Скачано с AntiGTU.ru
Ответы на вопросы по химии 2
1) Катализация. Одним из наиболее распространенных методов ускорения химических реакций является катализ. Этот метод осуществляется с помощью катализаторов — веществ, резко увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в результате ее протекания.
Если катализатор и взаимодействующие вещества образуют однофазную систему, катализ называют гомогенным. Если же катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы, катализ называют гетерогенным.
Современная техника очень широко использует катализаторы. В настоящее время химическая промышленность более чем на 90 % является каталитической. Велика роль катализа в осуществлении новых процессов органического синтеза.
Катализ — наиболее эффективный метод интенсификации промышленных химических процессов.
3) Цепные реакции.
Существуют два типа цепных реакций: с неразветвленными и с разветвленными цепями. Примером реакции с неразветвленйой цепью может служит фотохимический синтез хлорида водорода, который протекает со взрывом при облучении смеси водорода и хлора солнечным светом или светом горящего магния. Для цепных реакций характерны три стадии:
а) стадия зарождения цепи
б) стадия развития цепи
Обрыв цепи может произойти и при соударении атомов С1 и Н со стенками сосуда или молекулами постороннего вещества. В данной цепной реакции на каждый поглощенный квант энергии образуется до 100 000 молекул НС1. С другой стороны, скорость этой реакции, а следовательно, и выход продукта реакции НС1 очень чувствительны к наличию в системе посторонних молекул, способных вызвать стадию обрыва цепи. Так, присутствие следов кислорода в смей в сотни раз понижает выход НС1 из-за возможности химического акта:
продуктом которого является малоактивная частица.
Цепные реакции с разветвленными цепями протекают так, что каждая активная частица (атом или свободный радикал) порождает не одну, как в неразветвленйой цепи, а минимум две новые активные частицы. Примером реакции с разветвленными цепями может служить окисление водорода, протекающее при определенных условиях по цепному механизму. Если пропустить через смесь равных объемов водорода и кислорода электрический разряд, то произойдет образование двух свободных ради реакции с каждый из которых характеризуется разветвленными цепями высокой активностью. Новый акт взаимодействия протекает самопроизвольно:
По цепному механизму протекают многие химические реакции, например крекинг и полимеризация, образование смога в атмосфере и др.
4) Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие.
Когда при химическом взаимодействии хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, реакцию считают необратимой, протекающей до конца. Примером необратимой реакции может быть разложение бертолетовой соли:
К необратимым принято относить взаимодействия между веществами, в результате которых образуются осадки, газы и малодиссоциирующие вещества:
Однако каждая из приведенных реакций лишь практически необратима. В химии растворов электролитов рассматривается возможность процессов обратных выделению осадка, газа и образованию малодиссоциирующего вещества.
Многие химические реакции протекают обратимо. Их особенность состоит в том, что они не идут до конца, в системе всегда остается (в большем или меньшем количестве) каждое из исходных веществ. К числу обратимых относятся, например, следующие взаимодействия:
Реакцию, протекающую в правую сторону называют прямой, а в левую обратной. Если в системе скорость прямой реакции ТГ равна скорости обратной реакции состояние системы называют химическим равновесием. Таким образом, кинетическим условием химического равновесия является равенство. Константа равновесия Кс так же, как и константы скоростей и кг, зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходных концентраций веществ в системе.
Константы равновесия некоторых обратимых реакций
Концентрации газообразных веществ в выражении могут быть заменены равновесными парциальными давлениями этих веществ:
Если обратимая реакция протекает в гетерогенной системе, например
то константа равновесия равна отношению равновесных парциальных давлений газообразных веществ и не зависит от абсолютных и относительных количеств веществ, находящихся в конденсированной фазе Зависимость константы равновесия от температуры. Зависимость константы равновесия от температуры при: выражается уравнением изобары химической реакциям где — стандартное изменение энтальпии системы при температуре Т; — стандартное изменение энтропии системы при той же температуре.
Из уравнения следует, что, а следовательно, и константа равновесия Кр может при повышении температуры и увеличиваться, и уменьшаться. Это связано со знаком изменения энтальпии (стандартного изобарно изотермического теплового эффекта реакции). Если прямая реакции экзотермична, то константа равновесия КР при повышении температуры уменьшается. И наоборот, если прямая реакция эндо-термична, то величина Др при повышении температуры увеличивается.
Зависимость константы равновесия от температуры при выражается уравнением изохоры химической реакции где стандартное изменение внутренней энергии системы при температуре стандартное изменение энтропии растемы при той же температуре.
И при этом характер влияния температуры на величину определяется знаком изменения внутренней энергии (стандартного изохорно-изотермического теплового эффекта реакции) .
6) Принцип Ле Шателье.
Направление смещения равновесия в общем случае определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.
Смещение равновесия может быть вызвано изменением температуры, концентрации одного из реагентов, давления. Температура — тот, параметр, от которого зависит величина константы равновесия химической реакции. При повышении температуры увеличивается константа равновесия эндотермического процесса. Это значит, что при повышении температуры равновесие смещается вправо тогда, когда прямая реакция идет с поглощением теплоты. Именно в этом проявляется противодействие системы оказанному воздействию. Константа: равновесия экзотермического процесса при повышении температуры уменьшается. Это значит, что при повышении температуры равновесие экзотермической реакции смещается влево.
Скорость как экзотермической, так и эндотермической реакции при повышении температуры возрастает, а при понижении уменьшается. Однако изменение скоростей Vи Vпри повышении (или понижении) температуры не одинаково, поэтому, варьируя температуру, можно смещать равновесие в заданном направлении. Так, например, при повышении температуры равновесие термической диссоциации хлорида аммония нарушается потому, что скорость прямого процесса возрастает в большее число раз, чем скорость обратного процесса. Через некоторое время скорости обеих реакций вновь становятся одинаковыми, но отличными от первоначальных равновесных скоростей:
Смещение равновесия может быть вызвано изменением концентрации одного из компонентов: добавлением вещества в равновесную систему или выводом его из системы. По принципу Ле Шателье при изменении концентрации одного из участников реакции равновесие смещается в сторону, компенсирующую изменение, т. е. при увеличении концентрации одного из исходных веществ — в правую сторону, а при увеличении концентрации одного из продуктов реакции — в левую.
Действительно, при увеличении концентрации исходного вещества, в равновесной системе равенство скоростей нарушается, так как возрастает скорость прямой реакции. Равновесие смещается в правую сторону. Если же увеличить концентрацию продукта реакции, то возрастает скорость обратной реакции. Равновесие смещается в левую сторону. Если в обратимой реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество, смещение равновесия может быть вызвано изменением давления. Повышение давления при равносильно сжатию газа, т. е. увеличению его концентрации. При увеличении концентрации газообразного компонента скорость реакции в соответствии с законом действующих масс возрастает, что приводит к смещению равновесия в направлении уменьшения концентрации газообразного компонента. При понижении давления газ расширяется, и его концентрация в системе падает. Это вызывает уменьшение скорости реакции, участником которой является газообразный компонент; равновесие смещается в направлении увеличения давления газа. Так, например, при увеличении давления (по сравнению с равновесным) на систему
возрастает скорость обратной реакции что приводит к смещению равновесия в левую сторону. При понижении давления на ту же систему скорость обратной реакции уменьшается. Это приводит к смещению равновесия в правую сторону. Если в реакции участвует несколько газообразных веществ, то при изменении давления одновременно и одинаково изменя-Игся все их концентрации. Изменяются и скорости процессов. Однако смещения равновесия может при этом не произойти. Например, при увеличении давления на систему все вещества газы находящуюся в состоянии равновесия, смещения равновесия не произойдет, так как обе скорости Vи возрастут одинаково (допустим, в четыре раза при увеличении давления вдвое).
Итак, в соответствии с принципом Ле Шателье при повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества молей газообразных веществ в газовой смеси и соответственно в сторону уменьшения давления в системе. Наоборот, при внешнем воздействии, вызывающем понижение давления, равновесие смещается в сторону образования большего количества молей газа, что противодействует внешнему воздействию и вызывает увеличение давления в системе.
Принцип Ле Шателье имеет большое практическое значение. На его основе можно подобрать такие условия осуществления химического взаимодействия, которые обеспечивают максимальный выход продуктов реакции. Принцип Ле Шателье справедлив не только для химических равновесий: он приложим и к процессам фазовых превращений к испарению, конденсации и др.
8) ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ. ПРАВИЛО ФАЗ Гетерогенные равновесия, связанные с переходом вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава, называются фазовыми. К, их числу можно отнести равновесия в процессах испарения, плавления, конденсации и т. п. Фазовые равновесия, так же как химические, характеризуются минимальным значением энергии Гиббса системы* и равенством скоростей прямого и обратного процессов. Так, например, равновесие в системе лед — вода: характеризуется равенством скоростей плавления льда и кристаллизации воды.
Для фазовых равновесий справедлив принцип Ле Шателье. В системе лед — вода равновесие можно сместить в правую сторону (в сторону плавления льда), повышая температуру, так как переход сопровождается поглощением энергии, а в системе пар — вода: (ж) при повышении температуры равновесие смещается в левую сторону (в сторону испарения воды), так как поглощением энергии сопровождается процесс
Одним из наиболее общих законов гетерогенных (в том числе и фазовых) равновесий является правило фаз. Согласно этому правилу, в равновесной системе число фаз, число независимых компонентов К и число степеней свободы С связаны соотношением
С + Ф = к + л, где п — число внешних факторов, влияющих на равновесие системы.
До сих пор понятие «компонент» исйользовалось для обозначения какого-либо вещества, являющегося составной частью системы. Теперь введем понятие,«независимый компонент». Число независимых компонентов системе — наименьшее число ее компонентов, достаточное для образования всех фаз данной системы. При рассмотрении фазовых равновесий, когда в системе не происходит химических превращений, понятия «компонент» и «независимый компонент» совпадают. Но если в системе протекает химическая реакция, эти понятия различаются. При химическом равновесии относительные количества всех веществ в системе взаимно связаны.
Поскольку минимальное значение энергии Гиббса системы означает равенство ∆Н=Т∆S, появляется возможность расчета изменения энтропии ∆S в данном равновесном процессе из соотношения непосредственно измеряемых величин: ∆S=∆Н/ Т.
общему числу компонентов за вычетом числа уравнений независимых реакций, связывающих эти компоненты.
Внешними факторами, влияющими на равновесие системы, чаще всего бывают температура и давление. Условия равновесия (температура и давление) строго определены, и ни одно из них не может изменяться.
Часто в однокомпонентных системах отдельные фазы представляют собой одно и то же вещество в различных агрегатных состояниях — твердом, жидком и газообразном. Каждому агрегатному состоянию, т. е. каждой фазе, отвечает определенная область диаграммы состояния вещества. Пограничные линии характеризуют равновесия: а) между газообразной и жидкой фазами, б) между жидкой и твердой фазами, в) между твердой и газообразной фазами. Тройная точка показывает значения температуры и давления, при которых сосуществуют все три фазы, т. е. вещество во всех трех агрегатных состояниях.