- •Физическая химия для групп м
- •2.2.Кинетические уравнения простых реакций
- •2.3. Методы определения порядка реакций
- •2.4.Кинетика сложных реакций.
- •2.4.1. Параллельные реакции.
- •2.4.2. Последовательные реакции
- •2.4.3. Обратимые реакции
- •2.4.4. Кинетика гетерогенных реакций
- •2.6. Катализ
- •2.7. Цепные реакции
- •2.7.1. Вывод кинетического уравнения разветвленной цепной реакции
- •3. Химическая термодинамика
- •3.1. Термины:
- •3.2. Первое начало термодинамики:
- •3.3. Тепловой эффект реакции q
- •3.4. Закон Кирхгоффа.
- •Второе начало термодинамики
- •3.5.1.Статистический смысл энтропии.
- •3.6.Третье начало термодинамики. Расчеты энтропии
- •3.7. Объединенное уравнение 1 и 2 начал термодинамики
- •3.8. Метод термодинамических потенциалов
- •3.9. Частные производные термодинамических функций
- •3.10. Химический потенциал.
- •3.11. Свойства химического равновесия
- •3.11. Термодинамический вывод закона действующих масс.
- •3.11.1. Свойства констант равновесия
- •3.11.2.Расчеты равновесного состава по здм
- •3.11.3. Другие константы равновесия.
- •3.12.Равновесия в растворах электролитов.
- •3.13. Уравнение изотермы реакции
- •3.14. Зависимость Кр от температуры.
- •3.15. Химическое равновесие в гетерогенных реакциях
- •3.16. Равновесия в реальных (неидеальных) газах
- •4. Электрохимия
- •4.1.Электродные потенциалы
- •4.2. Уравнение Нернста.
- •4.3. Концентрационные элементы
- •Типы электродов
- •Химические источники тока
А.И.Мишустин. Лекции по физической химии для групп "М"
А.И.Мишустин.
Физическая химия для групп м
Если ты учишь, старайся быть кратким, чтоб разум послушный тотчас понял слова и хранил бы их в памяти верно! Все, что излишне, хранить понятие наше не может (Гораций).
1. ПРЕДМЕТ И МЕТОДЫ ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Это наука, описывающая химические реакции на основе экспериментальных и теоретических методов физики. Кроме этого, изучает законы перераспределения веществ между различными фазами, дающие основу методов разделения и очистки веществ. Дочерние науки изучают воздействие на реакции электрических полей (электрохимия), света (фотохимия), магнитных полей (магнетохимия). Основные два раздела физической химии, составляющие теоретическую основу для неорганической, аналитической и органической химии , а также химической технологии, металлургии, производства стройматериалов и т.п. - химическая кинетика и химическая термодинамика. Первая изучает скорости и механизмы химических реакций, вторая - тепловые эффекты реакций, химические и фазовые равновесия. Два раздела дают взаимодополняющее описание химических реакций - как быстро она протекает и до какого предела. Пример - уголь на воздухе. Химические реакции дают людям полезные вещества, тепло и полезную работу, и физическая химия изучает законы, с помощью которых можно рассчитать тепловой эффект реакции, полезную работу химической реакции и выход продуктов химической реакции.
2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
это наука о скоростях и механизмах химических реакций
2.1. Основы формальной кинетики. Константа скорости, порядок и молекулярность.
Скорость химической реакции измеряется изменением числа молей n одного из участников реакции за единицу времени в единице объема. Это средняя скорость, а истинная выражается производной по времени:
w= +-1/v(dn/dt) (V- объем )
Скорость всегда положительна, поэтому надо выбрать знак + или -, чтобы компенсировать знак производной. Обычно скорость выражают через производную концентрации по времени, так как n/v=C:
w=+-dC/dt
Количества (концентрации) реагентов и продуктов связаны между собой стехиометрическим уравнением, и также связаны их производные по времени, т.е. скорости по отдельным компонентам. Если записать уравнение химической реакции в алгебраическом виде:
aA+bB = lL+mM
можно сравнить скорости по отдельным компонентам:
-1/a dCa/dt= -1/b dCb/dt= 1/l dCl/dt= 1/m dCm/dt
Таким образом, определив скорость реакции по одному из компонентов, можно рассчитать остальные.
Основной постулат химической кинетики: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций исходных веществ, каждая из которых возведена в степень, называемую порядком реакции по компоненту:
w=kCanaCbnb
Сумма показателей называется общим порядком реакции. Он может быть целым, дробным и нулевым. Коэффициент пропорциональности называется константой скорости реакции, он численно равен скорости, которая была бы при единичных значениях концентраций всех исходных веществ. Поэтому его называют также удельной скоростью реакции и используют справочные данные по k для сравнения скоростей различных реакций. Константа скорости не зависит от времени и концентраций.
При исследовании механизмов реакций вводят понятие молекулярности реакции. Это число молекул, одновременно участвующих в элементарном акте химического взаимодействия; оно может быть равно 1 (мономолекулярные реакции), 2 (бимолекулярные) или 3 (тримолекулярные), Примеры:
С2H5Cl=C2H4+HCl
H2+I2=2HCl
2NO+O2=2NO2
Большинство реакций бимолекулярны, тримолекулярных известно несколько. Молекулярность реакции совпадает с общим порядком только для простых реакций, протекающих в одну стадию. Большинство реакций протекает в несколько стадий, поэтому порядок отражает усредненную кинетическую характеристику.