Файл: Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Изотопы.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.03.2024
Просмотров: 157
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
, в которой реагентами очередного развивающегося процесса служат продукты предыдущего процесса.
Типичным примером цепной реакции может служить взрывоподобный процесс взаимодействия хлора с водородом, для развития которого реакционную смесь достаточно осветить на ничтожно малое время. Этот процесс начинается со стадии химического распада молекулы хлора на атомы при поглощении кванта света - зарождение цепи
С12 + hv=С1.+С1.
За этой стадией следует группа непрерывно повторяющихся реакций с участием активных частиц и образованием новых активных частиц без воздействия света – продолжение цепи.
Кроме этих реакций одновременно протекают процессы, которые приводят к исчезновению активных частиц – обрыв цепи
Реакции обрыва цепи могут проходить при столкновении активных частиц со стенками реакционного сосуда, при тройном соударении с частицей М, к которой переходит выделившаяся энергия, при взаимодействии с различными примесями, например, молекулами кислорода:
С1.+С1. +М =С12 +М*
Н.+О2+М=НО2+ М*
Обратимые и необратимые реакции:
Необратимые – протекают до полного израсходования реагирующих компонентов, т.е. одного из реагирующих.
1) один из продуктов реакции удаляется из раствора в виде газа:
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 +2NO2 + 2H2O
2) один из продуктов реакции выпадает в осадок:
Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 +2HNO3
3) образуется малодиссоциирующей вещество ( здесь вода)
КОН + НС1 = КС1 + Н2О
4) образуется комплексная соль:
СиSО4 +4 NН3 = [Си(NН3)4]SО4
5)выделение большого количества теплоты:
2Мg + О2 = 2МgО - ∆Н
6) окислительно-восстановительные реакции:
2 СrСI3 + 10 КОН + 3 Н2О2= 2К2СrО4+ 6КС1 + 8 Н2О
Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.
К обратимым физическим процессам относятся: растворение, испарение, плавление.
К необратимым – осаждение, конденсация, кристаллизация веществ.
В гомогенной системе реакция идет во всем объеме.
В гетерогенной системе реакция протекает только на поверхности раздела фаз
Скоростью химической реакции называют изменение количества реагирующего вещества или образующегося продукта в единице объема за единицу времени.
Для гомогенной (однофазной) системы реакционным пространством служит объем, и скорость v может быть выражена:
; 
;;
где Dn – изменение количества вещества; t – время; Dc – изменение концентрации. В кинетике под реагентами понимают исходные вещества, а образующиеся в ходе реакции вещества – продукты.
Для гетерогенных систем (различные фазы) реакции протекают на поверхности раздела фаз, и скорость определяется количеством вещества, вступившего
в реакцию или получившегося в результате реакции (Dn) за единицу времени (Dt) на единице поверхности раздела (S):
;;
→
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.
2. 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.
3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:
(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
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.
А – перед экспоненциальный множитель, который характеризует константу скорости при нулевой энергии активации
К = Аехр и показывает число наиболее вероятных столкновений всех частиц соударяющихся в системе.
Множитель [-Еа/RТ] долю « удачных» столкновений, энергия которых превышает энергию активации Е*,
Энергию активации легко рассчитать, если известны константы скорости при разных температурах.
Разница в энергиях между исходным и переходным состоянием равна энергии активации. То есть, активные молекулы должны обладать энергией активации для осуществления взаимодействия для того, чтобы произошло ослабление связей в исходных веществах, для преодоления отталкивания между электронами в сближающихся молекулах, которое мешает их столкновению. Следовательно, энергия активации является одним из параметров, характеризующих скорость процесса. Чем больше энергия активации, тем меньше скорость процесса.
Фундаментальным представлением в теории химической кинетики является понятием об активном комплексе, включающее несколько отправных моментов.
а) не любое столкновение частиц в реальном объеме приводит к их взаимодействию, а лишь такое, при котором обеспечена выгодная пространственная ориентация, максимально сближающая ядра и электронные орбитали партнеров.
б) энергия соударения частиц должна быть достаточной для разрыва прежних и образование новых связей. Такой энергией обладают не все молекулы, а лишь определенная их часть, относимая к активным.
Та избыточная энергия, которой обладают активные частицы и благодаря которой становится возможной химическая реакция, называется энергией активации.
в ) «удачно» столкнувшиеся молекулы образуют активированный переходный комплекс, т.е. временное непрочное соединение энергии, в котором ослаблены и удлинены связи, разрываемые в ходе реакции. Ослабление и удлинение связей требует затраты энергии. Следовательно, кинетическая энергия соударений должна превышать энергию активации. Энергетическая диаграмма хода химического процесса имеет вид.
А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.
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.
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").
Методы измерения скорости химической реакции.
В зависимости от способа измерения концентрации вещества методы измерения скорости делят на химические, физические, биохимические так например в выше указанной реакции можно получить данные определения скорости по изменению концентрации НС1 Методом кислотно-основного титрования - химический метод. Или по величине водородного показателя рН с помощью рН- метра можно определить изменение СНС1- физико-химический метод кроме того количество выделяющегося Н2 можно определить в л т.е. по объему или по р – физический метод.
К физическим методам относят и спектральные методы, основанные на измерениях спектров поглощения реагентов или продуктов в ультрафиолетовой видимой инфракрасной области.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Если система находится в состоянии равновесия, т о она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешнее условие сохраняются постоянно.
Если условия изменить, то система выйдет из равновесия- скорости прямого и обратного процессов изменятся по-разному.
Наибольшее значение имеет случай нарушения равновесия вследствие изменения
1) концентрации какого либо из веществ, участвующих в
равновесии.2) давление 3) температуры.
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
Типичным примером цепной реакции может служить взрывоподобный процесс взаимодействия хлора с водородом, для развития которого реакционную смесь достаточно осветить на ничтожно малое время. Этот процесс начинается со стадии химического распада молекулы хлора на атомы при поглощении кванта света - зарождение цепи
С12 + hv=С1.+С1.
За этой стадией следует группа непрерывно повторяющихся реакций с участием активных частиц и образованием новых активных частиц без воздействия света – продолжение цепи.
Кроме этих реакций одновременно протекают процессы, которые приводят к исчезновению активных частиц – обрыв цепи
Реакции обрыва цепи могут проходить при столкновении активных частиц со стенками реакционного сосуда, при тройном соударении с частицей М, к которой переходит выделившаяся энергия, при взаимодействии с различными примесями, например, молекулами кислорода:
С1.+С1. +М =С12 +М*
Н.+О2+М=НО2+ М*
Обратимые и необратимые реакции:
Необратимые – протекают до полного израсходования реагирующих компонентов, т.е. одного из реагирующих.
1) один из продуктов реакции удаляется из раствора в виде газа:
Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 +2NO2 + 2H2O
2) один из продуктов реакции выпадает в осадок:
Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 +2HNO3
3) образуется малодиссоциирующей вещество ( здесь вода)
КОН + НС1 = КС1 + Н2О
4) образуется комплексная соль:
СиSО4 +4 NН3 = [Си(NН3)4]SО4
5)выделение большого количества теплоты:
2Мg + О2 = 2МgО - ∆Н
6) окислительно-восстановительные реакции:
2 СrСI3 + 10 КОН + 3 Н2О2= 2К2СrО4+ 6КС1 + 8 Н2О
Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.
К обратимым физическим процессам относятся: растворение, испарение, плавление.
К необратимым – осаждение, конденсация, кристаллизация веществ.
В гомогенной системе реакция идет во всем объеме.
В гетерогенной системе реакция протекает только на поверхности раздела фаз
Скоростью химической реакции называют изменение количества реагирующего вещества или образующегося продукта в единице объема за единицу времени.
Для гомогенной (однофазной) системы реакционным пространством служит объем, и скорость v может быть выражена:
; ;; где Dn – изменение количества вещества; t – время; Dc – изменение концентрации. В кинетике под реагентами понимают исходные вещества, а образующиеся в ходе реакции вещества – продукты.
Для гетерогенных систем (различные фазы) реакции протекают на поверхности раздела фаз, и скорость определяется количеством вещества, вступившего
в реакцию или получившегося в результате реакции (Dn) за единицу времени (Dt) на единице поверхности раздела (S):
;; →
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.
2. 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.
3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2изменение 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
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.
А – перед экспоненциальный множитель, который характеризует константу скорости при нулевой энергии активации
К = Аехр и показывает число наиболее вероятных столкновений всех частиц соударяющихся в системе.
Множитель [-Еа/RТ] долю « удачных» столкновений, энергия которых превышает энергию активации Е*,
Энергию активации легко рассчитать, если известны константы скорости при разных температурах.
Разница в энергиях между исходным и переходным состоянием равна энергии активации. То есть, активные молекулы должны обладать энергией активации для осуществления взаимодействия для того, чтобы произошло ослабление связей в исходных веществах, для преодоления отталкивания между электронами в сближающихся молекулах, которое мешает их столкновению. Следовательно, энергия активации является одним из параметров, характеризующих скорость процесса. Чем больше энергия активации, тем меньше скорость процесса.
Фундаментальным представлением в теории химической кинетики является понятием об активном комплексе, включающее несколько отправных моментов.
а) не любое столкновение частиц в реальном объеме приводит к их взаимодействию, а лишь такое, при котором обеспечена выгодная пространственная ориентация, максимально сближающая ядра и электронные орбитали партнеров.
б) энергия соударения частиц должна быть достаточной для разрыва прежних и образование новых связей. Такой энергией обладают не все молекулы, а лишь определенная их часть, относимая к активным.
Та избыточная энергия, которой обладают активные частицы и благодаря которой становится возможной химическая реакция, называется энергией активации.
в ) «удачно» столкнувшиеся молекулы образуют активированный переходный комплекс, т.е. временное непрочное соединение энергии, в котором ослаблены и удлинены связи, разрываемые в ходе реакции. Ослабление и удлинение связей требует затраты энергии. Следовательно, кинетическая энергия соударений должна превышать энергию активации. Энергетическая диаграмма хода химического процесса имеет вид.
 |  |
| 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.
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.
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").
Методы измерения скорости химической реакции.
В зависимости от способа измерения концентрации вещества методы измерения скорости делят на химические, физические, биохимические так например в выше указанной реакции можно получить данные определения скорости по изменению концентрации НС1 Методом кислотно-основного титрования - химический метод. Или по величине водородного показателя рН с помощью рН- метра можно определить изменение СНС1- физико-химический метод кроме того количество выделяющегося Н2 можно определить в л т.е. по объему или по р – физический метод.
К физическим методам относят и спектральные методы, основанные на измерениях спектров поглощения реагентов или продуктов в ультрафиолетовой видимой инфракрасной области.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Если система находится в состоянии равновесия, т о она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешнее условие сохраняются постоянно.
Если условия изменить, то система выйдет из равновесия- скорости прямого и обратного процессов изменятся по-разному.
Наибольшее значение имеет случай нарушения равновесия вследствие изменения
1) концентрации какого либо из веществ, участвующих в
равновесии.2) давление 3) температуры.
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