Осень


The Presentation inside:

Slide 0

Термодинамика Кинетика 1 Осень


Slide 1

НЕКОТОРЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ тепловой эффект реакции, скорость реакции, химическое равновесие


Slide 2

Термодинамика Кинетика 3


Slide 3

Термодинамика Кинетика 4 Химическая реакция Химическая реакция сопровождается разрывом одних и образованием других химических связей, в ходе которых имеет место обмен различными видами энергии между реагирующими частицами, обмен электронами и ядрами атомов. Поэтому реакция сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света, работы расширения образовавшихся газов.


Slide 4

Термодинамика Кинетика 5 Примеры реакций 2 Mg + O2 = 2 MgO + E (теплота, свет) (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2? + 4 H2O + E (теплота, работа расширения газов) Свинцовый аккумулятор: (-) Анод Pb – 2e + SO42- ? PbSO4 (+) Катод PbO2 + 2e + 4 H+ + SO42- ? PbSO4 + 2 H2O Pb + PbO2 + 2H2SO4 ? 2PbSO4 + 2 H2O + E(Электрический ток)


Slide 5

Термодинамика Кинетика 6 ТЕРМОХИМИЯ Термохимия – раздел химии, изучающий тепловые эффекты реакции.   Экзотермические реакции идут с выделением тепла (?Н <0). 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O + 131,4 кДж Эндотермические реакции идут с поглощением тепла (?Н >0). N2 + O2 = 2NO - 180,5 кДж


Slide 6

I Закон термохимии 1789-1794 г.г. А-Л.Лавуазье (1743-1794), П.Лаплас


Slide 7

Термодинамика Кинетика 8 Тепловой эффект образования данного вещества равен по величине и обратен по знаку тепловому эффекту реакции разложения этого вещества.


Slide 8

Термодинамика Кинетика 9 CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г) ?Н1 = 177 кДж/моль CaO(к) + CO2(г) = СaCO3(к) ?Н2 = -177 кДж/моль ?Н1 = - ?Н2


Slide 9

II Закон термохимии 1840 г. Г.И. Гесс (1802-1850)


Slide 10

Термодинамика Кинетика 11 Гесс Герман Иванович Гесс Г.И. (1802-1850) – русский химик, академик Петербургской АН (с 1830 г.)


Slide 11

Термодинамика Кинетика 12 Тепловой эффект реакции не зависит от характера реакции и последовательности ее отдельных стадий, а определяется только начальными и конечными продуктами реакции и их физическим состоянием.


Slide 12

Термодинамика Кинетика 13 1) 2NaOH(в) + H2SO4(в) = Na2SO4(в) + 2H2O + 131,3 кДж 1) NaOH(в) + H2SO4(в) = NaHSO4(в) + H2O + 61,7 кДж 2) NaOH(в) + NaHSO4(в) = Na2SO4(в) + H2O + 69,7 кДж Q1 = Q2 + Q3


Slide 13

Термодинамика Кинетика 14 Значение законов термохимии Расчет ?Н реакции, не проводя самой реакции


Slide 14

Термодинамика Кинетика 15 С(графит) + О2(г) = СО2(г) ?Н1= -393,5 кДж/моль С(графит) + 1/2О2(г) = СО(г) ?Н2=? СО + 1/2О2(г) = СО2 (г) ?Н3 = -283,0 кДж/моль ?Н1 = ?Н2 + ?Н3 ?Н2 = ?Н1 - ?Н3 = -393,5 –(-283,0) = -110,5 (кДж/моль)


Slide 15

Термодинамика Кинетика 16 Закон Гесса для расчета ?Н реакции Энтальпийная диаграмма процессов окисления графита и СО [Н.С.Ахметов, с.161]


Slide 16

Термодинамика Кинетика 17 Энтальпию образования глюкозы нельзя определить прямым методом: 6С + 6Н2 + 3О2 = С6Н12О6 (?Нх=?) Такая реакция невозможна 6СО2 + 6Н2О = С6Н12О6 + 6 О2 (?Ну=?) Реакция идет в зеленых листьях, но вместе с другими процессами Комбинируем: С +О2 = СО2 ?Н1=-394 кДж Н2 + ? О2 = Н2О(пар) ?Н2=-242 кДж С6Н12О6 + 6 О2 = 6СО2 + 6Н2О ?Н3=-2816 кДж Тогда ?Нх=6 ?Н1+ 6 ?Н2 - ?Н3 = 6 (-394)+ 6 (-242) – (-2816) = -1000 кДж


Slide 17

Термодинамика Кинетика 18 Значение законов термохимии Расчет энергии связи


Slide 18

Термодинамика Кинетика 19 Энергия связи Н-Cl ? H2(г) = H(г) ? ?H1 = 215,5 кДж ? Сl2(г) = Cl(г) ? ?H2 = 121,5 кДж H(г) + Cl(г) = HCl(г) ?H = ? ? H2(г) + ? Сl2(г) = HCl(г) ?Hобр = - 92 кДж 215,5 + 121,5 + ?H = - 92 ?H = - 431 (кДж)


Slide 19

Термодинамика Кинетика 20 Значение законов термохимии Расчет энергии кристаллической решетки Расчет теплоты растворения вещества Расчет теплоты гидратации Расчет тепловых эффектов фазовых превращений


Slide 20

Термодинамика Кинетика 21 ЭЛЕМЕНТЫ ТЕРМОДИНАМИКИ. НАПРАВЛЕНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ


Slide 21

Термодинамика Кинетика 22 Термодинамическая система Термодинамическая система – совокупность тел, способных энергетически взаимодействовать между собой и с другими телами и обмениваться между собой веществом.


Slide 22

Термодинамика Кинетика 23 Состояние системы характеризуется давлением (Р), температурой (Т), объемом (V), массой (m), энергией (Е). Эти параметры позволяют рассчитать или определить экспериментально термодинамические функции системы: 1)   U – внутренняя энергия системы 2)   Н – энтальпия системы 3)   S – энтропия системы 4) G – энергия Гиббса


Slide 23

Термодинамика Кинетика 24 1)   ?U = ?Qv – изменение внутренней энергии 2)   ?Н = ?U + p?V – изменение энтальпии 3)   ?S = Qmin/T – изменение энтропии 4) ?G = ?H – T?S – изменение энергии Гиббса


Slide 24

Термодинамика Кинетика 25 Каждое вещество характеризуется величиной ?Н0обр (?Н0обр простого вещества принята равной 0). 0 – обозначение стандартных условий: р = 101325 Па, Т = 298 К. ?Н0(р-ции) = ? ?Н0обр(продукты) - ? ?Н0обр(реагенты)


Slide 25

Термодинамика Кинетика 26 Реакция идет самопроизвольно только при ?G < 0 (р=const, t=const). Cl2(г) + 2HI(г) = I2(к) + 2HCl(г) ?Go298= -194,0 кДж/моль Реакция идет самопроизвольно I2(к) + H2S(г) = 2HI(г) + S(к) ?Go298= 37,4 кДж/моль Реакция не идет


Slide 26

Термодинамика Кинетика 27 ?G < 0 - реакция идет самопроизвольно ?G > 0 - реакция не идет ?G = 0 – система находится в равновесии


Slide 27

Термодинамика Кинетика 28 Если ?G < 0, то это – указание на принципиальную возможность реакции, но надо учитывать еще и скорость реакции.


Slide 28

Термодинамика Кинетика 29


Slide 29

Термодинамика Кинетика 30


Slide 30

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.


Slide 31

Термодинамика Кинетика 32 Определения Гомогенная реакция - все вещества находятся в одной фазе. О2(г) + 2Н2(г) ? 2Н2О(г) Гетерогенная реакция - имеются вещества в разных фазах, отделенных поверхностью раздела. С(т) + О2(г) ? СО2(г)


Slide 32

Термодинамика Кинетика 33 Определения Молекулярность реакции - число частиц, участвующих в элементарном акте. I2 ?2 I мономолекулярная H + Cl2 ? HCl + Cl бимолекулярная 2NO + H2 ? N2O + H2O тримолекулярная реакция


Slide 33

Термодинамика Кинетика 34 Скорость химических реакций Реакции могут идти медленно. Например, реакции в горных породах (выветривание): К2O?Al2O3?6SiO2+CO2+H2O?K2CO3+4SiO2+Al2O3?2SiO2?2H2O ортоглаз- поташ кварц каолинит полевой шпат


Slide 34

Термодинамика Кинетика 35


Slide 35

Термодинамика Кинетика 36 Скорость химических реакций Реакции могут идти быстро. Например, реакции нейтрализации в растворах. H2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4v + 2H2O


Slide 36

Термодинамика Кинетика 37


Slide 37

Термодинамика Кинетика 38 Скорость химических реакций


Slide 38

Термодинамика Кинетика 39 Зависимость скорости реакции (V) от различных факторов Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации раствора (С), температуры (t), давления (р), ионной силы раствора, площади поверхности реагирующих веществ, скорости диффузии и других факторов.


Slide 39

Термодинамика Кинетика 40 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ Опыт 5Na2SO3+2KJO3+H2SO4 > I2?+5Na2SO4+K2SO4 б/ц б/ц б/ц бурый б/ц б/ц VNa2SO3 = Const, VKIO3 = меняем: С1 > С2 > С3 видим: V1 > V2 > V3 Выводы: a) V = ?(C); б) Чем больше концентрация раствора, тем выше скорость реакции (С1 > С2 и V1 > V2).


Slide 40

Термодинамика Кинетика 41 Зависимость скорости реакции от концентрации обусловлена числом столкновений реагирующих частиц в единицу времени в единице объема.


Slide 41

Термодинамика Кинетика 42 Для реакции: А + В ? С (прямая реакция) Закон действующих масс 1867 г. К.М.Гульдберг (1836-1902, Норвегия) и П.Вааге(1833-1900, Норвегия) V? = k?CA?CB


Slide 42

Термодинамика Кинетика 43 Для реакции: А + В + … ? продукты реакции где: nA, nB - порядок реакции по веществам А, В,…, который определяется экспериментально


Slide 43

Термодинамика Кинетика 44 1) 2NO(г) + O2 (г) = 2 NO2 (г) V = k CNO2 CO2 2) C (к) + O2 (г) = CO2 (г) V = k’const CO2 = k CO2


Slide 44

Термодинамика Кинетика 45 Зависимость скорости реакции от температуры Опыт 2KMnO4 + 5H2C2O4 +3H2SO4 ? 2MnSO4 + 10CO2? + K2SO4 + 8H2O фиолетовый б/ц б/ц б/ц б/ц б/ц б/ц   Имеем: t1 > t2; видим V1 > V2 Вывод: V = ?(t)


Slide 45

Термодинамика Кинетика 46 Число столкновений реагирующих частиц не равно числу актов реакции. Увеличение скорости реакции при увеличении температуры обусловлено увеличением числа эффективных столкновений реагирующих частиц.


Slide 46

Термодинамика Кинетика 47 Энергия активации (Еакт.) – минимальная энергия, необходимая для того, чтобы столкновение частиц было эффективным Энергия активации Энергия активации – это энергия, необходи-мая для образования активированного комп-лекса (нестабильной частицы переходного состояния).


Slide 47

Термодинамика Кинетика 48 Понятие об активированном комплексе А2 + В2 = 2АВ


Slide 48

Термодинамика Кинетика 49 Понятие об активированном комплексе


Slide 49

Термодинамика Кинетика 50 При повышении температуры системы увеличивается число частиц (доля частиц), обладающих Е ? Еакт.


Slide 50

Термодинамика Кинетика 51 Связь константы скорости реакции (k) с величиной энергии активации (Еакт) выражается уравнением Аррениуса: ,   где: k – константа скорости реакции, Е - энергия активации.


Slide 51

Термодинамика Кинетика 52 Закон Вант-Гоффа При повышении температуры на 100 скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза. ; ? = 2 ? 4 - температурный коэффициент реакции.


Slide 52

Термодинамика Кинетика 53 Вант-Гофф Якоб Хендрик Вант-Гофф Я.Х. (1852-1911) - голландский химик. Нобелевская премия 1901 года (первая из присужденных премий по химии).


Slide 53

Термодинамика Кинетика 54 Зависимость скорости реакции от катализатора Катализатор - вещество, не расходующееся в результате реакции, но влияющее на ее скорость (V)


Slide 54

Термодинамика Кинетика 55 Зависимость скорости реакции от катализатора Опыт 2Al + 3I2 ? 2AlI3 катализатор - Н2О Видим: смесь порошков (без катализатора) – реакция не идет; в присутствии катализатора (Н2О) – реакция идет бурно, быстро. Вывод V = ?(катализатор).


Slide 55

Термодинамика Кинетика 56 Зависимость скорости реакции от катализатора Катализатор снижает Еакт. реакции за счет образования других активированных комплексов.


Slide 56

Термодинамика Кинетика 57 Зависимость скорости реакции от катализатора Схема реакции без катализатора А + В ?А ….В ? АВ Схема реакции с участием катализатора А + К ?А ….К ? АК АК + В ?АК ….В ? АВ + К


Slide 57

Термодинамика Кинетика 58 Зависимость скорости реакции от катализатора


Slide 58

Термодинамика Кинетика 59 Зависимость скорости гетерогенной реакции от величины площади поверхности реагента Опыт СаСО3 + 2НСl ? СаСl2 + СО2? + Н2О а) CaCO3 - в виде куска мела или мрамора, б) СаСО3 - в виде порошка.   Видим: в случае (а) реакция идет медленнее, чем в случае (б)  Вывод: V = ?(S)


Slide 59

Термодинамика Кинетика 60 Зависимость скорости гетерогенной реакции от величины площади поверхности реагента Стадии гетерогенной реакции: 1.   подвод частицы реагента к поверхности; 2.   химическая реакция на поверхности; 3.   отвод продуктов реакции. В целом скорость реакции определяется скоростью самой медленной (лимитирующей) стадии.


Slide 60

Термодинамика Кинетика 61 Влияние на скорость реакции других факторов Скорость сложной реакции зависит от механизма реакции


Slide 61

Термодинамика Кинетика 62 Цепные реакции а) неразветвленные H2 + Cl2 ? 2HCl Cl2 ? 2Cl? Cl? + H2 ? HCl + H? H? + Cl2 ? HCl + Cl? Н? + Cl? ? HCl (обрыв цепи) 


Slide 62

Термодинамика Кинетика 63 Цепные реакции б) разветвленные (Н.Н.Семенов) 2Н2 + О2 ? 2H2О Н2 + О2 ? ?ОH + ?ОН (зарождение цепи) ?ОН + Н2 ? H2О + Н? (продолжение цепи) Н? + О2 ? ?ОH + + Н2 ? ?ОH + Н? (разветвление цепи)


Slide 63

Термодинамика Кинетика 64 Семенов Николай Николаевич Семенов Н.Н. (1896-1986). Нобелевская премия 1956 г. (совместно с С.Н.Хиншелвудом, англ).


Slide 64

Термодинамика Кинетика 65 Колебательные реакции Колебательные реакции – реакции, в ходе которых концентрации промежуточных соединений и скорость реакции испытывают колебания.   Периоды большинства КР лежат в диапазоне от долей секунды до десятков минут


Slide 65

Термодинамика Кинетика 66 Колебательные реакции Колебательные реакции лежат в основе ряда биологических процессов (генерация биоритмов, мышечного сокращения и т.д.), влияют (чаще - вредно) на однородность продукта реакции


Slide 66

Термодинамика Кинетика 67


Slide 67

Термодинамика Кинетика 68 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Химические реакции могут быть необратимые и обратимые Примеры 1) Необратимая реакция Zn(тв) + 4HNO3(р) = Zn(NO3)2(р) + NO2^ + 2H2O 2) Обратимая реакция H2 + I2 ? 2HI


Slide 68

Термодинамика Кинетика 69 Химические реакции, которые в одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми


Slide 69

Термодинамика Кинетика 70 Химическое равновесие Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакций равны V?=V?


Slide 70

Термодинамика Кинетика 71 Химическое равновесие А + В ? С + Д V1 = k1CACB V2 = k2CCCД


Slide 71

Термодинамика Кинетика 72 Химическое равновесие H2 + I2 ? 2HI vпр = vобр; k1 [H2][I2] = k2[HI]2;


Slide 72

Термодинамика Кинетика 73 Для состояния равновесия Кр =   При Кр >> 1 выход реакции большой, при Кр << 1 выход реакции малый. Закон действующих масс


Slide 73

Термодинамика Кинетика 74 В состоянии равновесия система может находится сколь угодно долго при неизменных внешних условиях. В реальности внешние условия (концентрации реагентов С, температура t, давление р) могут меняться, и система выходит из состояния равновесия (vпр ? vобр). Скорость одной из реакций возрастет, и через некоторое время установится новое состояние равновесия


Slide 74

Термодинамика Кинетика 75 ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ (Анри Луи Ле Шателье, 1850-1936, франц) Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется


Slide 75

Термодинамика Кинетика 76 ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Опыт FeCl3 + 3KSCN ? Fe(SCN)3 + 3KCl При увеличении концентрации FeCl3 и KSCN равновесие смещается вправо (раствор становится темнее), при увеличении концентрации KCl равновесие смещается влево (раствор становится светлее).


Slide 76

Термодинамика Кинетика 77 2 H2(г) + O2 (г) ? 2 H2O (г) ?Н = - 286 кДж/моль


Slide 77

Термодинамика Кинетика 78  Если Т#298 К и См#1 моль/л, то ?G = ?G0 + RT lnKp. В состоянии равновесия: ?G = 0 ?G0 = - RT lnKp ?G0298(кДж) = - 5,71 lgKp298 Связь между ?G(прямой реакции) и константой равновесия реакции Кр


Slide 78

Термодинамика Кинетика 79


×

HTML:





Ссылка: