I. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМ РЕАКЦИЙ

1. Энергетические эффекты хим реакций

Любая реакция всегда сопровождается поглощением или выделением энергии в виде тепла, света, электричества, то есть превращением хим энергии в др виды. Для количественного сопоставления энергетических эффектов реакций, их, путем перерасчета, переводят к одному виду энергии – тепловой.

Раздел химии изучающий тепловые эффекты реакций, наз термохимией.

(Р,Т) = const ∆Н (энтольгия, теплосодержащее)

(V, Т)= const ∆И (внутр энергия)

Экзотермические реакции (идущие с выделением тепла в окр среду), ∆Н<0

Эндотермические реакции, ∆Н>0

Тепловой эффект зависит от внешних условий, поэтому его принято определять при стандартных условиях (Т=298К (25⁰С), Р=101,3КПа (1 атм, 760 мм р.ст.))

∆Н⁰₂₉₈, ∆И⁰₂₉₈

Хим уравнение записанное с указанием теплового эффекта наз термохимическим. В них принято указывать агрегатное состояние веществ, а также их аллотропическую модификацию веществ.

С_(Т)(графит) + О_2(r) = СО_2(r) ; ∆Н⁰₂₉₈ = -393,5кДж… (алмаз) = -395,4кДж

Тепловой эффект всегда относится к взаимодействию того числа молей, которое указано в уравнениях реакций (_N₂ + 3Н₂ = 2NН₃ ; ∆Н⁰₂₉₈ = -92кДж)

Тепловой эффект образования 1 моля сложного вещества из простых наз энтальпией образования и обозначают ∆Н_обр, ∆Н_f (∆Н⁰_обр.NН₃ = -46кДж/моль)

∆Н_обр примерно 40000 известных веществ экспериментально найдены и содержатся в справочниках.

Чем больше ∆Н_обр вещества, тем оно прочнее; для простых веществ ∆Н_обр = 0

Не все вещ-ва м.б. синтезированы из простых вещ-в в условиях позволяющих проводить измерения.

Однако ∆Н_обр можно найти и косвенным путем, пользуясь законом Гесса:

Тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса, определяется только начальным и конечным состоянием системы. Закон справедлив, если (Р,Т) = const или (V, Т)= const.

С + О₂ = СО₂ ; ∆Н⁰₁

Следствия из закона Гесса  - Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции  - Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты.  - Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты.  - Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.

Пример расчета теплового эффекта реакции:

Fe₂O₃(тв) + 3 C(графит) = 2 Fe(тв) + 3 CO(г)

Эта реакция происходит в доменной печи при очень высокой температуре (около 1500 ^оС). В справочниках, где используетсятермодинамическая шкала, можно найти стандартные теплоты образования Fe₂O₃ (DН^о₂₉₈ = –822,1 кДж/моль) и СО (DН^о₂₉₈ = – 110,5 кДж/моль). Два других вещества из этого уравнения - углерод и железо - являются элементами, то есть их теплота образования по определению равна нулю. Поэтому стандартная теплота рассматриваемой реакции равна: DН^о₂₉₈ = 3× (-110,5) - (-822,1) = -331,5 + 822,1 = +490,6 кДж

2. Химическая кинетика – изучает скорость хим реакций. Количественно скорость оценивают по изменении концентрации в ед времени.

Поскольку вещ-ва взаимодействуют в эквивалентных соотношениях, то о скорости можно судить по изменению концентрации любого одного из компонентов реакции исходного вещ-ва или продукта.

О скорости можно также судить по изменению какого либо фактора зависящего от концентрации. Например: окраска раствора, давление газа, электропроводность. При постоянных внешних условиях скорость реакции меняется, поэтому говоря о скорости имеют ввиду скорость в данный момент времени.

где v - скорость реакции, ∆С - изменение концентрации (в моль/л), а ∆τ - интервал времени, в течение которого это изменение произошло (сек). Следовательно, размерность у скорости реакции такая: "моль/л^.сек".

  

Гомогенные реакции протекают в однородной среде, фазе (газовой или жидкой)

Гетерогенные реакции протекают между вещ-ми, нах в разных фазах.

Фаза – совокупность всех однородных частей системы, имеющих одинаковые: состав, хим и физ состав, но отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела

Трехфазная система Hg  Н₂О  С₆Н₆

Кинетика гетерогенных реакций отличается от кинетики гомогенных. В гетеро имеются стадии диффузий, которые влияют на скорость реакций. Скорость реакций зависит от многих факторов

𝓿 = f (С, Т, катализатор – всегда, 𝒥, ∆φ…)

А) Зависимость скорости от концентрации установили Гульдберг и Вааге. Выведенные ими соотношения известны под названием «Закон действия масс»:

При постоянной Т, скорость хим реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих вещ-в, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов (перед формулой данного вещ-ва в уравнениях реакций). Этот закон справедлив только для наиболее простых по кинетике гомогенных реакций.

За скоростью реакции А + B = C можно следить по расходованию одного из реагентов (А или Б), либо по накоплению продукта (C). Здесь мы сталкиваемся с серьезной проблемой: скорость реакции может постоянно МЕНЯТЬСЯ.

v = k[А][B]

Коэффициент k НЕ ЗАВИСИТ от концентраций [А] и [В]. Эти концентрации (как и скорость) могут изменяться в ходе реакции, но значение k сохраняется ПОСТОЯННЫМ для данной реакции в выбранных условиях. Поэтому коэффициент k называют КОНСТАНТОЙ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ. Уравнение называется КИНЕТИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЕМ для реакций типа А + B = C (или А + В = С + D + ...).

v = k[А][Б] = k[1][1], следовательно, в этот момент v = k.

2 NO + O₂ = 2 NO₂

v = k[NO]²[O₂]

О кинетическом уравнении v = k[A]^a[B]^b[C]^c говорят, что оно имеет порядок по каждому из входящих в него веществ. Порядок реакции по данному веществу - это показатель степени при концентрации данного вещества в кинетическом уравнении. Например, уравнение v = k[NO]²[O₂] имеет второй порядок по NO и первый порядок по О₂. Сумма порядков по всем веществам (a + b + c) называется общим или суммарным порядком реакции.

Б) Что касается влияния температуры, то этот фактор действует одинаково как на скорость реакции v, так и на константу скорости k – обе эти величины быстро возрастают с повышением температуры. Полезно рассмотреть влияние температуры именно на константу скорости – в этом случае нашу задачу не осложняют постоянно меняющиеся в ходе реакции концентрации реагирующих веществ.

Еще в XIX веке голландский физикохимик Вант-Гофф опытным путем обнаружил, что при повышении температуры на 10 ^оС скорости многих реакций возрастают в 2-4 раза.