- •Конспект лекций*
- •Ведущий лектор:
- •1.1. Строение атома и периодическая система д.И. Менделеева.
- •2. Основные сведения по теории строения атома.
- •Экспериментально квантование энергии атомов обнаруживаегся в их
- •3. Квантово-механическая модель атома водорода.
- •4. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Атомные орбитали.
- •5. Принципы формирования электронной структуры атомов.
- •Соответственно принципу минимальной энергии и правилам Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в следующем порядке :
- •6. Периодическая система д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.
- •6.1. Периодическая система д.И. Менделеева и электронная структура.
- •6.2. Структура периодической системы химических элементов.
- •Лекция 2. Химическая связь
- •1. Основные типы и характеристики химической связи
- •Энергия химической связи (кДж/моль) - это количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи или затрачиваемое на ее разрыв.
- •2. Ионная связь
- •Метод валентных связей рассматривает молекулу как систему из суммы отдельных связей. Такое представление не характеризует химическую реакционную способность молекул с большим числом связей.
- •Сигма - связь (-) -это связь, образованная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов.
- •Например, вследствие sp- гибридизации орбиталей атома углерода многие соединения (сн4, cCl4) имеют форму тетраэдра:
- •4. Металлическая связь
- •5. Основные виды межмолекулярного взаимодействия.
- •6. Донорно-акцепторное взаимодействие
- •7. Водородная связь.
- •Раздел 2. Основные закономерности протекания химических процессов.
- •1.Основные понятия термодинамики.
- •2. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Первый закон термодинамики. Тепловой эффект химической реакции.
- •3. Факторы, определяющие глубину и направленность химических реакций. Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Второй и третий законы термодинамики.
- •При нормальных температурах и незначительном изменении s:
- •4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.
- •Химическая кинетика
- •Химическое и адсорбционное равновесие
- •Лекция 5. Растворы.
- •3. Водные растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Сильные и слабые электролиты. Активность. Свойства растворов электролитов.
- •4. Ионные реакции в растворах. Условия одностороннего протекания реакций обмена.
- •5. Произведение растворимости. Механизм накипеобразования.
- •Осадок кристаллизация раствор
- •6. Водородный показатель среды, его роль в технологических операциях на флоте. Гидролиз солей.
- •Лекция 6. Электрохимические процессы
- •1. Понятие об электродном потенциале
- •Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом.
- •2. Гальванические элементы
- •3. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов
- •Пример 2 Уравнение
- •Электролиз. Законы фарадея
- •1) Катионы металлов со стандартным электродным потенциалом, большим, чем у водорода, почти полностью восстанавливаются на катоде и выделяются в виде металла.
- •2. Химическая и электрохимическая коррозия. Виды коррозии, встречающиеся в судовой практике.
- •Коллоидные растворы.
- •Общие свойства металлов
- •Разбавленная азотная кислота восстанавливается малоактивными
- •Алканы.
- •Непредельные углеводороды.
- •Нафтены ( циклопарафины ).
- •Ароматические углеводороды.
- •Список рекомендуемой литературы
Химическое и адсорбционное равновесие
Химическое равновесие.
Адсорбционное равновесие.
Химическое равновесие.
Большинство химических реакций не протекает до конца. Реакции, которые могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми. Если скорости таких реакций станут равными, , то наступает состояние химического равновесия.
Состояние равновесия характеризует тот предел, до которого в данных условиях реакция, раз начавшаяся, протекает самопроизвольно(∆G < 0). Если в системе наступило химическое равновесие, то дальнейшее изменение изобарно-изотермического потенциала происходить не будет (см. рис.1)
Рис.1 Изменение ∆G по мере протекания реакции
Для гомогенной обратимой реакции аА + bВ cC + dD состояние равновесия характеризуется константой равновесия :
в случае газовых систем:
,
Например, для реакции:
или
Особенностью гетерогенного химического равновесия является отсутствие в константах равновесия членов, относящихся к твердым веществам.
При данной температуре парциальные давления реагентов, находящихся в конденсированном (твердом и жидком) состоянии, постоянны и не зависят от количества реагентов. Поэтому эти парциальные давления обычно включают в константу равновесия. Так, для реакции
СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г); или К= [СО2]
Константа равновесия связана с изменением изобарно-изотермического потенциала химической реакции ∆G° соотношением:
∆G° = - RTlnK
Так как ∆G° = ∆Нº - T∆S°; RlnK = ∆S° - ∆Нº/ T
отсюда К = е-∆Hº/RTe∆Sº/R
В условиях равновесия обратимой реакции ∆G° = ∆Н° - Т·∆S° = 0 можно рассчитать температуру, при которой наступает равновесие
Из этих уравнений следует, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Влияние на константу равновесия природы реагирующих веществ определяет ее зависимость от энтальпийного (∆Нº) и энтропийного (∆S°) факторов.
От концентрации реагентов и от давления (если оно не очень высокое) константа равновесия не зависит. При изменении условий (температуры, давления, концентрации) состояние равновесия нарушается.
Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих равновесие, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного действия. Следовательно, повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермического процесса, а понижение – в сторону экзотермического процесса. Учитывая, что ∆Н = -Q
RlnК = ∆S° + Q/T (для экзотермической реакции).
RlnK = ∆S° - Q/T (для эндотермической реакции).
Вообще, в областях высоких температур характерны эндотермические реакции, а в областях низких температур - экзотермические. Повышение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего количества газообразных молекул, повышение концентрации исходных веществ - в сторону образования продуктов реакции. При противоположном воздействии равновесие будет смещаться, соответственно, в сторону образования исходных веществ. Например, для экзотермической реакции
.
для смещения равновесия в сторону образования аммиака необходимо увеличить концентрации исходных веществ (причем наиболее выгодно увеличить концентрацию водорода), уменьшить концентрацию аммиака, понизить температуру или увеличить давление.
Адсорбционное равновесие.
Адсорбция – процесс поглощения одного вещества поверхностью другого вследствие нескомпенсированности силовых полей частиц в поверхностном слое (на границе раздела фаз).
Вещества, частицы которого поглощаются (газ, жидкость, растворенный компонент), называют адсорбатом, а поглотитель – адсорбентом.
Взаимодействия между частицами адсорбата и адсорбента могут иметь различный характер. В зависимости от природы этого взаимодействия различают адсорбцию физическую и химическую (хемосорбцию).
При физической адсорбции частицы адсорбата и адсорбента связываются относительно непрочными межмолекулярными силами взаимодействия (силами Ван-дер-ваальса). Примером физической адсорбции является адсорбция газов или растворенных веществ активированным углем.
При хемосорбции частицы адсорбата и адсорбента связаны более прочными силами сцепления за счет возникающего химического взаимодействия, приводящего к образованию нового вещества. Примером хемосорбции может служить адсорбция кислорода металлами. Процесс отрыва частиц адсорбата от поверхности адсорбента, т.е. явление, обратное адсорбции, называют десорбцией. Если в системе «адсорбат - адсорбент» при заданных условиях скорость адсорбции равна скорости десорбции, состояние системы называют адсорбционным равновесием. Хемосорбция протекает необратимо.
Количественно адсорбцию выражают в молях адсорбата на единицу площади поверхности адсорбента (моль/м2) или в молях адсорбата на единицу массы абсорбента (моль/г).
Величина адсорбции зависит от природы адсорбента и адсорбата, температуры и концентрации (или давления) адсорбата. Кривую зависимости величины адсорбции от равновесных концентраций с или давлений p адсорбата при постоянной температуре Т называют изотермой адсорбции: Г=f(c) или Г=f(p) при T=const.
Зависимость величины адсорбции от концентрации адсорбента (T=const) выражается уравнением Лэнгмюра (при условии, что поверхность адсорбента однородна).
где Г-величина адсорбции; Гmax – максимальная величина адсорбции, обусловленная поверхностью адсорбента; К – константа адсорбционного равновесия; с – равновесная концентрация адсорбента.
Адсорбция растет с увеличением концентрации или давления адсорбирующихся веществ согласно изотерме адсорбции (Рис.2 ,а).
Выразив уравнение Лэнгмюра в виде:
получают линейную зависимость 1/Г от 1/с (Рис.2 ,б).
а) б)
Рис.2 Изотерма Лэнгмюра в двух формах.
На оси ординат отсекается отрезок, равный 1/Гmax, а tgα=1/K·Гmax
Из графика, построенного в координатах 1/Г - 1/с, рассчитывают максимальную величину адсорбции (Гmax), a затем по уравнению Лэнгмюра константу адсорбционного равновесия (К).
При высоких значениях концентраций (давлений) величина К·с » 1
(К·р » 1) уравнение Лэнгмюра принимает вид Г = Гmax.
Адсорбция находит широкое применение на морском флоте, например, при очистке газов и жидкостей от различных примесей; при обработке судовых технологических вод и для улучшения эксплуатационных показателей смазочных материалов, для решения экологических задач на флоте и т.д.