- •Теоретические основы химии
- •Введение
- •1 Количество вещества в химических и инженерных расчетах. Концентрация растворов
- •Основные понятия и определения
- •Основные типы задач
- •Тогда в полученном растворе
- •2 Строение атома. Периодический закон и таблица элементов д.И.Менделеева
- •3 Химическая связь
- •Из таблицы 3.1 видно, что:
- •Кратность химической связи
- •Направленность ковалентной связи. Гибридизация орбиталей
- •Насыщаемость ковалентной связи
- •Поляризуемость ковалентной связи
- •Межмолекулярное взаимодействие
- •4 Общие закономерности протекания химических реакций
- •4.1 Тепловой эффект химической реакции. Понятие об энтальпии
- •Тогда для изобарного процесса
- •Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода (т.Е. От числа промежуточных стадий).
- •4.3 Химическое равновесие
- •Влияние давления на равновесие
- •Расчет материального баланса в состоянии химического равновесия
- •4.4 Основы химической кинетики
- •5 Общие свойства растворов. Идеальные растворы. Законы Рауля
- •6 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
- •Если в раствор добавить, например гидроксид натрия
- •7 Гидролиз солей
- •8 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •Влияние pH на растворимость электролитов
- •9 Комплексные соединения
- •10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов
- •Примеры
- •Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
- •Получение заданного вещества реакцией обмена
- •11 Окислительно-восстановительные свойства веществ.
- •Определение возможности окислительно-восстановительных реакций по степеням окисления элементов
- •Окислители –пероксиды
- •Восстановители-металлы (простые вещества)
- •Составление материального баланса в полуреакциях
- •Примеры
- •Примеры
- •Примеры
- •Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях Примеры
- •Электронный баланс в полуреакциях
- •12 Электрохимические реакции
- •Уравнение Нернста для металлического электрода
- •Электрохимический ряд металлов
- •13 Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея
- •Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.
- •Список литературы
- •Теоретические основы химии
- •212027, Могилев, пр-т Шмидта, 3
4 Общие закономерности протекания химических реакций
При анализе возможности заданного превращения веществ или при выборе оптимального способа получения заданного продукта приходится решать две основные задачи: какой вариант энергетически более выгоден (реализуется с большей степенью превращения) и какой протекает с большей скоростью.
Вопросы, связанные с принципиальной возможностью осуществить заданное превращение веществ, независимо от того, как это будет происходить, изучаются в разделе химической теории – химической термодинамике.
Вопросы, связанные с механизмом химических реакций и их скоростью, рассматриваются в химической кинетике.
4.1 Тепловой эффект химической реакции. Понятие об энтальпии
Большинство химических реакций сопровождается выделением или поглощением тепла: первые называют экзотермическими, другие –эндотермическими. Каковаприрода теплового эффектареакции? Если вспомнить, что химические превращения – это результат разрыва одних химических связей (с поглощением энергии) и образования других связей (с выделением энергии), то станет понятным, что величина и знак теплового эффекта реакции зависят от соотношения суммарной энергии связей в исходных веществах и в продуктах реакции. Если суммарная энергия связей в исходных веществах больше, чем в продуктах, то реакция будет эндотермической; если более прочные связи в продуктах – экзотермической.
Например, для реакции образования иодоводорода из простых веществ:
0,5 I2(т) + 0,5H2(г) + =HI(г)
тепловой эффект реакции (Q) – это разность между энергией образующейся связи (ЕH–I) и суммой связей в исходных веществах: энергии испарения твердого йода (Есубл) и связей в молекулах йода (ЕI–I) и водорода (ЕH–H):
Q = ЕH–I – 0,5[ЕсублI2 + (ЕI–I + ЕH–H)] = 298,3 – 0,5(436 + 62,4 + 148,8) =
= – 25,3 кДж/моль.
Эта реакция эндотермическая, т.к. сопровождается поглощением тепла.
Раздел химии, в котором изучаются тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией.
Тепловым эффектом химической реакции называют количество теплоты, выделившейся или поглощенной в результате превращения исходных веществ в продукты при p = const (изобарный процесс) или V = const (изохорный процесс) и равенстве температур исходных веществ и продуктов (Т исх = Т прод).
Согласно первому закону термодинамики, количество теплоты (Q),поглощенное системой (или выделившееся из нее), ведет к изменению внутренней энергии системы() и совершению работы (А)против внешних сил (первое начало термодинамики):
Q = +A |
(4.1.1) |
В химических реакциях изменение внутренней энергии системы обусловлено изменением потенциальной и кинетической энергии всех ее составных частей: молекул, атомов (или ионов), электронов, ядер атомов, их протонов и нейтронов:
=U2–U1,
где U1 иU2 – внутренняя энергия системы до и после реакции.
Работа (А)в химических реакциях – это чаще всего работа расширения (или сжатия), т.е.
А = =P(V2–V1),
где V1 иV2 –объем системы до и после реакции.
Тогда для изохорного процесса (АV = = 0) уравнение (4.1.1) преобразуется в следующее:
QV = , |
(4.1.2) |
т.е. если химическая реакция не сопровождается изменением объема системы (= 0), то тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы.
Если реакция протекает при постоянном давлении, то
QP= (U2–U1) –P(V2–V1)
После раскрытия скобок и перегруппировки получим:
QP= (U2+PV2) – (U1+PV1)
Функцию (U+PV) называют энтальпией (H) системы.