Лекции по "Химии"

      Энергия связи. Существенной характеристикой химической связи является ее прочность. Для оценки прочности связей обычно пользуются понятием энергии связей.

Энергия связи  — это работа, необходимая для  разрыва химической связи во всех молекулах, составляющих один моль вещества. Чаще всего измеряют энергию связи в кДж/моль. Наиболее прочными являются ионные и ковалентные связи, энергии этих связей составляют величины от десятков до сотен кДж/моль. Металлическая связь, как правило, несколько слабее ионных и ковалентных связей, но величины энергий связи в металлах близки к значениям энергии ионных и ковалентных связей. Об этом свидетельствуют, в частности, высокие температуры кипения металлов, например 357 °С (Hg), 880 °С (Na), 3000 °С (Fe) и т. д. Энергии водородных связей очень небольшие по сравнению с энергией межатомных связей. Так, энергия водородной связи составляет обычно величину 20—40 кДж/моль, тогда как энергия ковалентных связей может достигать несколько сотен кДж/моль.

 

 

 

 

 

 

 

 

Лекция 5.Химические системы и химические процессы

Система (термодинамическая система) — это макроскопическое тело или совокупность тел, способных обмениваться энергией и (или) веществом с окружающей средой и (или) между собой. Так как такая система состоит из огромного числа микрочастиц, то к ней в целом приложимы законы и методы статистической физики. Соответственно этому, термодинамические методы исследования не требуют знания свойств отдельных частиц изучаемого тела, как и каких-либо допущений относительно его структуры. Вместе с тем законы термодинамики не применимы к микроскопическим телам и не дают никакой информации о микрочастицах. Гомогенной системой называется такая система, свойства которой в макроскопическом смысле одинаковы во всех ее точках или изменяются непрерывно при переходе от одной точки к другой, т.е. не существует области, где наблюдалась бы прерывность свойств или резкое изменение их. Такая гомогенная система называется «фазой». Гетерогенной системой называется система, содержащая более одной фазы, причем на границах фаз происходит резкое изменение свойств.

Изолированная (замкнутая) система — это система, для которой возможен обмен энергией и веществом между ее составными частями, но исключен такой обмен с окружающей средой (вследствие нахождения системы в герметичной, несжимаемой, адиабатной¹⁾ оболочке). Для такой системы характерно постоянство объема и внутренней энергии.

Закрытая  система — система, способная обменивать с окружающей средой энергию, но не вещество. Внутри такой системы между ее составными частями возможен обмен как энергией, так и веществом .

Открытая  система — система, способная обменивать энергию и вещество как между своими составными частями, так и с окружающей средой.

Термодинамические свойства системы — это свойства системы, зависящие только от температуры, давления²⁾, объема и количественного химического состава ее. Термодинамические свойства системы, зависящие от количества вещества, называются экстенсивными свойствами (например, объем системы, ее внутренняя энергия). Эти свойства аддитивны. Свойства, не зависящие от количества вещества, называются интенсивными свойствами (например, температура, давление, удельная или мольная теплоемкость, концентрации компонентов).

        Состояние системы (термодинамическое состояние системы) — комплекс количественных значений всех термодинамических свойств системы, определяющих ее термодинамическое состояние. При изменении хотя бы одного из этих свойств изменяется состояние системы, она переходит из одного состояния в другое, происходит термодинамический процесс.

      Агрегатные состояния вещества. В зависимости от характера взаимодействия частиц, образующих вещество, различают четыре агрегатных состояния; твердое, жидкое, газообразное и плазменное. Если вещество находится при очень низкой температуре, частицы его обычно образуют правильную геометрическую структуру, в таком случае энергии связей частиц больше энергий тепловых колебаний, которые не нарушают образовавшуюся структуру, — вещество существует в твердом состоянии. В этом состоянии могут находиться соединения с металлическими, ионными или ковалентными связями. Твердые тела отличаются от газов и жидкостей наличием собственной формы и собственного объема. Даже при очень высоких давлениях сжимаемость твердых тел чрезвычайно мала.

 

1) Адиабатной называется оболочка, исключающая теплообмен между системой и окружающей средой. 2) Давление характеризует взаимодействие системы с внешней средой. Оно определяется силой, действующей на единицу площади поверхности системы по нормали к ней.

 

 

 

 

      При повышении температуры энергия тепловых колебаний частиц возрастает, и для каждого вещества имеется температура, начиная с которой энергия тепловых колебаний превышает энергию связей. Связи между частицами постоянно разрушаются и вновь образуются. Частицы могут совершать различные движения (колебательные, вращательные и т. д.), смещаясь относительно друг друга. Однако они еще остаются в контакте, хотя правильная геометрическая структура частиц нарушается — вещество существует в жидком состоянии. В жидком состоянии (при обычных условиях!)  могут    находиться    металлические    (например, ртуть) или ковалентные соединения (вода, бензол, этиловый спирт и т. д.). Подобно газам, жидкости не имеют собственной формы и принимают форму того сосуда, в котором они находятся, однако, в отличие от газов, жидкости имеют вполне определенный собственный объем. Сжимаемость жидкостей, в отличие от газов, очень мала, и для того, чтобы заметно сжать жидкость, необходимо очень высокое давление.

 При дальнейшем повышении температуры тепловые колебания увеличиваются, в результате частицы становятся практически не связанными друг с другом. Вещество переходит в газообразное состояние. В «идеальном» газе частицы свободно перемещаются во всех направлениях. Наиболее характерным свойством газов является их сжимаемость и способность расширяться. Газы не имеют собственной формы и расширяются до тех пор, пока не заполнят весь сосуд, принимая его форму. По той же причине газы не имеют собственного объема, объем газа определяется объемом сосуда, в котором он находится. Газ оказывает на стенки сосуда постоянное давление, одинаковое во всех направлениях. Характерным свойством газов является также то, что они способны смешиваться друг с другом в любых соотношениях.

 Следовательно, при повышении температуры вещества переходят из упорядоченного состояния (твердое) в неупорядоченное состояние (газообразное); жидкое состояние является промежуточным.

 Четвертым состоянием вещества является плазма, которая представляет собой газ, состоящий из смеси нейтральных и ионизованных молекул и электронов.

Фазовые состояния  вещества. Существуют следующие фазовые состояния веществ: твердое, жидкое, газообразное.

Диаграммы состояния. Различные фазовые и агрегатные состояния вещества определяются, прежде всего, температурой и давлением. В связи с этим, для количественной характеристики веществ и их фазовых и агрегатных состояний часто используется очень наглядные фазовые диаграммы веществ.

      Классификация химических реакций. Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением aА + bВ = сС + dD, где вещества А и В, вступающие в реакцию, называют реагентами (или исходными веществами), а новые вещества С и D, образующиеся в результате протекания реакции, — продуктами (или конечными веществами). Целочисленные параметры а, Ь, с и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.

Химические  реакции классифицируются:

1) По типу  взаимодействия:

Реакции разложения, например, 2HgO = 2Hg + О₂; реакции соединения, например, 2Na + C1₂= 2NaCI; реакции замещения, например, СuО + Н₂ = Н₂0 + Си; реакции двойного обмена, например, СаО + 2НС1 = СаС1₂ + Н₂О.

Указанные типы нередко совмещаются в более  сложных реакциях. Например: Na₂C0₃+ 2HC1 = 2NaCI + CO₂↑ + Н₂О. Эта реакция — одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота Н₂СО₃ неустойчива и разлагается на СО₂ и Н₂О.

2). По тепловому эффекту:

Экзотермические реакции, протекающие с экзоэффектом — выделением энергии в форме теплоты (+Q, -∆H) , например: С + О₂ = СO₂ + Q; Эндотермические реакции, протекающие с эндоэффектом — поглощением энергии в форме теплоты (-Q, +∆H) , например: N₂ + О ₂ = 2NO - Q.

Такие реакции  относят к термохимическим.

3). По направлению протекания процесса реакции подразделяются: на необратимые, которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты, например:AgNO₃ + NaCl = AgCl↓ + NaN0₃; обратимые реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (т. е. реакции не идут до конца слева направо), например:         

→ ←

           

                                           2SO₂ + О₂                                 2SO₃.                 

        

      Необратимость химической реакции подчеркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции — специальным знаком — противоположно направленными стрелками.

    4).По изменению степеней окисления реакции подразделяются на: протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества, например: NaOH + НС1 = NaCl + Н₂О; протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя бы одного!) элементов (окислительно-восстановительные реакции), например: 2Cu⁰ + O⁰₂ = 2Cu²⁺O^2- ,  Cu²⁺O^2- + H⁰₂ =  Cu⁰ + Н₂¹⁺О^2- ,  Cl⁰₂ + 2Na¹⁺O^2- = Na¹⁺ Cl^1- + Na¹⁺ Cl¹⁺ О^2- + Н₂¹⁺О^2- .

     

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Лекция 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие

      Химическая кинетика. Химическая кинетика описывает качественные и количественные изменения химического процесса, происходящего во времени. Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции: скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема. Если при неизменных объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с₁ до с₂ за промежуток времени от t₁ до t_z, то в соответствии с определением скорость реакции за данный промежуток времени равна:

                         v = - (с₂- с₁)/(t₂- t₁) = -Dc/Dt.                                    (6.1)

Обычно для реакций, протекающих в газах или растворах, концентрации реагентов выражают в моль/л, а скорость реакции — в моль/(л • с).

Скорость  каждой химической реакции зависит  как от природы реагирующих веществ, так и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из этих условий являются: концентрация, температура и присутствие катализатора. Природа реагирующих веществ оказывает решающее влияние на скорость химической реакции. Так, например, водород с фтором реагирует очень энергично уже при комнатной температуре, тогда как с бромом значительно медленнее даже при нагревании.

Количественно зависимость между скоростью  реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики — законом действующих масс. Скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,

Для мономолекулярной реакции, которую в общем виде можно описать уравнением

                                                         А = В + С   ,                                                       (6.2)

скорость реакции v определяется концентрацией молекул вещества А: v = k • [А], где k — коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции; [А] — молярная концентрация вещества А.

      В случае бимолекулярной реакции, которая осуществляется при столкновении двух молекул

                                                         А + В = С    ,                                                       (6.3)

ее скорость определяется концентрацией молекул не только вещества А, но и вещества В: v = k • [А] • [В].

В случае тримолекулярной реакции, когда элементарный акт осуществляется при одновременном столкновении трех молекул

                                                            А + В = С    ,                                                       (6.4)

скорость реакции выражается уравнением: v = k • [А]² • [В].

В общем случае, когда в реакцию вступают одновременно m молекул вещества А и n молекул вещества В, т. е. mА + nВ = С, уравнение скорости реакции имеет вид

 

           v = k •[A]^m • [В] ⁿ.                       (6.5)

   Это уравнение есть математическое выражение закона действующих масс в общем виде. Поскольку скорость реакции зависит от температуры, то уравнение (6.5) нужно записать как

                                                         v(T) = k(T) • [А]^m •[B]ⁿ,               (6.6)