- •Химическая Кинетика, равновесия, термодинамика
- •1. Основные понятия кинетики [1, § 57; 2, § 6.2, 6.2.1]
- •1.1. Химическая кинетика
- •1.2. Понятие скорости реакции
- •2. Зависимость скорости гомогенной реакции
- •2.3. Лабораторная работа: определение порядка реакции тиосульфата натрия с кислотой в растворе
- •2.3.1. Постановка задачи
- •2.3.2. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов водорода
- •2.3.3. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов тиосульфата
- •3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •3.3. Лабораторная работа: влияние температуры на скорость реакции
- •4. Катализ [1, § 60; 2, § 6.2.6]
- •5. Особенности кинетики гетерогенных реакций [1, § 61; 2, § 6.2.4]
- •5.1. Общие сведения
- •5.3. Реакции, лимитируемые химическим взаимодействием
- •5.4. Реакции, лимитируемые диффузией в растворе реагента
- •5.5. Реакции, лимитируемые образованием зародышей новой фазы
- •5.6. Демонстрационные опыты
- •6. Обзор факторов, влияющих на скорость
- •7. Общие сведения о Химическом равновесии [1, § 63; 2, § 6.2.8]
- •7.1. Истинное и ложное равновесия
- •7.2. Закон действующих масс (здм) для равновесия
- •7.3. Стандартные состояния веществ и стандартное представление
- •8. Частные случаи констант равновесия
- •8.1. Гомогенные равновесия в растворах электролитов
- •8.2. Гетерогенные равновесия
- •8.3. Квазихимические равновесия в кристаллах
- •9. Факторы, влияющие на смещение равновесия.
- •9.2. Влияние концентрации
- •9.3. Влияние разбавления раствора
- •9.4. Влияние давления
- •9.5. Влияние температуры
- •9.6. Факторы, влияющие на кинетику, но не на равновесие
- •9.7. Выбор оптимальных условий проведения реакций
- •10. Задачи и упражнения по химическому равновесию
- •11. Лабораторная работа по химическому равновесию
- •11.1. Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка
- •11.2. Влияние температуры и концентраций на химическое равновесие
- •12. Введение в химическую термодинамику.
- •12.1. Общие сведения
- •12.2. Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •12.3. Закон Гесса и стандартные теплоты образования веществ
- •12.4. Ещё три следствия из закона Гесса
- •13. Направление процессов.
- •13.1. Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •13.2. Критерии самопроизвольного протекания процессов
- •13.3. Связь между стандартным изменением энергии Гиббса и константой равновесия
- •13.4. Задачи и упражнения по термодинамике
1. Основные понятия кинетики [1, § 57; 2, § 6.2, 6.2.1]
1.1. Химическая кинетика
Химическая кинетика – наука о скоростях и механизмах химических реакций. Термодинамика учит о возможности и невозможности протекания процессов, о равновесии, но не учит, как достигнуть равновесия. Многие термодинамически возможные процессы (см. § 13.2) практически не идут, т.е. их скорость очень мала.
Химические реакции – это превращения одних веществ в другие в результате столкновений молекул, ионов или радикалов друг с другом или с твёрдым телом в процессе теплового движения (радикал – обломок молекулы с ненасыщенной валентностью и потому неустойчивый, быстро соединяющийся с чем-нибудь).
Гомогенные реакции происходят в однородной среде – газовом, жидком или твёрдом растворе, а гетерогенные – на границе раздела фаз (газ–жидкость, газ–твёрдое, жидкость–жидкость, жидкость–твёрдое, твёрдое–твёрдое). Не путайте агрегатное состояние и фазу. Если все реагенты и продукты жидкие, сколько здесь фаз? Не всегда одна! Ведь бывают несмешивающиеся жидкости, например, вода и масло.
Водная щелочь + растительное масло водный раствор мыла + водный глицерин. Здесь две жидкие фазы: водная и масляная.
CaO + SiO2 CaSiO3 – некоторые думают, что это гомогенная реакция, т.к. все твердое. Нет, здесь минимум три твердые фазы. В мельчайших крупинках оксида кальция очень много ионов кальция и совсем нет кремния, а в крупинках оксида кремния – наоборот. Реакция идет в месте контакта этих крупинок, там образуется третья фаза – силикат кальция, которая изолирует реагенты друг от друга. Фаз здесь может быть и больше трех, т.к. возможно параллельное образование также Ca2SiO4 и Ca3SiO5.
BaCl2 (водн.) + H2SO4 (водн.) = BaSO4 (тв.) + 2HCl (водн.). Оба реагента находятся в гомогенной среде – в одном растворе, но как только образуются кристаллические зародыши сульфата бария – реакция становится гетерогенной, т.к. дальнейшее образование сульфата бария идёт на поверхности этих зародышей.
Элементарные акты химических реакций (превращения при столкновениях) происходят за очень короткое время: порядка 10–13 с. Поэтому некоторые реакции (например, нейтрализация кислоты и основания или детонация взрывчатого вещества) протекают практически мгновенно. Но если реагировать могут только частицы очень высокой энергии, которых в веществе очень мало, то элементарные акты происходят очень редко, и заметный внешний результат может появится только через очень длительное время. Например, геологические процессы выветривания горных пород занимают тысячи или даже миллионы лет. Изучение скоростей реакций и факторов, влияющих на них, очень важно и для фундаментальной науки, и особенно для промышленности.
Попутно заметим, что механизмы реакций гораздо труднее для изучения. Мы довольно много знаем о структуре и свойствах исходных веществ и продуктов (их можно изучать месяцами), об изменениях внутренней энергии и других функций состояния (см. § 12.1), и гораздо меньше – о механизмах: как начальное состояние превратилось в конечное. Проблема в том, что промежуточное состояние существует ничтожно малое время. Для изучения механизмов применяют метод меченых атомов (т.е. необычных изотопов элементов), изучение скоростей реакций, фемтосекундную спектроскопию и другие экспериментальные методы, а также компьютерное моделирование методами квантовой химии.