- •А.Л.Галкин, в.К.Османов химия
- •Isbn 978-5-502-00158-8 © нгту им. Р.Е. Алексеева, 2013
- •Введение
- •Классификация неорганических веществ
- •Аллотропия
- •1.4 Соли
- •Комплексные соли
- •Генетическая связь между различными классами соединений
- •Основание Кислота Примеры
- •Основные понятия и законы химии
- •Закон сохранения массы
- •Закон постоянства состава
- •Закон эквивалентов
- •Закон авогадро
- •Уравнение состояния идеального газа
- •3. Строение атома
- •3.1. Квантовые числа
- •3.2. Принципы заполнения атомных орбиталей
- •3.3. Полная электронная формула атома
- •3.4. Периодический закон элементов д. И. Менделеева
- •Физический смысл химической периодичности
- •4. Химическая связь и строение молекул
- •4.1. Физические основы образования молекул
- •4.2. Метод валентных связей (метод вс)
- •Значения длины и энергии связи у галогеноводородных кислот
- •Взаимосвязь кратности, длины и энергии связи с - с, с - о и n - n
- •Одна s-орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые «гибридные» орбитали, угол между осями которых равен 180°:
- •4.3. Метод молекулярных орбиталей
- •Энергия, длина и порядок связи в молекулах элементов I периода
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Межмолекулярные взаимодействия
- •5. Энергетика и направление химических процесов
- •5.1. Термодинамическая система и ее состояния
- •5.2. Изменение свойств термодинамической системы
- •5.3. Энергия, работа, теплота
- •5.4. Обратимые и необратимые процессы
- •5.5. Первый закон термодинамики
- •5.6. Направление химических реакций
- •Второй закон термодинамики
- •Постулат планка (третий закон термодинамики)
- •6. Скорость химических реакций и и химическое равновесие
- •6.1. Влияние концентрации реагентов на скорость реакции
- •6.2. Влияние температуры на скорость реакции
- •6.3. Влияние катализатора на скорость реакции
- •А) без катализатора и б) в присутствии катализатора
- •6.4. Скорость гетерогенных химических реакций
- •6.5. Химическое равновесие
- •6.5.1. Влияние внешних факторов на состояние равновесия
- •7. Растворы
- •7.1. Вода
- •Вода в природе
- •7.2. Образование растворов
- •7.3. Способы выражения концентраций растворов
- •7.4. Растворы электролитов
- •7.4.2. Равновесные процессы в растворах электролитов
- •Цвета кислотно-основных индикаторов в зависимости от рН раствора
- •8. Окислительно – восстановительные реакции
- •8.1. Степень окисления
- •8.2. Типичные окислители и восстановители
- •8.3. Классификация окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •9. Основы электрохимических процессов
- •9.1. Измерение стандартных электродных потенциалов
- •9.2. Направление окислительно-восстановительных реакций
- •9.3. Влияние внешних факторов на величину электродного потенциала
- •9.4. Законы фарадея
- •9.5. Элементы технической электрохимии
- •10. Коррозионные процессы
- •10.1. Электрохимическая коррозия
- •10.2. Кинетика коррозионных процессов
- •10.3.Методы защиты металлов от коррозии
- •11. Номенклатура и классификация органических соединений
- •11.1. Номенклатура органических соединений
- •11. 2. Классификация органических соединений по номенклатуре июпак
- •12. Высокомолекулярные соединения
- •12.1. Классификация высокомолекулярных соединений
- •12.1.1. Классификация высокомолекулярных соединений по структуре макромолекул
- •12.1.2. Классификация полимеров по поведению при нагревании
- •12.2. Сополимеры
- •12.3. Синтез высокомолекулярных соединений
- •12.4. Свойства полимеров
- •12.5. Важнейшие полимерные материалы
- •Примеры решения задач
- •1.Основные понятия и законы химии
- •Строение атома
- •Химическая связь и строение молекул
- •Задача 4.
- •Молекула bf3 . Электронная формула атома бора 5b - 2s22p1. При образовании трех -связей атом бора переходит в возбужденное состояние
- •Решение. Последовательность действий для предсказания геометрии молекул на основании теории локализованных электронных пар следующая:
- •1.Подсчитывают число валентных электронов молекулы или иона и записывают электронную валентную структуру (льюисову структуру);
- •2.По валентной структуре определяют число -связывающих и несвязывающих электронных пар, т.Е. Тип молекулы aBnEm (n – число - связей, m – число несвязывающих электронных пар);
- •Энергетика и направление химических процессов
- •4 Моль н2 – - 150,8 кДж
- •Скорость химических реакций и химическое равновесие Задача 1
- •Растворы Примеры решения задач
- •Окислительно-восстановительные реакции примеры решения типовых задач
- •Основы электрохимических процессов
- •Коррозионные процессы
- •Галкин Андрей Львович Османов Владимир Кимович
- •603950, Нижний Новгород, ул.Минина, 24.
6. Скорость химических реакций и и химическое равновесие
В рамках раздела химической термодинамики мы рассмотрели вопросы, связанные с принципиальной возможностью протекания химических реакций и условиями наступления состояния равновесия. При рассмотрении любого химического процесса возникают два вопроса. Первый - возможна ли данная реакция вообще при данных условиях? Второй – при каких условиях данная реакция будет протекать достаточно быстро, что бы этот процесс имел практическое значение? Первый вопрос разрешен в рамках термодинамики: процесс принципиально возможен, если в результате этой реакции свободная энергия системы убывает (ΔGхр < 0). Однако, на пути этой реакции могут возникать достаточно большие затруднения, которые в реальных условиях делают реакцию практически невозможной. Разрешением второго вопроса занимаются в рамках раздела химии, называемого химическая кинетика.
Химическая кинетика – это раздел химии, в котором изучают влияние внешних факторов на скорость химической реакции, ее механизм и быстроту наступления состояния равновесия.
56
Рассматриваются только реакции, которые термодинамически разрешены (Gхр 0). В химических реакциях происходит превращение одного или нескольких химических веществ, называемых исходными веществами (реагентами), в одно или несколько других химических веществ, называемых продуктами реакции.
Для завершения любой химической реакции нужно некоторое время, причем одни реакции идут медленно, другие быстро. Примером очень быстрых реакций могут служить реакции между ионами, которые не сопровождаются изменением степеней окисления, например, реакция нейтрализации между сильной кислотой и сильным основанием. Эта реакция протекает с той же скоростью, что и смешение растворов, т.е. практически каждое столкновение между ионом водорода и ионом
гидроксида приводит к химическому превращению их в молекулы воды. К таким же быстрым реакциям можно отнести реакции образования осадков трудно растворимых веществ.
Примером очень медленной реакции может служить термодинамически разрешенное взаимодействие между водородом и кислородом с образованием воды при комнатной температуре.
Если реакция протекает во всем объеме (в одной фазе), то реакция является гомогенной, а если на границе раздела фаз (на поверхности) – гетерогенной.
Химическая реакция, как правило, осуществляется не простым превращением исходных частиц в продукты реакции, а состоит из нескольких стадий. В этих стадиях происходит образование промежуточных частиц, которые затем расходуются в последующих стадиях. Промежуточные частицы могут представлять из себя неустойчивые, коротко живущие молекулы, ионы и свободные радикалы. Совокупность промежуточных стадий, в результате которых образуются продукты реакции, называют «механизмом химической реакции».
Кинетические характеристики реакции, такие как скорость, концентрации реагентов и промежуточных частиц, неразрывно связаны с механизмом реакции в отличие от изменения термодинамических функций (энтальпии, энтропии, свободной энергии и констант равновесия), которые никак не связаны с путем реакции, а определяются их начальным и конечным состояниями.
Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции (С) в единицу времени: = . Скорость реакции измеряется в моль/л∙с, если она идет во всем объеме системы (гомогенная реакция) и в моль/м2∙с, если реакция идет на границе раздела фаз (гетерогенная реакция). Средняя скорость реакции ср. в интервале времени от t1 до t2 определяется соотношением
ср = , где С = С2 - С1 , t = t2 - t1; С1 и С2 – молярная (моль/л) концентрация любого участника реакции в моменты времени t1 и t2 соответственно.
57
Знак (-) перед дробью относится к изменению концентраций исходных веществ, С 0; знак (+) - к изменению концентраций продуктов реакции, С > 0.
Мгновенная скорость – это скорость реакции в момент времени t. Она определяется производной от концентрации по времени t = (моль/л∙с; моль/л∙час).
Скорость реакции aA + bB → cC + dD экспериментально можно определять либо по убыли концентраций исходных веществ, либо по увеличению концентраций продуктов реакции:
t = === . (6.1)
Скорость реакции в значительной степени зависит от условий ее протекания. Как правило, она со временем уменьшается. Однако известны автокаталитические и цепные реакции, скорость которых во времени нарастает. Можно создать условия, при которых скорость реакции будет оставаться постоянной.