- •Лекции по общей химии Введение.
- •Основные законы химии.
- •Стехиометрические законы.
- •Газовые законы.
- •3. Уравнение состояния идеального газа (Клапейрона-Менделеева).
- •Строение атома
- •Квантово-механическая модель строения атома
- •Лекция 3. Периодический закон и электронные конфигурации атомов.
- •Радиусы атомов. Потенциал ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Лекции 2, 3 Химическая связь. Метод молекулярных орбиталей (ммо).
- •Рассмотрим молекулы нf и ВеН2, в которых имеет место образование несвязывающих мо. Сравнение методов мвс и ммо.
- •О валентности.
- •Металлическая связь.
- •Ионная связь.
- •Водородная связь.
- •Межмолекулярные взаимодействия.
- •Взаимосвязь между типом хс и свойствами веществ.
- •Стеклообразное состояние вещества.
- •Применение процессов возбуждения электронов для практических целей.
- •Основы химической термоднамики. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия
- •Энтальпия.
- •Энтропия.
- •2 Закон (Начало)т/д: в изолированной системе самопроизвольно протекают только такие процессы, которые ведут к росту энтропии.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гельмгольца.
- •Кинетика химических реакций.
- •Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Катализ.
- •Цепные реакции.
- •Химическое равновесие.
- •Растворы.
- •Свойства разбавленных растворов неэлектролитов (коллигативные свойства – независящие от природы вещества).
- •Осмос и осмотическое давление.
- •Диссоциация кислот, оснований, солей.
- •Протонная теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури.
- •Произведение растворимости.
- •Особенности растворов сильных электролитов.
- •Ионные реакции в растворах электролитов.
- •Комплексные соединения.
- •Количественные характеристики процесса гидролиза.
- •Буферные растворы.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Окислительно-восстановительная двойственность.
- •Составление уравнений овр.
- •Окислительно-восстановительный (электродный) потенциал.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Эдс как количественная характеристика возможности протекания окислительно-восстановительного процесса.
- •Окислительно-восстановительная способность двух форм электрохимической системы.
- •Уравнение Нернста.
- •1.Взаимодействие металлов с водой.
- •2.Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
- •3.Взаимодействие металлов с кислотами, в которых окислитель – катион водорода.
- •4.Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой.
- •Взаимодействие концентрированной серной с неметаллами-восстановителями.
- •5.Взаимодействие металлов с азотной кислотой (разб. И конц.).
- •Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами
- •Взаимодействие металлов с растворами солей.
- •Окислительно-восстановительные свойства воды.
- •Коррозия металлов
- •Газовая коррозия
- •Образование оксидной пленки на металлах
- •Атмосферная коррозия
- •Электрохимическая коррозия
- •Методы защиты от коррозии.
- •1. Модификация самого металла:
- •2.Отделение (предохранение) металла от окружающей среды с помощью защитных покрытий (неметаллических):
- •3.Металлические защитные покрытия.
- •4.Электорохимические методы защиты (суть – заставить разрушаться болванкам).
- •5.Специальная обработка электролита или среды, в которой находится металл (удаление или уменьшение концентрации веществ, вызывающих коррозию).
- •6.Химическая обработка для повышения коррозионной стойкости (пассивация поверхности металла) - то, что не использовалось в выше приведенных методах, часто в расплавах или при повышенных температурах.
- •Измерение э.Д.С. Химических источников тока.
- •Химические источники электрической энергии (хиээ)
- •Аккумуляторы.
- •Типы аккумуляторов
- •Свинцово-кислотные аккумуляторы.
- •Принцип действия
- •Устройство
- •Литий-ионные аккумуляторы.
- •Литиевые элементы различных электрохимических систем
- •Электролиз.
- •Законы электролиза м. Фарадея.
- •Практическое применение электролиза.
- •Электрофорез и электродиализ.
- •Металлы и сплавы.
- •Классификация металлов.
- •Основные методы получения металлов.
- •Получение металлов высокой чистоты.
- •Металлы и сплавы
Зависимость скорости реакции от температуры.
Скорость химических реакций сильно зависит от температуры. В соответсвии с эмпирическим правилом нидерландского физико-химика Вант-Гоффа (Якоб Хендрик – первый лауреат Нобелевской премии по химии 1901г.): при повышении температуры на 10 градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза. Отношение скорости при температуре (to+10) к константе при температуре t называется температурным коэффициентом скорости реакции (коэффициент Вант-Гоффа): = k t+10/kt=2 – 4.
На первый взгляд может показаться, что скорость реакции от температуры обусловлена увеличением числа столкновений. Оказывается, что при увеличении температуры на 10о число столкновений увеличивается среднем всего на 1-2%. Расчет показывает, что число столкновений при нормальных условиях достигает порядка 1028 соударений в секунду. Если бы каждое соударение приводило к химическому взаимодействию, скорости реакций были бы огромны (со взрывом). В действительности, далеко не каждое соударение приводи к химическому взаимодействию. Для осуществления взаимодействия молекулы должны обладать определенным запасом энергии. Энергия Еа , представляющая собой минимальную, достаточную для осуществления акта химического взаимодействия, называется энергией активации. Большинство молекул такой энергией не обладает. Согласно кинетической теории газов средняя энергия молекулы при температуре Т равна Еср =3/2kТ.
Энергия распределена между частицами неравномерно. Это обусловлено передачей энергии от одной молекулы к другим при их столкновениях и хаотическом движении. При данной температуре энергия отдельных молекул в системе распределена по определенному закону, который называется распределением Максвелла-Больцмана. На рисунке представлено распределение молекул в системе по энергиям при разной температуре. Координаты выбраны таким образом, что площадь под кривой пропорциональна общему числу частиц в системе. Площади под кривыми при Т1Т2 равны, т.к. общее число частиц в системе постоянно. Максимумы на кривых отвечают величине энергии, которой обладает большинство частиц в системе, и эта энергия ЕЕа. Доля частиц с энергией, значительно большей энергии активации ЕЕа совсем невелика, но с ростом температуры она сильно возрастает. На рисунке этому отвечают заштрихованные площади под кривыми. Таким образом, причина резкого возрастания скорости реакции при повышении температуры – значительное возрастание так называемых активных частиц, обладающих энергией большей, чем энергия активации.
Понятие энергии активации используется в одной из теорий кинетики – теории активных соударений. Суть теории заключается в том, что к химической реакции приводят соударения только тех молекул, которые обладают достаточной энергией для перестройки электронных облаков, приводящее к акту химического взаимодействия. Эта энергия ЕаЕ больше некоторого среднего запаса энергии частиц в системе. Другими словами, любая молекула для вступления в реакцию должна преодолеть энергетический барьер. Энергетическая диаграмма теории активных соударений выглядит следующим образом.
Согласно распределению Максвелла-Больцмана, число активных частиц в системе возрастает по экспоненциальному закону: Nакт/N – е-Е /RT. Уравнение, отражающее зависимость константы скорости от температуры получено С. Аррениусом (шведский физико-химик, 1859-1927г.г., автор теории электролитической диссоциации, лауреат Нобелевской премии, почетный член АН СССР): k = A exp(-Ea/RT) (2), где R – газовая постоянная R=8,314 Дж/мольК – работа, которую совершает 1 моль газа при нагревании на 1 градус. R = РоVо/То. Т – абсолютная температура. А – константа, зависящая от природы вещества. Формально, А – это константа скорости при нулевой энергии активации или при бесконечно большой температуре. Экспоненциальный вид зависимости скорости от температуры объясняет большие величины температурных коэффициентов скорости реакций. Величину энергии активации и частотный фактор можно экспериментально определить из уравнения (2), если записать его в виде логарифмической зависимости: lnk = lnA – Ea/RT и построить график в координатах lnk – 1/Т. Отрезок по оси y – lnA, tg = Ea/R.
Вернемся к правилу Вант-Гоффа. Как следует из уравнения Аррениуса, оно выполняется для тех реакций, энергия активации которых лежит в пределах 84-170кДж/моль в области температур 0-400оС. В настоящее время показано. Что энергия активации лежит в пределах 40-400 кДж/моль, поэтому температурный коэффициент может быть в пределах 1-10.
Константу А называют еще частотным фактором. Это название связано с частотой обратимого распада активированного комплекса в еще одной теории кинетики – теории активированного комплекса. Суть теории состоит в том, что в начальной стадии реагирующие частицы обратимо образуют активированный комплекс АВ*, который затем может распадаться с образованием продуктов реакции. Предположим взаимодействуют: Н2 + I2 = 2HI.
Н - Н Н- - -Н Н Н
+ = +
I - I I- - -I I I
Активированный комплекс – это промежуточный продукт реакции, образующийся на начальной стадии взаимодействия химических частиц, характеризующийся нестабильностью, и отличается от обычной молекулы тем, что имеет малую силовую постоянную и большую амплитуду колебаний. Это приводит к его распаду. Термин «обратимый распад» означает, что не всегда распад активированного комплекса приводит к появлению продуктов реакции. Однако чем чаще он образуется, тем выше скорость реакции. Условие образования активированного комплекса - энергия его образования меньше энергии разрыва связей и меньше энергии активации: Е* Есв, Е* Еа. Энергетическая диаграмма теории активированного комплекса выглядит следующим образом.
В соответствии с этой схемой получается, что путь реакции через образование активированного комплекса более энергетически выгоден (преодолевается меньший энергетический барьер). Мы еще вернемся к теориям кинетики в теме «катализаторы».