- •Э.А. Гюннер, в.Ф. Шульгин общая химия
- •Введение Предмет и структура химии
- •1. Химическая атомистика
- •1.1. Основные положения и понятия химической атомистики
- •1.2. Стехиометрические законы химии
- •1.3. Методы определения молекулярных масс и атомных масс
- •Методы определения молекулярных масс.
- •1.3.2. Методы определения атомных масс.
- •2. Основы теории строения атома
- •2.1. Предпосылки возникновения квантово-механической теории
- •2.2. Постулаты квантово-механической теории
- •2.3. Волновая функция. Уравнение Шредингера
- •2.4. Атом водорода. Одноэлектронные атомарные ионы
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •3. Периодический закон д.И. Менделеева в свете квантово-механических представлений
- •3.1. Современная формулировка Периодического закона
- •3.2. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы элементов
- •3.3. Закономерности изменения свойств элементов в периодах и подгруппах периодической системы
- •3.3.1. Эффективный заряд ядра.
- •3.3.2. Атомные радиусы.
- •3.3.3. Энергия ионизации.
- •3.3.4. Сродство к электрону.
- •3.3.5. Электроотрицательность.
- •3.3.6. Степени окисления элементов.
- •3.4. Элементы-аналоги. Виды аналогии в периодической системе элементов
- •3.4.1. Групповая аналогия.
- •3.4.2. Типовая аналогия.
- •3.4.3. Электронная аналогия.
- •VI группа I группа
- •3.4.4. Слоевая аналогия.
- •3.4.5. Контракционная аналогия (шринк-аналогия).
- •3.4.6. Горизонтальная аналогия.
- •3.4.7. Диагональная аналогия.
- •4. Атомное ядро. Радиоактивность
- •4.1. Элементарные частицы
- •4.2. Теория строения атомных ядер
- •4.3. Ядерные реакции
- •4.4.Радиоактивность. Типы радиоактивного распада
- •4.5. Законы радиоактивного распада
- •4.6. Естественная радиоактивность. Радиоактивные ряды. Радиоактивное равновесие
- •4.7. Искусственная радиоактивность. Изотопная индикация
- •4.8. Новые химические элементы
- •4.9. Эволюция элементов во Вселенной
- •5. Химическая связь и строение молекул
- •5.1. Химическая связь. Параметры химической связи. Валентность
- •5.2. Метод валентных связей
- •5.2.1. Основные принципы метода валентных связей.
- •5.2.2. Насыщаемость ковалентной связи. Механизм образования двухцентровой связи.
- •5.2.3. Направленность ковалентной связи. Гибридизация электронных орбиталей.
- •5.2.4. Кратность ковалентной связи.
- •5.2.5. Делокализованные многоцентровые связи. Теория резонанса.
- •5.2.6. Предсказание геометрической формы молекул.
- •5.2.7. Неполярные и полярные связи. Типы ковалентных молекул.
- •5.2.8. Недостатки метода валентных связей.
- •5.3. Метод молекулярных орбиталей
- •5.3.1. Основные принципы метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2. Применение метода молекулярных орбиталей.
- •5.3.2.1. Двухатомные молекулы.
- •5.3.2.2. Молекулы, состоящие из трех и более атомов.
- •5.4. Ионная связь
- •5.4.1. Особенности ионной связи. Свойства ионных соединений.
- •5.4.2. Типы кристаллических решеток ионных соединений. Ионные радиусы.
- •5.3.3. Энергия ионной кристаллической решетки.
- •5.4.4. Поляризация ионов.
- •5.5. Металлическая связь. Зонная теория кристаллов
- •5.6. Межмолекулярное взаимодействие
- •5.7. Водородная связь
- •6. Координационные соединения
- •6.1. Координационные соединения. Основные положения координационной теории
- •6.2. Классификация координационных соединений
- •6.3. Номенклатура координационных соединений
- •6.4. Изомерия координационных соединений
- •6.5. Химическая связь в координационных соединениях
- •6.5.1. Метод валентных связей
- •6.2. Теория кристаллического поля
- •6.3. Метод молекулярных орбиталей
- •6.7. Реакции внешнесферного и внутрисферного замещения. Принцип транс-влияния
- •7. Агрегатные состояния вещества
- •7.1. Типы агрегатного состояния
- •7.2. Твердое состояние вещества
- •7.2.1. Кристаллическое состояние.
- •7.2.2. Аморфное состояние.
- •7.3. Жидкое состояние вещества
- •7.4. Газообразное состояние вещества
- •7.5. Плазма
- •8. Теория химических процессов
- •8.1. Предмет и основные понятия теории химических процессов
- •8.2. Основы химической термодинамики
- •8.2.1. Термодинамические функции. Внутренняя энергия и первый закон термодинамики. Энтальпия.
- •8.2.2. Термохимия. Закон Гесса.
- •8.2.3. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики.
- •8.2.4. Свободная энергия Гиббса. Направление химического процесса.
- •8. Химическая кинетика
- •8.3.1. Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции. Энергия активации.
- •8.3.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Катализаторы и катализ.
- •8.3.3. Кинетическая классификация реакций.Молекулярность и порядок реакции. Механизмы реакций.
- •8.3.4. Некоторые типы многостадийных реакций.
- •8.4. Химическое равновесие
- •8.4.1. Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия.
- •8.4.2. Смещение химического равновесия.
- •9. Растворы
- •9.1. Общая характеристика растворов
- •9.2. Разбавленные растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов
- •9.3. Растворы электролитов
- •9.3.1. Электролиты. Теория электролитической диссоциации (ионизации).
- •9.3.2. Теория растворов слабых электролитов.
- •9.3.2.1. Степень ионизации слабых электролитов и методы ее определения.
- •9.3.2.2. Равновесия в растворах слабых электролитов.
- •6,5·10-4 Моль/л
- •9.3.3. Теория сильных электролитов.
- •9.3.4. Обменные реакции в растворах электролитов.
- •9.3.4.1. Типы обменных реакций в растворах электролитов.
- •9.3.4.2. Гидролиз солей.
- •9.3.5. Теории кислот и оснований.
- •9.3.6. Окислительно-восстановительные реакции в растворах.
- •9.3.6.1.Общая характеристика окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •9.3.6.3. Электродные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Гальванический элемент.
- •9.3.6.4. Электролиз.
- •9.4. Коллоидные растворы
- •9.4.1. Общая характеристика коллоидных растворов и методы их получения.
- •9.4.2. Строение коллоидных частиц.
- •9.5. Твердые растворы
- •Список рекомендуемой литературы
8. Химическая кинетика
8.3.1. Предмет химической кинетики. Скорость химической реакции. Энергия активации.
Химическая кинетика - это раздел теории химических процессов, изучающий механизмы протекания и скорости химичеcких реакций. В отличие от химической термодинамики, изучающей состояние системы вне зависимости от того, как это состояние возникло, химическая кинетика имеет предметом изучения конкретные пути перехода из одного состояния в другое, т.е. возможность реализации процесса и его развитие во времени.
Под механизмом реакции понимают последовательность элементарных (одностадийных) реакций, приводящих к экспериментально наблюдаемым реакции и ее кинетике.
Скорость химической реакции - это число актов химического взаимодействия за единицу времени в единице реакционного пространства.
Химические реакции могут быть подразделены на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные реакции протекают во всем объеме фазы (например, взаимодействие азота с водородом в газовой фазе или реакция между гидроксидом натрия и азотной кислотой в растворе). Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз (например, взаимодействие оксида магния с азотной кислотой в растворе). Для гомогенных реакций единицей реакционного пространства следует считать единицу объема, для гетерогенных - единицу поверхности раздела фаз. Поскольку число актов взаимодействия пропорционально количеству прореагировавшего или образовавшегося вещества в единице реакционного пространства, средняя скорость реакции за отрезок времени
выразится уравнением
, (8-34)
где ∆n = n2 - n1 - изменение количества вещества, по которому измеряется скорость, за время ∆, Х - объем фазы или поверхность раздела фаз. Знак "плюс" в уравнении (8-34) отвечает случаю, когда выбранное вещество является продуктом реакции и ∆n > 0; знак "минус" соответствует случаю, когда вещество в процессе реакции расходуется и ∆n < 0. Для гомогенных реакций выражение (8-34) принимает вид
или, поскольку - изменение концентрации вещества в молях на литр (С),
В процессе реакции концентрации веществ изменяются, следовательно, меняется и скорость. Скорость реакции в данный момент времени (истинная скорость) определяется первой производной концентрации по времени
(8-35)
Δ→0
Уравнение (8-35) часто используют и для гетерогенных реакций, если для данного отрезка времени поверхность раздела фаз можно считать постоянной. В этом случае о скорости реакции судят по изменению концентрации одного из веществ, находящихся в газовой фазе или в растворе. Например, о скорости реакции растворения цинка в серной кислоте (гетерогенная реакция) можно судить по изменению концентрации ионов водорода в жидкой фазе.
Пусть вещество А превращается в вещество В по уравнению
А → В (8-36)
Если вещество А стабильно, то образование его на конечной стадии обязательно должно было сопровождаться понижением энергии Гиббса независимо от того, является ли реакция синтеза А экзотермической или эндотермической. В противном случае вещество А просто не смогло бы образоваться. Поэтому вещество А не может непосредственно превратиться в вещество В, даже если для реакции (8-36) ΔG < 0. Веществу А необходимо предварительно сообщить некоторую энергию, чтобы вывести его из устойчивого состояния, так как только тогда станет возможным превращение его в вещество В. Таким образом, путь реакции всегда включает три состояния: исходные вещества (реагенты), переходное или активированное состояние и продукты реакции.
Минимальное количество энергии, которое необходимо сообщить системе, чтобы взаимодействие стало возможным, называется энергией активации (Еа, кДж/моль).
Один из путей, по которому могла бы протекать термодинамически разрешенная реакция, включает расщепление молекул реагентов на отдельные атомы и синтез из последних продуктов реакции. Однако этот путь обычно не реализуется, так как ему отвечает очень высокая энергия активации. Для большинства процессов промежуточной стадией является образование так называемого активированного комплекса.
Активированный комплекс - это ассоциат частиц, участвующих в химической реакции, в котором синхронно происходит разрыв старых и образование новых связей.
Активированный комплекс нельзя рассматривать как неустойчивое соединение, так как основные характеристики вещества (межъядерные расстояния, валентные углы и т.д.) к нему неприменимы. Время существования активированного комплекса очень мало (10-12 - 10-13 с).
Протекание реакций изображают с помощью кинетических диаграмм. При построении таких диаграмм по абсциссе откладывают путь реакции, указывая, как процесс развивается во времени, а по ординате - значения энтальпии системы. Подобная диаграмма приведена на рис. 56. Вещества А и В превращаются в соединение АВ с тепловым эффектом процесса ΔН; при этом исходные вещества, поглощая энергию Еа(пр), переходят в состояние активированного комплекса АВ, который затем с выделением энергии превращается в продукт реакции АВ. На рис. 56 показана также энергия активации обратной реакции (Еа(обр)). Из рис. 56 следует, что:
1) тепловой эффект реакции не зависит от энергии активации;
2) тепловой эффект реакции равен разности энергий активации прямой и обратной реакции
ΔН = Еа(пр) - Еа(обр) (8-37)
3) энергия активации - это тепловой эффект процесса образования активированного комплекса из реагирующих веществ.
Если реакция протекает в несколько стадий, то каждой из этих стадий соответствует свой активированный комплекс и своя энергия активации. Промежуточные продукты, при этом образующиеся, называются интермедиатами.
Рис. 56. Кинетическая диаграмма реакции А + В = АВ.
Н –тепловой эффект реакции,
Еа(пр) – энергия активации прямой реакции,
Еа(обр) – энергия активации обратной реакции,
АВ – активированный комплекс
В качестве конкретного примера рассмотрим кинетику реакции
H2(г) + I2(г) = 2HI(г); ΔН = -10,2 кДж/моль (8-38)
кинетическая диаграмма которой приведена на рис. 57.
Рис. 57. Кинетическая диаграмма реакции H2(г) + I2(г) = 2HI(г)
Эта реакция протекает в две стадии, каждая из которых характеризуется определенной энергией активации. На первой стадии молекула иода поглощает энергию, переходя в состояние активированного комплекса II, который затем распадается на атомы иода
I2 = II = 2I; Ea(1) = 149 кДж/моль (8-39)
На второй стадии взаимодействия атомарный иод образует активированный комплекс с молекулой водорода, превращающийся затем в иодоводород
2I + H2 = IH2I = 2HI; Ea(2) = 18 кДж/моль (8-40)
Интермедиатом в этой реакции является атомарный иод. Если рассматриваемую реакцию осуществить, расщепляя на атомы и иод, и водород, а затем синтезируя из этих атомов иодоводород, энергия активации составила бы 581 кДж/моль, что значительно превышает сумму Еа(1) и Еа(2), равную 167 кДж/моль. Таким образом, второй путь энергетически невыгоден и не будет реализован.