на амоняк въз основа на реакцията: 2 NH 3 (g) + 3/2 O 2 (g) → N 2 (g) + 3 H 2 O (l), ∆H 0 = - 766 k.J Топлината на образуване на вода (l) е равна на – 286,2 kJ/mol Решение: ∆H 0 на тази химична реакция ще бъде: H 0 x. Р. = H 0 prod - H 0 out = H 0(N 2) + 3. H 0(H 2 O) - 2 H 0(NH 3) – 3/2 H 0(O 2) Тъй като топлината на образуване на прост вещества в стандартно състояние са равни на нула, следователно: H 0 (NH 3) = [ H 0 (N 2) + 3. H 0 (H 2 O) - H 0 x. Р. ]/2 Н 0(NH 3)= / 2 = 3. (– 286,2)–(-766)] / 2 = = -46,3 kJ/mol

Пример 2. Ще протече ли директна или обратна реакция при стандартни условия в системата CH 4 (g) + CO 2 (g) ↔ 2 CO (g) + 2 H 2 (g)? Решение: Намираме ∆G 0 на процеса от връзката: ∆G 0298 = G 0298 продълж. - G 0298 изх. ∆G 0298= – [(-50, 79) + (-394, 38)] = +170, 63 kJ Фактът, че ∆G 0298>0 показва невъзможността за спонтанно протичане на директна реакция при T = 298 K и равенство на налягането на взетите газове 1.013 105 Pa (760 mm Hg = 1 atm.). Следователно при стандартни условия ще настъпи обратната реакция.

Пример 3. Изчислете ∆H 0298, ∆S 0298, ∆G 0298 на реакцията, протичаща съгласно уравнението: Fe 2 O 3 (s) + 3 C (графит) = 2 Fe (s) + 3 CO (g) Определете температурата, при която ще започне реакцията (равновесна температура). Възможна ли е реакцията на редукция на Fe 2 O 3 с въглерод при температури от 500 и 1000 K? Решение: ∆Н 0 и ∆S 0 се намират от съотношенията: Н 0 = Нf 0 прод- Нf 0 изх и S 0 = Sf 0 прод- Sf 0 изх ∆Н 0298=(3·(-110, 52) + 2· 0) – (- 822, 10 + 3· 0)= - 331, 56 + 822, 10=+490, 54 kJ; ∆S 0298=(2 27,2 + 3 197,91) – (89,96 + 3 5,69) = 541,1 J/K

Намиране на равновесната температура. Тъй като състоянието на системата в момента на равновесие се характеризира с ∆G 0 = 0, тогава ∆H 0 = T ∆S 0, следователно: Tr = ∆H 0 /∆S 0 Tr = 490, 54*1000/541 , 1 = 906, 6 k Намираме енергията на Гибс при температури 500 K и 1000 K, използвайки уравнението на Гибс: ∆G 0 = ∆H 0 -T ∆S 0 ∆G 500 = 490, 54 – 500 541, 1/1000 = +219,99 kJ; ∆G 1000 = 490,54 – 1000 541, 1/1000 = - 50,56 kJ Тъй като ∆G 500> 0 и ∆G 1000

Пример 4. Реакцията на горене на етан се изразява с термохимичното уравнение: C 2 H 6 (g) + 3½O 2 = 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l); ∆H 0= -1559, 87 kJ Изчислете топлината на образуване на етан, ако са известни топлините на образуване на CO 2 (g) и H 2 O (l) (референтни данни). Решение Необходимо е да се изчисли топлинният ефект на реакцията, чието термохимично уравнение има формата 2 C (графит) + 3 H 2 (g) = C 2 H 6 (g); ∆H=? Въз основа на следните данни: а) C 2 H 6 (g) + 3½O 2 (g) = 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (l); ∆H= -1559, 87 k.J. b) C (графит) + O 2 (g) = CO 2 (g); ∆H = -393,51 k.J. c) H 2 (g) + ½O 2 = H 2 O (l); ∆H = -285,84 kJ Въз основа на закона на Хес, термохимичните уравнения могат да се управляват по същия начин като алгебричните. За да се получи желаният резултат, уравнение (b) трябва да се умножи по 2, уравнение (c) по 3 и след това сумата от тези уравнения трябва да се извади от уравнение (a):

C 2 H 6 + 3½O 2 – 2 C – 2 O 2 – 3 H 2 – 3/2 O 2 = 2 CO 2 + 3 H 2 O – 2 CO 2 – 3 H 2 O ∆H = -1559, 87 – 2 · (-393, 51) – 3 · (-285, 84); ∆H = -1559,87 + 787,02 + 857,52; C2H6 = 2C + 3H2; ∆H = +84,67 kJ Тъй като топлината на образуване е равна на топлината на разлагане с обратен знак, тогава ∆H 0298(C 2 H 6) = -84,67 kJ Ще стигнем до същия резултат, ако за решението задача, приложете заключението от закона на Хес: ∆H = 2∆H 0298(C 2 H 6) + 3∆H 0298(C 2 H 6) –∆H 0298(C 2 H 6)– 3½∆H 0298(O 2) . Като се има предвид, че стандартните топлини на образуване на прости вещества условно се приемат за нула, ∆H 0298(C 2 H 6) = 2∆H 0298(CO 2) + 3∆H 0298(H 2 O) – ∆H ∆H 0298(C2H6) = 2 (-393, 51) + 3 (-285, 84) + 1559, 87; ∆H 0298(C 2 H 6) = -84,67 kJ.

Когато налягането и температурата се променят, веществото може да премине от едно агрегатно състояние в друго. Тези преходи, които се случват при постоянна температура, се наричат ​​фазови преходи от първи ред. Количеството топлина, което дадено вещество получава от околната среда или отдава на околната среда по време на фазов преход, е латентната топлина на фазовия преход Qfp.

Ако се разглежда хетерогенна система, в която няма химични взаимодействия и са възможни само фазови преходи, тогава при постоянна температура и налягане в системата, т.е. съществува фазово равновесие. Фазовото равновесие се характеризира с определен брой фази, компоненти и броя на степените на свобода на системата.

Компонентът е химически хомогенен компонент на система, който може да бъде изолиран от системата и да съществува извън нея. Броят на независимите компоненти на системата е равен на разликата в броя на компонентите и броя на възможните химични реакции между тях. Броят на степените на свобода е броят на параметрите на състоянието на системата, които могат едновременно да се променят произволно в определени граници, без да се променя броят и естеството на фазите в системата.

Броят на степените на свобода на една хетерогенна термодинамична система в състояние на фазово равновесие се определя от фазовото правило на Гибс: Броят на степените на свобода на една равновесна термодинамична система C е равен на броя на независимите компоненти на системата K минус броя на фазите F плюс броя на външните фактори, влияещи върху равновесието. За система, която се влияе само от температура и налягане сред външни фактори, можем да запишем: C = K – F + 2

Системите се класифицират по броя на компонентите (едно-, двукомпонентни и т.н.), по броя на фазите (едно-, двуфазни и т.н.) и броя на степените на свобода (инвариантни, моно-, дивариантни и т.н.). За системи с фазови преходи обикновено се разглежда графична зависимост на състоянието на системата от външни условия - т.е. диаграма на състоянието.

Анализът на диаграмите на състоянието ни позволява да определим броя на фазите в системата, границите на тяхното съществуване и естеството на взаимодействието на компонентите. Анализът на диаграмата на състоянието се основава на два принципа: принцип на непрекъснатост и принцип на съответствие.

Принцип на непрекъснатост: при непрекъснато изменение на параметрите на състоянието непрекъснато се променят и всички свойства на отделните фази; свойствата на системата като цяло се променят непрекъснато, докато се промени броят или естеството на фазите в системата, което води до рязка промяна в свойствата на системата.

Принцип на съответствие: на диаграмата на състоянието на системата всяка фаза съответства на част от равнината - фазовото поле. Линиите на пресичане на равнините съответстват на равновесието между двете фази. Всяка точка от диаграмата на състоянието (фигуративна точка) съответства на определено състояние на системата с определени стойности на параметрите на състоянието.

Нека разгледаме и анализираме диаграмата на състоянието на водата. Водата е единственото вещество, присъстващо в системата, броят на независимите компоненти K = 1. Диаграма на състоянието на водата В системата са възможни трифазови равновесия: между течност и газ (линия OA - зависимост на налягането на наситените пари на водата от температурата ), твърди и газообразни (линия OB - зависимостта на налягането на наситените пари над леда от температурата), твърди и течни (линия OS - зависимостта на температурата на топене на леда от налягането). Трите криви имат пресечна точка О, наречена тройна точка на водата; тройната точка съответства на равновесието между трите фази.

В тройна точка системата е трифазна и броят на степените на свобода е нула; три фази могат да бъдат в равновесие само при строго определени стойности на T и P (за водата тройната точка съответства на състояние с P = 6,1 kPa и T = 273,16 K). Във всяка от областите на диаграмата (AOB, BOS, AOS) системата е монофазна; броят на степените на свобода на системата е две (системата е дивариантна), т.е. можете едновременно да променяте температурата и налягането, без да причинявате промяна в броя на фазите в системата: C = 1 – 1 + 2 = 2 Диаграма на състоянието на водата На всяка линия броят на фазите в системата е равен на две и според фазовото правило системата е моновариантна, т.е. за всяка температурна стойност има само една стойност на налягането, при която системата е двуфазна : C = 1 – 2 + 2 = 1

Основни понятия и закони на химията. Химическа връзка. Строеж и свойства на материята

1. Какви вещества се наричат ​​​​прости? Труден? От дадените вещества изберете прости: CO, O 3, CaO, K, H 2, H 2 O.

2. Какви вещества се наричат ​​оксиди? Киселини? причини? соли?

3. От дадените оксиди - SO 2, CaO, ZnO, Cr 2 O 3, CrO, P 2 O 5, CO 2, Cl 2 O 3, Al 2 O 3 - изберете основни, киселинни и амфотерни.

4. Кои соли се класифицират като киселинни, основни, средни, двойни, смесени, сложни?

5. Назовете следните съединения: ZnOHCl, KHSO 3, NaAl(SO 4) 2. Към кой клас съединения принадлежат?

6. Какво се нарича основност на киселина?

7. От дадените хидроксиди изберете амфотерни: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .

8. Какво се нарича реакционна схема? Уравнение на реакцията?

9. Как се наричат ​​числата в уравнението на реакцията? Какво показват?

10. Как да преминем от диаграма на реакция към уравнение?

11. С какви вещества взаимодействат основните оксиди? Амфотерни оксиди? Киселинни оксиди?

12. С какви вещества взаимодействат основите?

13. С какви вещества взаимодействат киселините?

14. С какви вещества взаимодействат солите?

15. Определете масовите фракции на елементите в азотната киселина HNO 3.

16. Какви метали реагират с алкали?

17. Какви метали реагират с разтвори на сярна и солна киселина?

18. Какви продукти се образуват, когато металите реагират с азотна киселина с различни концентрации?

19. Какви реакции се наричат ​​реакции на разлагане? връзки? Замени? Редокс?

20. Запишете уравненията на реакцията: CrCl 3 + NaOH→; CrCl3 + 2NaOH→; CrCl3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (излишък) →.

21. Напишете уравненията на реакцията: Al + KOH →; Al + KOH + H 2 O →.

22. Какво се нарича атом? Химичен елемент? Молекула?

23. Кои елементи се класифицират като метали? Неметали? Защо?

24. Каква е химичната формула на веществото? Какво показва?

25. Как се нарича структурната формула на веществото? Какво показва?

26. Какво се нарича количеството на веществото?

27. Какво се нарича бенка? Какво показва? Колко структурни единици се съдържат в един мол от веществото?

28. Какви маси на елементите са посочени в периодичната система?

29. Какво се нарича относителна атомна и молекулна маса? Как се определят? Какви са техните мерни единици?

30. Как се нарича моларната маса на веществото? Как се определя? Каква е мерната му единица?

31. Какви условия се наричат ​​нормални условия?

32. Какъв обем заема 1 мол газ на нулево ниво? 5 мола газ при околни условия?

33. От какво се състои атомът?

34. От какво се състои ядрото на атома? Какъв заряд има ядрото на атома? Какво определя заряда на атомното ядро? Какво определя масата на ядрото на атома?

35. Какво се нарича масово число?

36. Какво се нарича енергийно ниво? Колко електрони има в определено енергийно ниво?

37. Какво се нарича атомна орбитала? Как е изобразена тя?

38. Какво характеризира главното квантово число? Орбитално квантово число? Магнитно квантово число? Спиново квантово число?

39. Каква е връзката между главните и орбиталните квантови числа? Между орбиталните и магнитните квантови числа?

40. Как се наричат ​​електроните с = 0? = 1? = 2? = 3? Колко орбитали съответстват на всяко от тези електронни състояния?

41. Какво състояние на атома се нарича основно състояние? Възбуден?

42. Колко електрона могат да бъдат разположени в една атомна орбитала? Каква е разликата?

44. Колко и какви поднива могат да бъдат разположени на първо енергийно ниво? На второто? На третия? На четвъртия?

45. Формулирайте принципа на най-малката енергия, правилата на Клечковски, принципа на Паули, правилото на Хунд, периодичния закон.

46. ​​​​Какво се променя периодично за атомите на елементите?

47. Какво е общото между елементите на една подгрупа? Един период?

48. По какво се различават елементите на главните подгрупи от елементите на второстепенните подгрупи?

49. Съставете електронни формули за йоните Cr +3, Ca +2, N -3. Колко несдвоени електрони имат тези йони?

50. Каква енергия се нарича йонизационна? Електронен афинитет? Електроотрицателност?

51. Как се променят радиусите на атомите и йоните в група и в период на периодичната система D.I. Менделеев?

52. Как се променя електроотрицателността на атомите в група и в период на периодичната система D.I. Менделеев?

53. Как се променят металните свойства на елементите и свойствата на техните съединения в група и в период на периодичната система D.I. Менделеев?

54. Съставете формули за висши оксиди на алуминий, фосфор, бром и манган.

55. Как се определя броят на протоните, неутроните и електроните в един атом?

56. Колко протони, неутрони и електрони има в един цинков атом?

57. Колко електрони и протони се съдържат в йоните Cr +3, Ca +2, N -3?

58. Формулирайте закона за запазване на масата? Какво остава постоянно по време на всяка химична реакция?

59. Кой параметър остава постоянен при изобарни химични реакции?

60. Формулирайте закона за постоянство на състава. За вещества с каква структура е валидно?

61. Формулирайте закона на Авогадро и следствията от него.

62. Ако плътността на газа за азота е 0,8, тогава каква е моларната маса на газа?

63. Ако какви външни параметри се променят, променя ли се моларният обем на газа?

64. Формулирайте закона за комбинирания газ.

65. За еднакви обеми от различни газове при еднакви условия, масите на газовете ще бъдат ли равни?

66. Формулирайте закона на Далтон. Ако общото налягане на смес от азот и водород е 6 atm, а обемното съдържание на водород е 20%, тогава какви са парциалните налягания на компонентите?

67. Напишете уравнението на Менделеев-Клапейрон (състояние на идеален газ).

68. Каква е масата на смес от газове, състояща се от 11,2 литра азот и 11,2 литра флуор (n.s.)?

69. Какво се нарича химичен еквивалент? Еквивалент на моларна маса?

70. Как се определят моларните маси на еквиваленти на прости и сложни вещества?

71. Определете моларните маси на еквиваленти на следните вещества: O 2, H 2 O, CaCl 2, Ca (OH) 2, H 2 S.

72. Определете еквивалента на Bi (OH) 3 в реакцията Bi (OH) 3 + HNO 3 = Bi (OH) 2 (NO 3) + H 2 O.

73. Формулирайте закона за еквивалентите.

74. Как се нарича моларният обем на еквивалентно вещество? Как се определя?

75. Формулирайте закона за обемните отношения.

76. Какъв обем кислород ще бъде необходим за окисляването на 8 m 3 водород (n.s.) съгласно реакцията 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?

77. Какъв обем хлороводород се образува при взаимодействието на 15 литра хлор и 20 литра водород?

78. Какво се разбира под химическа връзка? Посочете характеристиките на химичната връзка.

79. Каква е мярката за силата на химичната връзка?

80. Какво влияе върху разпределението на електронната плътност?

81. Какво определя формата на една молекула?

82. Какво се нарича валентност?

83. Определете валентността на азота в следните съединения: N 2, NH 3, N 2 H 4, NH 4 Cl, NaNO 3.

84. Какво се нарича степента на окисление?

85. Какъв вид връзка се нарича ковалентна?

86. Посочете свойствата на ковалентната връзка.

87. Как се променя полярността на връзката в серията KI, KBr, KCl, KF?

88. Молекулите на кое вещество са неполярни: кислород, хлороводород, амоняк, оцетна киселина.

89. Какво се разбира под хибридизация на валентни орбитали?

90. Определете видовете хибридизация на централните атоми в следните вещества: берилиев флуорид, алуминиев хлорид, метан.

91. Как типът на хибридизацията влияе върху пространствената структура на молекулите?

92. Каква връзка се нарича йонна? Под въздействието на какви сили възниква?

93. Какъв вид връзка се нарича метална?

94. Какви свойства имат веществата с метален тип химична връзка?

95. Какъв е максималният брой -връзки, които могат да се образуват между два атома в една молекула?

96. Как се определя абсолютната електроотрицателност на атом на даден елемент?

97. Подредете елементите в нарастващ ред на тяхната електроотрицателност: Fe, C, Ag, H, Cl.

98. Какво се нарича диполен момент на свързване? Как се изчислява?

99. Какви характеристики имат веществата с атомна кристална решетка? С молекулярна кристална решетка?

100. Какъв вид връзка се нарича водородна връзка? От какво зависи силата му? Между молекулите на какви неорганични вещества възниква?

Термодинамика и кинетика на химичните реакции

1. Какво изучава термодинамиката?

2. Какво се нарича термодинамична система? Какви видове системи съществуват?

3. Какво се нарича параметри на състоянието? Какви параметри се наричат ​​интензивни, екстензивни? Назовете основните параметри на химическата система.

4. Какво се нарича процес? Спонтанен процес? Цикъл? Равновесен процес? Неравновесен процес? Обратим процес?

5. Какво се нарича фаза? Хомогенна, разнородна система?

6. Какво се нарича държавна функция?

7. Какво характеризира вътрешната енергия U? От какво зависи вътрешната енергия?

8. Какво се нарича топлина Q? Кои реакции са екзотермични и ендотермични? Как се променят топлината и енталпията по време на техния ход?

9. Какво се нарича работа p∆V?

10. Формулирайте първия закон на термодинамиката. Запишете го математически.

11. Формулирайте първия закон на термодинамиката за изотермични, изохорни и изобарни процеси.

12. Какво се нарича енталпия?

13. Какво се нарича топлинен ефект на реакция? Какво определя топлинния ефект на реакцията?

14. Кое уравнение се нарича термодинамично? Термохимичен?

15. Какви условия се наричат ​​стандартни?

16. Какво се нарича енталпия на реакция? Стандартна енталпия на реакцията?

17. Как се нарича енталпията на образуване на вещество? Стандартна енталпия на образуване на вещество?

18. Какво състояние на материята е стандартно? Каква е енталпията на образуване на просто вещество в стандартно състояние?

19. Енталпията на образуване на H 2 SO 3 е равна по големина на топлинния ефект на реакцията: H 2 (g) + S (твърд) + 1,5 O 2 (g) H 2 SO 3 (l); H 2 (g) + SO 2 (g) + 0,5 O 2 (g) H 2 SO 3 (l); H 2 O (g) + SO 2 (g) H 2 SO 3 (l); 2H (g) + S (s) + 3O (g) H 2 SO 3 (l).

20. Когато 1 мол водород и 1 мол бром реагират, се отделят 500 kJ топлина. Какво е ∆Н обр., HBr?

21. Когато се образуват 5 мола вещество A x B y, се поглъщат 500 kJ топлина. Какво е ∆Н arr на това вещество?

22. Как се нарича енталпията на горене? Стандартна енталпия на горене? Калорична стойност?

23. Формулирайте закона на Хес, първото и второто следствие от него.

24. Какъв израз е приложим за изчисляване на ∆Н р реакция 2A + 3B 2Cспоред закона на Хес:

∆Н р = 2∆Н обр., C + 2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B; ∆Н р = 2∆Н обр., C – (2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B);

∆Н р = 2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B –2∆Н обр., C; ∆Н р = – 2∆Н обр., C – (2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B)?

25. Стандартната енталпия на горене (∆H 0 изгаряне) на метанол CH 4 O (l) (M = 32 g/mol) е равна на -726,6 kJ/mol. Колко топлина ще се отдели при изгарянето на 2,5 kg вещество?

26. В какъв случай стандартната енталпия на изгаряне на едно вещество е равна на стандартната енталпия на образуване на друго вещество?

27. За какви вещества стандартната енталпия на горене е равна на нула: CO, CO 2, H 2, O 2?

28. За реакцията 2Cl 2 (g) + 2H 2 O (l) 4HCl (g) + O 2 (g), изчислете стандартната енталпия (kJ), ако са известни стандартните енталпии на образуване на вещества:

29. ∆Н = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Колко топлина ще се отдели, когато 2 мола етилен и 4 мола бутан се изгорят заедно?

30. ∆Н = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Какво количество топлина ще се отдели при изгаряне на 0,7 kg газова смес, състояща се от 20% етилен и 80% бутан?

31. Стандартната енталпия на реакцията MgCO 3 (s) → MgO (s) + CO 2 (g) е 101,6 kJ; стандартни енталпии на образуване на MgO (s) и CO 2 (g): съответно -601.0 и -393.5 kJ/mol. Каква е стандартната енталпия на образуване на магнезиев карбонат MgCO 3?

32. Какво се нарича термодинамична вероятност на система? Какво се нарича ентропия? Как се изразява ентропията по отношение на термодинамичната вероятност?

33. Формулирайте втория закон на термодинамиката.

34. Какво се нарича стандартна ентропия на материята?

35. Формулирайте третия закон на термодинамиката (постулат на Планк).

36. Какво се нарича ентропия на реакция? Стандартна ентропия на реакция?

37. Кой израз е приложим за изчисляване на ∆S p на реакцията CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:

∆S р = S + S + S + S ; ∆S р = S + S + 2S + 2S ;

∆S р = 2S + 2S – S + S ; ∆S р = 2S + 2S – S – S ?

38. За реакцията 2Cl 2 (u) + 2H 2 O (l) 4HCl (g) + O 2 (g), изчислете стандартната ентропия (J/K), ако са известни стандартните ентропии на образуване на вещества:

39. Какво се нарича свободна енергия на Гибс? Каква е връзката му с други термодинамични функции?

40. Как да определим посоката на реакция въз основа на знака на енергията на Гибс на реакцията?

41. При какви температури е възможна реакция, ако ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.

42. Как се определя равновесната температура на даден процес?

43. Как се нарича енергията на Гибс на реакцията ∆G р? Стандартна енергия на Гибс за реакция?

44. Кой израз е приложим за изчисляване на ∆G p на реакцията 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO (g) + 6H 2 O (l)

∆G р = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6 ; ∆G р = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G ;

∆G р = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G ; ∆G р = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G ?

45. За реакцията HNO 3 (l) + HNO 2 (l) 2NO 2 (g) + H 2 O (l), изчислете стандартната енергия на Гибс (kJ), ако са известни стандартните енергии на Гибс за образуване на вещества:

46. ​​​​За реакцията Fe (s) + Al 2 O 3 (s) → Al (s) + Fe 2 O 3 (s), определете равновесната температура и възможността за протичане на процеса при 125 0 C, ако ∆H = 853,8 kJ/мол; ∆S = 37,68 J/mol·K.

47. Какво се разбира под скорост на химична реакция?

48. Формулирайте закона за действието на масите.

49. За 40 s в резултат на две реакции Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) и Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2) се образуват 8 g цинков хлорид и бромид. Сравнете скоростта на реакцията.

50. Ако в реакцията 3Fe (NO 3) 2 (разтвор) + 4HNO 3 = 3Fe (NO 3) 3 (разтвор) + NO (g) + 2H 2 O (l) концентрацията на Fe (NO 3) 2 се увеличава със 7 пъти, а концентрацията на HNO 3 с 4 пъти, как ще се промени скоростта на реакцията?

51. Съставете кинетичното уравнение за реакцията Sb 2 S 3 (s) + 3H 2 (g) 2Sb (s) + 3H 2 S (g).

52. Как се определя скоростта на многостепенна реакция?

53. Как ще се промени скоростта на директната реакция CO (g) + 3H 2 (g) CH 4 (g) + H 2 O (g), когато налягането на системата се увеличи 3 пъти?

54. Как се нарича константата на скоростта? От какво зависи?

55. Какво се нарича енергия на активиране? От какво зависи?

56. Скоростната константа на определена реакция при температура 310 K е равна на 4,6∙10 -5 l·mol -1 ·s -1, а при температура 330 K е 6,8∙10 -5 l·mol -1 ·s -1. На какво е равна енергията на активиране?

57. Енергията на активиране на дадена реакция е 250 kJ/mol. Как ще се промени константата на скоростта, когато температурата на реакцията се промени от 320 K на 340 K?

58. Запишете уравнението на Арениус и правилото на Ван Хоф.

59. Енергията на активиране на реакция (1) е 150 kJ/mol, енергията на активиране на реакция (2) е 176 kJ/mol. Сравнете скоростните константи k 1 и k 2 .

60. Как можем да обясним увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата?

61. Какво се нарича температурен коефициент на реакцията?

62. Какъв е температурният коефициент на реакцията, ако константата на скоростта на определена реакция при 283 и 308 К е съответно 1,77 и 7,56 l mol -1 s -1?

63. При температура 350 K реакцията завършва за 3 s, а при температура 330 K - за 28 s. Колко време ще отнеме, за да приключи при температура 310 K?

64. Как енергията на активиране влияе върху температурния коефициент на реакцията?

65. Какво се нарича катализатор? Инхибитор? Промоутър? Каталитична отрова?

66. Какво се нарича химично равновесие? Колко време системата остава в равновесие?

67. Как са свързани скоростите на правата и обратната реакция в момента на равновесие?

68. Какво се нарича константа на равновесие? От какво зависи?

69. Изразете равновесната константа за реакциите 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3 (tv) + 3H 2 ↔ 2Sb (tv) + 3H 2 S (g).

70. При определена температура равновесната константа на реакцията N 2 O 4 ↔ 2NO 2 е 0,16. В първоначалното състояние няма NO 2, а равновесната концентрация на NO 2 е 0,08 mol/l. Какви ще бъдат равновесните и началните концентрации на N 2 O 4?

71. Формулирайте принципа на Le Chatelier. Как промените в температурата, концентрацията и общото налягане влияят на равновесното смесване?

72. Химичното динамично равновесие в системата е установено при 1000 K и налягане от 1 atm, когато в резултат на реакцията Fe (sol) + CO 2 (g) ↔ FeO (sol) + CO (g), парциалното налягане на въглеродния диоксид стана равно на 0,54 atm. Каква е равновесната константа K p на тази реакция?

73. Равновесни концентрации (mol/l) на компонентите на газовата система, в която протича реакцията

3N 2 H 4 ↔ 4NH 3 + N 2, равно: =0,2; =0,4; =0,25. Каква е равновесната константа на обратимия

74. Равновесни концентрации (mol/l) на компонентите на газофазовата система, в която протича реакцията

N2 + 3H2 ↔ 2NH3, равно: =0,12; =0,14; =0,1. Определете началните концентрации на N 2 и H 2.

75. Равновесни концентрации на компонентите на газовата фаза на системата, в която протича реакцията

C (tv) + CO 2 ↔ 2CO при 1000 K и P total = 1 atm., равно на CO 2 - 17% vol. и СО - 83% об. Каква е константата?

реакционно равновесие?

76. Равновесната константа Kc на обратимата газофазова реакция CH 4 + H 2 O ↔ CO + 3H 2 при определена температура е 9,54 mol 2 l -2. Равновесните концентрации на метан и вода са съответно 0,2 mol/L и 0,4 mol/L. Определете равновесните концентрации на CO и H2.

77. Запишете връзката между равновесната константа K p и енергията на Гибс ∆G на обратима реакция, протичаща при изотермични условия.

78. Определете равновесната константа K p на обратимата реакция в газовата фаза COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 kJ,

∆S 0 = 136,62 J/K при 900 K.

79. Равновесна константа K p на газофазовата реакция PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5; ∆Н 0 = -87,87 kJ при 450 K е равно на 40,29 atm -1. Определете енергията на Гибс на този процес (J/K).

80. Запишете връзката между K p и K c на обратимата газофазова реакция 2CO + 2H 2 ↔ CH 4 + CO 2.

Свързана информация.