Основни понятия и закони на химията. Химическа връзка. Строеж и свойства на материята
1. Какви вещества се наричат прости? Труден? От дадените вещества изберете прости: CO, O 3, CaO, K, H 2, H 2 O.
2. Какви вещества се наричат оксиди? Киселини? причини? соли?
3. От дадените оксиди - SO 2, CaO, ZnO, Cr 2 O 3, CrO, P 2 O 5, CO 2, Cl 2 O 3, Al 2 O 3 - изберете основни, киселинни и амфотерни.
4. Кои соли се класифицират като киселинни, основни, средни, двойни, смесени, сложни?
5. Назовете следните съединения: ZnOHCl, KHSO 3, NaAl(SO 4) 2. Към кой клас съединения принадлежат?
6. Какво се нарича основност на киселина?
7. От дадените хидроксиди изберете амфотерни: Fe(OH) 2 , KOH, Al(OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Pb(OH) 2 .
8. Какво се нарича реакционна схема? Уравнение на реакцията?
9. Как се наричат числата в уравнението на реакцията? Какво показват?
10. Как да преминем от диаграма на реакция към уравнение?
11. С какви вещества взаимодействат основните оксиди? Амфотерни оксиди? Киселинни оксиди?
12. С какви вещества взаимодействат основите?
13. С какви вещества взаимодействат киселините?
14. С какви вещества взаимодействат солите?
15. Определете масовите фракции на елементите в азотната киселина HNO 3.
16. Какви метали реагират с алкали?
17. Какви метали реагират с разтвори на сярна и солна киселина?
18. Какви продукти се образуват, когато металите реагират с азотна киселина с различни концентрации?
19. Какви реакции се наричат реакции на разлагане? връзки? Замени? Редокс?
20. Запишете уравненията на реакцията: CrCl 3 + NaOH→; CrCl3 + 2NaOH→; CrCl3 + 3NaOH→; CrCl 3 + NaOH (излишък) →.
21. Напишете уравненията на реакцията: Al + KOH →; Al + KOH + H 2 O →.
22. Какво се нарича атом? Химичен елемент? Молекула?
23. Кои елементи се класифицират като метали? Неметали? Защо?
24. Каква е химичната формула на веществото? Какво показва?
25. Как се нарича структурната формула на веществото? Какво показва?
26. Какво се нарича количеството на веществото?
27. Какво се нарича бенка? Какво показва? Колко структурни единици се съдържат в един мол от веществото?
28. Какви маси на елементите са посочени в периодичната система?
29. Какво се нарича относителна атомна и молекулна маса? Как се определят? Какви са техните мерни единици?
30. Как се нарича моларната маса на веществото? Как се определя? Каква е мерната му единица?
31. Какви условия се наричат нормални условия?
32. Какъв обем заема 1 мол газ на нулево ниво? 5 мола газ при околни условия?
33. От какво се състои атомът?
34. От какво се състои ядрото на атома? Какъв заряд има ядрото на атома? Какво определя заряда на атомното ядро? Какво определя масата на ядрото на атома?
35. Какво се нарича масово число?
36. Какво се нарича енергийно ниво? Колко електрони има в определено енергийно ниво?
37. Какво се нарича атомна орбитала? Как е изобразена тя?
38. Какво характеризира главното квантово число? Орбитално квантово число? Магнитно квантово число? Спиново квантово число?
39. Каква е връзката между главните и орбиталните квантови числа? Между орбиталните и магнитните квантови числа?
40. Как се наричат електроните с = 0? = 1? = 2? = 3? Колко орбитали съответстват на всяко от тези електронни състояния?
41. Какво състояние на атома се нарича основно състояние? Възбуден?
42. Колко електрона могат да бъдат разположени в една атомна орбитала? Каква е разликата?
44. Колко и какви поднива могат да бъдат разположени на първо енергийно ниво? На второто? На третия? На четвъртия?
45. Формулирайте принципа на най-малката енергия, правилата на Клечковски, принципа на Паули, правилото на Хунд, периодичния закон.
46. Какво се променя периодично за атомите на елементите?
47. Какво е общото между елементите на една подгрупа? Един период?
48. По какво се различават елементите на главните подгрупи от елементите на второстепенните подгрупи?
49. Съставете електронни формули за йоните Cr +3, Ca +2, N -3. Колко несдвоени електрони имат тези йони?
50. Каква енергия се нарича йонизационна? Електронен афинитет? Електроотрицателност?
51. Как се променят радиусите на атомите и йоните в група и в период на периодичната система D.I. Менделеев?
52. Как се променят електроотрицателностите на атомите в група и в период на периодичната система D.I. Менделеев?
53. Как се променят металните свойства на елементите и свойствата на техните съединения в група и в период на периодичната система D.I. Менделеев?
54. Съставете формули за висши оксиди на алуминий, фосфор, бром и манган.
55. Как се определя броят на протоните, неутроните и електроните в един атом?
56. Колко протони, неутрони и електрони има в един цинков атом?
57. Колко електрони и протони се съдържат в йоните Cr +3, Ca +2, N -3?
58. Формулирайте закона за запазване на масата? Какво остава постоянно по време на всяка химична реакция?
59. Кой параметър остава постоянен при изобарни химични реакции?
60. Формулирайте закона за постоянство на състава. За вещества с каква структура е валидно?
61. Формулирайте закона на Авогадро и последствията от него.
62. Ако плътността на газа за азота е 0,8, тогава каква е моларната маса на газа?
63. Ако какви външни параметри се променят, променя ли се моларният обем на газа?
64. Формулирайте закона за комбинирания газ.
65. За еднакви обеми от различни газове при еднакви условия, масите на газовете ще бъдат ли равни?
66. Формулирайте закона на Далтон. Ако общото налягане на смес от азот и водород е 6 atm, а обемното съдържание на водород е 20%, тогава какви са парциалните налягания на компонентите?
67. Напишете уравнението на Менделеев-Клапейрон (състояние на идеален газ).
68. Каква е масата на смес от газове, състояща се от 11,2 литра азот и 11,2 литра флуор (n.s.)?
69. Какво се нарича химичен еквивалент? Еквивалент на моларна маса?
70. Как се определят моларните маси на еквиваленти на прости и сложни вещества?
71. Определете моларните маси на еквиваленти на следните вещества: O 2, H 2 O, CaCl 2, Ca (OH) 2, H 2 S.
72. Определете еквивалента на Bi (OH) 3 в реакцията Bi (OH) 3 + HNO 3 = Bi (OH) 2 (NO 3) + H 2 O.
73. Формулирайте закона за еквивалентите.
74. Как се нарича моларният обем на еквивалентно вещество? Как се определя?
75. Формулирайте закона за обемните отношения.
76. Какъв обем кислород ще бъде необходим за окисляването на 8 m 3 водород (n.s.) съгласно реакцията 2H 2 + O 2 ↔ 2H 2 O?
77. Какъв обем хлороводород се образува при взаимодействието на 15 литра хлор и 20 литра водород?
78. Какво се разбира под химическа връзка? Посочете характеристиките на химичната връзка.
79. Каква е мярката за силата на химичната връзка?
80. Какво влияе върху разпределението на електронната плътност?
81. Какво определя формата на една молекула?
82. Какво се нарича валентност?
83. Определете валентността на азота в следните съединения: N 2, NH 3, N 2 H 4, NH 4 Cl, NaNO 3.
84. Какво се нарича степента на окисление?
85. Какъв вид връзка се нарича ковалентна?
86. Посочете свойствата на ковалентната връзка.
87. Как се променя полярността на връзката в серията KI, KBr, KCl, KF?
88. Молекулите на кое вещество са неполярни: кислород, хлороводород, амоняк, оцетна киселина.
89. Какво се разбира под хибридизация на валентни орбитали?
90. Определете видовете хибридизация на централните атоми в следните вещества: берилиев флуорид, алуминиев хлорид, метан.
91. Как типът на хибридизацията влияе върху пространствената структура на молекулите?
92. Каква връзка се нарича йонна? Под въздействието на какви сили възниква?
93. Какъв вид връзка се нарича метална?
94. Какви свойства имат веществата с метален тип химична връзка?
95. Какъв е максималният брой -връзки, които могат да се образуват между два атома в една молекула?
96. Как се определя абсолютната електроотрицателност на атом на даден елемент?
97. Подредете елементите в нарастващ ред на тяхната електроотрицателност: Fe, C, Ag, H, Cl.
98. Какво се нарича диполен момент на свързване? Как се изчислява?
99. Какви характеристики имат веществата с атомна кристална решетка? С молекулярна кристална решетка?
100. Какъв вид връзка се нарича водородна връзка? От какво зависи силата му? Между молекулите на какви неорганични вещества възниква?
Термодинамика и кинетика на химичните реакции
1. Какво изучава термодинамиката?
2. Какво се нарича термодинамична система? Какви видове системи съществуват?
3. Какво се нарича параметри на състоянието? Какви параметри се наричат интензивни, екстензивни? Назовете основните параметри на химическата система.
4. Какво се нарича процес? Спонтанен процес? Цикъл? Равновесен процес? Неравновесен процес? Обратим процес?
5. Какво се нарича фаза? Хомогенна, разнородна система?
6. Какво се нарича функция на състоянието?
7. Какво характеризира вътрешната енергия U? От какво зависи вътрешната енергия?
8. Какво се нарича топлина Q? Кои реакции са екзотермични и ендотермични? Как се променят топлината и енталпията по време на техния ход?
9. Какво се нарича работа p∆V?
10. Формулирайте първия закон на термодинамиката. Запишете го математически.
11. Формулирайте първия закон на термодинамиката за изотермични, изохорни и изобарни процеси.
12. Какво се нарича енталпия?
13. Какво се нарича топлинен ефект на реакция? Какво определя топлинния ефект на реакцията?
14. Кое уравнение се нарича термодинамично? Термохимичен?
15. Какви условия се наричат стандартни?
16. Какво се нарича енталпия на реакция? Стандартна енталпия на реакцията?
17. Как се нарича енталпията на образуване на вещество? Стандартна енталпия на образуване на вещество?
18. Какво състояние на материята е стандартно? Каква е енталпията на образуване на просто вещество в стандартно състояние?
19. Енталпията на образуване на H 2 SO 3 е равна по големина на топлинния ефект на реакцията: H 2 (g) + S (твърд) + 1,5 O 2 (g) H 2 SO 3 (l); H 2 (g) + SO 2 (g) + 0,5 O 2 (g) H 2 SO 3 (l); H 2 O (g) + SO 2 (g) H 2 SO 3 (l); 2H (g) + S (s) + 3O (g) H 2 SO 3 (l).
20. Когато 1 мол водород и 1 мол бром реагират, се отделят 500 kJ топлина. Какво е ∆Н обр., HBr?
21. Когато се образуват 5 мола вещество A x B y, се поглъщат 500 kJ топлина. Какво е ∆Н arr на това вещество?
22. Как се нарича енталпията на горене? Стандартна енталпия на горене? Калорична стойност?
23. Формулирайте закона на Хес, първото и второто следствие от него.
24. Какъв израз е приложим за изчисляване на ∆Н р реакция 2A + 3B 2Cспоред закона на Хес:
∆Н р = 2∆Н обр., C + 2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B; ∆Н р = 2∆Н обр., C – (2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B);
∆Н р = 2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B –2∆Н обр., C; ∆Н р = – 2∆Н обр., C – (2∆Н обр., A + 3∆Н обр., B)?
25. Стандартната енталпия на горене (∆H 0 изгаряне) на метанол CH 4 O (l) (M = 32 g/mol) е равна на -726,6 kJ/mol. Колко топлина ще се отдели при изгарянето на 2,5 kg вещество?
26. В какъв случай стандартната енталпия на изгаряне на едно вещество е равна на стандартната енталпия на образуване на друго вещество?
27. За какви вещества стандартната енталпия на горене е равна на нула: CO, CO 2, H 2, O 2?
28. За реакцията 2Cl 2 (g) + 2H 2 O (l) 4HCl (g) + O 2 (g), изчислете стандартната енталпия (kJ), ако са известни стандартните енталпии на образуване на вещества:
29. ∆Н = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Колко топлина ще се отдели, когато 2 мола етилен и 4 мола бутан се изгорят заедно?
30. ∆Н = -1410,97 kJ/mol; ∆H = -2877,13 kJ/mol. Какво количество топлина ще се отдели при изгаряне на 0,7 kg газова смес, състояща се от 20% етилен и 80% бутан?
31. Стандартната енталпия на реакцията MgCO 3 (s) → MgO (s) + CO 2 (g) е 101,6 kJ; стандартни енталпии на образуване на MgO (s) и CO 2 (g): съответно -601.0 и -393.5 kJ/mol. Каква е стандартната енталпия на образуване на магнезиев карбонат MgCO 3?
32. Какво се нарича термодинамична вероятност на система? Какво се нарича ентропия? Как се изразява ентропията по отношение на термодинамичната вероятност?
33. Формулирайте втория закон на термодинамиката.
34. Какво се нарича стандартна ентропия на материята?
35. Формулирайте третия закон на термодинамиката (постулат на Планк).
36. Какво се нарича ентропия на реакция? Стандартна ентропия на реакция?
37. Кой израз е приложим за изчисляване на ∆S p на реакцията CH 4 + CO 2 2CO + 2H 2:
∆S р = S + S + S + S ; ∆S р = S + S + 2S + 2S ;
∆S р = 2S + 2S – S + S ; ∆S р = 2S + 2S – S – S ?
38. За реакцията 2Cl 2 (u) + 2H 2 O (l) 4HCl (g) + O 2 (g), изчислете стандартната ентропия (J/K), ако са известни стандартните ентропии на образуване на вещества:
39. Какво се нарича свободна енергия на Гибс? Каква е връзката му с други термодинамични функции?
40. Как да определим посоката на реакция въз основа на знака на енергията на Гибс на реакцията?
41. При какви температури е възможна реакция, ако ∆H<0, ∆S>0; ∆H<0, ∆S<0; ∆H>0, ∆S>0; ∆H>0, ∆S<0.
42. Как се определя равновесната температура на даден процес?
43. Как се нарича енергията на Гибс на реакцията ∆G р? Стандартна енергия на Гибс за реакция?
44. Кой израз е приложим за изчисляване на ∆G p на реакцията 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) 4NO (g) + 6H 2 O (l)
∆G р = ∆G 4 + ∆G 5 + ∆G 4 + ∆G 6 ; ∆G р = ∆G + ∆G + ∆G + ∆G ;
∆G р = 4∆G + 5∆G - 4∆G - 6∆G ; ∆G р = 4∆G + 6∆G - 4∆G - 5∆G ?
45. За реакцията HNO 3 (l) + HNO 2 (l) 2NO 2 (g) + H 2 O (l), изчислете стандартната енергия на Гибс (kJ), ако са известни стандартните енергии на Гибс за образуване на вещества:
46. За реакцията Fe (s) + Al 2 O 3 (s) → Al (s) + Fe 2 O 3 (s), определете равновесната температура и възможността за протичане на процеса при 125 0 C, ако ∆H = 853,8 kJ/мол; ∆S = 37,68 J/mol·K.
47. Какво се разбира под скорост на химична реакция?
48. Формулирайте закона за действието на масите.
49. За 40 s в резултат на две реакции Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1) и Zn + 2HBr = ZnBr 2 + H 2 (2) се образуват 8 g цинков хлорид и бромид. Сравнете скоростта на реакцията.
50. Ако в реакцията 3Fe (NO 3) 2 (разтвор) + 4HNO 3 = 3Fe (NO 3) 3 (разтвор) + NO (g) + 2H 2 O (l) концентрацията на Fe (NO 3) 2 се увеличава със 7 пъти, а концентрацията на HNO 3 с 4 пъти, как ще се промени скоростта на реакцията?
51. Съставете кинетичното уравнение за реакцията Sb 2 S 3 (s) + 3H 2 (g) 2Sb (s) + 3H 2 S (g).
52. Как се определя скоростта на многостепенна реакция?
53. Как ще се промени скоростта на директната реакция CO (g) + 3H 2 (g) CH 4 (g) + H 2 O (g), когато налягането на системата се увеличи 3 пъти?
54. Как се нарича константата на скоростта? От какво зависи?
55. Какво се нарича енергия на активиране? От какво зависи?
56. Скоростната константа на определена реакция при температура 310 K е равна на 4,6∙10 -5 l·mol -1 ·s -1, а при температура 330 K е 6,8∙10 -5 l·mol -1 ·s -1. На какво е равна енергията на активиране?
57. Енергията на активиране на дадена реакция е 250 kJ/mol. Как ще се промени константата на скоростта, когато температурата на реакцията се промени от 320 K на 340 K?
58. Запишете уравнението на Арениус и правилото на Ван Хоф.
59. Енергията на активиране на реакция (1) е 150 kJ/mol, енергията на активиране на реакция (2) е 176 kJ/mol. Сравнете скоростните константи k 1 и k 2 .
60. Как можем да обясним увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата?
61. Какво се нарича температурен коефициент на реакцията?
62. Какъв е температурният коефициент на реакцията, ако константата на скоростта на определена реакция при 283 и 308 К е съответно 1,77 и 7,56 l mol -1 s -1?
63. При температура 350 K реакцията завършва за 3 s, а при температура 330 K - за 28 s. Колко време ще отнеме, за да приключи при температура 310 K?
64. Как енергията на активиране влияе върху температурния коефициент на реакцията?
65. Какво се нарича катализатор? Инхибитор? Промоутър? Каталитична отрова?
66. Какво се нарича химично равновесие? Колко време системата остава в равновесие?
67. Как са свързани скоростите на правата и обратната реакция в момента на равновесие?
68. Какво се нарича константа на равновесие? От какво зависи?
69. Изразете равновесната константа за реакциите 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 ; Sb 2 S 3 (tv) + 3H 2 ↔ 2Sb (tv) + 3H 2 S (g).
70. При определена температура равновесната константа на реакцията N 2 O 4 ↔ 2NO 2 е 0,16. В първоначалното състояние няма NO 2, а равновесната концентрация на NO 2 е 0,08 mol/l. Какви ще бъдат равновесните и началните концентрации на N 2 O 4?
71. Формулирайте принципа на Le Chatelier. Как промените в температурата, концентрацията и общото налягане влияят на равновесното смесване?
72. Химичното динамично равновесие в системата е установено при 1000 K и налягане от 1 atm, когато в резултат на реакцията Fe (sol) + CO 2 (g) ↔ FeO (sol) + CO (g), парциалното налягане на въглеродния диоксид стана равно на 0,54 atm. Каква е равновесната константа K p на тази реакция?
73. Равновесни концентрации (mol/l) на компонентите на газовата система, в която протича реакцията
3N 2 H 4 ↔ 4NH 3 + N 2, равно: =0,2; =0,4; =0,25. Каква е равновесната константа на обратимия
74. Равновесни концентрации (mol/l) на компонентите на газовата система, в която протича реакцията
N2 + 3H2 ↔ 2NH3, равно: =0,12; =0,14; =0,1. Определете началните концентрации на N 2 и H 2.
75. Равновесни концентрации на компонентите на газовата фаза на системата, в която протича реакцията
C (tv) + CO 2 ↔ 2CO при 1000 K и P total = 1 atm., равно на CO 2 - 17% vol. и СО - 83% об. Каква е константата?
реакционно равновесие?
76. Равновесната константа Kc на обратимата газофазова реакция CH 4 + H 2 O ↔ CO + 3H 2 при определена температура е 9,54 mol 2 l -2. Равновесните концентрации на метан и вода са съответно 0,2 mol/L и 0,4 mol/L. Определете равновесните концентрации на CO и H2.
77. Запишете връзката между равновесната константа K p и енергията на Гибс ∆G на обратима реакция, протичаща при изотермични условия.
78. Определете равновесната константа K p на обратимата реакция в газовата фаза COCl 2 ↔ CO + Cl 2 ; ∆H 0 = 109,78 kJ,
∆S 0 = 136,62 J/K при 900 K.
79. Равновесна константа K p на газофазовата реакция PCl 3 + Cl 2 ↔ PCl 5; ∆Н 0 = -87,87 kJ при 450 K е равно на 40,29 atm -1. Определете енергията на Гибс на този процес (J/K).
80. Запишете връзката между K p и K c на обратимата газофазова реакция 2CO + 2H 2 ↔ CH 4 + CO 2.
Свързана информация.
Страница 1
ОСНОВИ НА ХИМИЧНАТА ТЕРМОДИНАМИКА И ХИМИЧНА КИНЕТИКА
|
Параметър |
Обозначение, единица |
Семантично значение |
|
Вътрешна енергия |
U, kJ/mol |
Общата енергия на система, равна на сумата от кинетична, потенциална и други видове енергия на всички частици на тази система. Това е функция на състоянието, чието нарастване е равно на топлината, получена от системата в изохорен процес. |
|
работа |
A, kJ/mol |
Енергийна мярка за насочени форми на движение на частици по време на взаимодействието на система с околната среда. |
|
Топлина |
Q, kJ/mol |
Енергийна мярка за хаотични форми на движение на частици по време на взаимодействието на система с околната среда. |
|
Първи закон на термодинамиката |
Q=∆U+A |
Топлината, подадена към затворена система, се изразходва за увеличаване на вътрешната енергия на системата и за извършване на работа от системата срещу външни сили на околната среда. |
|
Ентропия |
S, J.(mol∙K) ∆S=Q/T, ∆S° r - tion =∑v 1 S°(продължение r-tion)-∑v 1 (първоначален вход) |
Функция на състоянието, характеризираща степента на разстройство на системата, т.е. хетерогенност на местоположението и движението на неговите частици, чието увеличение е равно на топлината, подадена към системата в обратим изотермичен процес, разделена на абсолютната температура, при която протича процесът. |
|
Енталпия |
H, kJ/mol ∆H=∆U+p∆V |
Функция на състоянието, характеризираща енергийното състояние на системата при изобарни условия. |
|
Енталпия на реакцията |
∆H разтвор, kJ/mol |
Количеството топлина, което се отделя или абсорбира по време на химични реакции при изобарни условия. |
|
Стандартно състояние |
- |
Най-стабилната форма при дадена температура (обикновено 298 K) и налягане 1 atm. |
|
Стандартни условия |
с.у. |
Налягане: 101 325 Pa=1 atm=760 mm Hg. Температура: 25⁰С≈298K. n(X)=1 mol. |
|
Стандартна енталпия на образуване на прости вещества |
|
Със с.у. се приема за нула за прости вещества в техните най-термодинамично стабилни агрегатни и алотропни състояния. |
|
Стандартна енталпия на образуване на сложни вещества |
∆H° arr298 (вещество, агрегатно състояние), kJ/mol |
Енталпията на реакцията на образуване на 1 мол от това вещество от прости вещества в сухата смес. |
|
Стандартна енталпия на горене |
∆H° горене (X), kJ/mol |
Енталпия на изгаряне (окисляване) на 1 мол вещество до висши оксиди в кислородна среда при обикновени условия. |
|
Енталпия на разтваряне |
∆H° разтвор, kJ/mol Къде е топлинният капацитет на разтвора |
Топлинен ефект на разтваряне на твърдо вещество при изобарни условия. |
|
Енергия на Гибс |
G, kJ/mol ∆G°=∆Н-Т∆S, ∆G° r-tions =∑v 1 ∆G° 1 (продължение r-tions)-∑ v 1 ∆G° 1 (първоначален вход) |
Свободна енергия, обобщена термодинамична функция на състоянието на система, като се вземат предвид енергията и разстройството на системата при изобарни условия. |
|
Равновесна константа на химическа реакция за равновесие |
K равно, (mol/l) ∆v, където ∆v зависи от стойностите на стехиометричните коефициенти на веществата. За реакцията aA+bB=cC+dD |
Равно на съотношението на произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти към произведението на равновесните концентрации на реагентите в степени, равни на стехиометричните коефициенти. |
|
Изотермично уравнение на Вант Хоф |
За обратима реакция aA+bB=cC+dD , ∆G° r-tion = -RTlnK равно, |
Позволява ви да изчислите енергията на Гибс при дадени концентрации на реагенти и реакционни продукти. |
|
Закон за действието на масата за кинетика |
V=kc(A) a c(B) b |
Скоростта на реакцията е пропорционална на произведението на концентрациите на реагиращите вещества в степени, наречени порядъци на реакцията за съответните вещества. |
|
Реакционен ред по вещество |
n i |
Показател, до който концентрацията на реагент влиза в уравнението за скоростта на химична реакция. Редът може да бъде всяка стойност: цяло число, дробна, положителна, нула, отрицателна и дори променлива, в зависимост от дълбочината на реакцията. |
|
Общ ред на реакция |
n=n λ +n β +… |
Сумата от редовете на реакцията за всички реагенти. |
|
Средна скорост на реакция за вещество |
|
Средна скорост над вещество за даден период от време |
|
Истинска скорост на реакция |
|
Характеризира скоростта на реакцията в даден момент (∆τ→0); v 1 – стехиометричен коефициент на веществото в реакцията. |
|
Истинската скорост на реакция за дадено вещество |
|
Характеризира скоростта през материята в даден момент (∆τ→0). |
|
Константа на скоростта на реакцията |
k, c -1 – за реакции от 1-ви ред; l/(mol∙s) – за реакции от 2-ри ред |
Индивидуалната характеристика на реакцията е числено равна на скоростта на реакцията при концентрации на реагента, равни на 1 mol/l. |
|
Активираща енергия |
E a, kJ/mol |
Минималната излишна енергия на взаимодействащите частици, която е достатъчна, за да могат тези частици да влязат в химическа реакция. |
|
Полуживот |
Τ1/2, s, min, h, ден |
Времето, необходимо на концентрацията на реагента да намалее наполовина. |
|
Половин живот |
Τ1/2, s, min, h, ден |
Времето, през което количеството радиоактивен материал намалява 2 пъти. |
|
Кинетично уравнение за реакции от 1 ред (интегрална форма) |
c=c 0 e - kt
|
Уравнението е линейно по отношение на променливите ln c и t; k е константата на скоростта на реакция от първи ред; с 0 е концентрацията на изходното вещество в началния момент от време; c е текущата концентрация на изходното вещество в момент t; t е времето, изминало от началото на реакцията. |
|
Правилото на Вант Хоф |
където е температурният коефициент на скоростта на реакцията; |
„ОСНОВИ НА ХИМИЧНАТА ТЕРМОДИНАМИКА, ХИМИЧНА КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ“
Основи на химичната термодинамика
1 . Какво изучава химичната термодинамика:
1) скоростта на химичните трансформации и механизмите на тези трансформации;
2) енергийни характеристики на физичните и химичните процеси и способността на химическите системи да извършват полезна работа;
3) условия за изместване на химичното равновесие;
4) влиянието на катализаторите върху скоростта на биохимичните процеси.
2. Отворена система е система, която:
3. Затворена система е система, която:
1) не обменя нито материя, нито енергия с околната среда;
2) обменя както материя, така и енергия с околната среда;
3) обменя енергия с околната среда, но не обменя материя;
4) обменя материя с околната среда, но не обменя енергия.
4. Изолирана система е система, която:
1) не обменя нито материя, нито енергия с околната среда;
2) обменя както материя, така и енергия с околната среда;
3) обменя енергия с околната среда, но не обменя материя;
4) обменя материя с околната среда, но не обменя енергия.
5. Към какъв тип термодинамични системи принадлежи разтворът, намиращ се в запечатана ампула, поставена в термостат?
1) изолиран;
2) отворени;
3) затворен;
4) стационарен.
6. Към какъв тип термодинамични системи принадлежи разтворът в запечатаната ампула?
1) изолиран;
2) отворени;
3) затворен;
4) стационарен.
7. Към какъв тип термодинамични системи принадлежи живата клетка?
1) отворен;
2) затворен;
3) изолиран;
4) равновесие.
8 . Какви параметри на една термодинамична система се наричат екстензивни?
1) чиято величина не зависи от броя на частиците в системата;
3) чиято стойност зависи от агрегатното състояние на системата;
9. Какви параметри на термодинамична система се наричат интензивни?
!), чиято величина не зависи от броя на частиците в системата;
2) чиято величина зависи от броя на частиците в системата;
3) чиято стойност зависи от агрегатното състояние;
4) чиято величина зависи от времето.
10 . Функции на състоянието на термодинамична система са величини, които:
1) зависят само от началното и крайното състояние на системата;
2) зависят от пътя на процеса;
3) зависят само от началното състояние на системата;
4) зависят само от крайното състояние на системата.
11 . Какви величини са функции на състоянието на системата: а) вътрешна енергия; б) работа; в) топлина; г) енталпия; г) ентропия.
3) всички количества;
4) a, b, c, d.
12 . Кои от следните свойства са интензивни: а) плътност; б) налягане; в) маса; г) температура; д) енталпия; д) обем?
3) b, c, d, f;
13. Кои от следните свойства са екстензивни: а) плътност; б) налягане; в) маса; г) температура; д) енталпия; д) обем?
3) b, c, d, f;
14 . Какви форми на обмен на енергия между системата и околната среда се разглеждат от термодинамиката: а) топлина; б) работа; в) химически; г) електрически; д) механични; е) ядрени и слънчеви?
2) c, d, e, f;
3) a, c, d, e, f;
4) a, c, d, e.
15. Процесите, протичащи при постоянна температура, се наричат:
1) изобарен;
2) изотермичен;
3) изохоричен;
4) адиабатен.
16 . Процесите, протичащи при постоянен обем, се наричат:
1) изобарен;
2) изотермичен;
3) изохоричен;
4) адиабатен.
17 . Процесите, протичащи при постоянно налягане, се наричат:
1) изобарен;
2) изотермичен;
3) изохоричен;
4) адиабатен.
18 . Вътрешната енергия на системата е: 1) целият енергиен резерв на системата, с изключение на потенциалната енергия на нейното положение и кинетичната енергия на системата като цяло;
2) целия енергиен резерв на системата;
3) целия енергиен резерв на системата, с изключение на потенциалната енергия на нейното положение;
4) количество, характеризиращо степента на разстройство в подреждането на частиците на системата.
19 . Какъв закон отразява връзката между работата, топлината и вътрешната енергия на системата?
1) вторият закон на термодинамиката;
2) Закон на Хес;
3) първият закон на термодинамиката;
4) закон на Вант Хоф.
20 . Първият закон на термодинамиката отразява връзката между:
1) работа, топлина и вътрешна енергия;
2) Свободна енергия на Гибс, енталпия и ентропия на системата;
3) работа и топлина на системата;
4) работа и вътрешна енергия.
21 . Кое уравнение е математическият израз на първия закон на термодинамиката за изолирани системи?
l)AU=0 2)AU=Q-p-AV 3)AG = AH-TAS
22 . Кое уравнение е математическият израз на първия закон на термодинамиката за затворени системи?
1)AU=0; 2)AU=Q-p-AV;
3) AG = AH - T*AS;
23 . Дали вътрешната енергия на изолирана система е постоянна или променлива величина?
1) постоянен;
2) променлива.
24 . В изолирана система реакцията на изгаряне на водород протича с образуването на течна вода. Променят ли се вътрешната енергия и енталпията на системата?
1) вътрешната енергия няма да се промени, енталпията ще се промени;
2) вътрешната енергия ще се промени, енталпията няма да се промени;
3) вътрешната енергия няма да се промени, енталпията няма да се промени;
4) вътрешната енергия ще се промени, енталпията ще се промени.
25 . При какви условия изменението на вътрешната енергия е равно на топлината, получена от системата от околната среда?
1) при постоянен обем;
3) при постоянно налягане;
4) при никакви обстоятелства.
26 . Топлинният ефект на реакция, протичаща при постоянен обем, се нарича промяна:
1) енталпия;
2) вътрешна енергия;
3) ентропия;
4) Свободна енергия на Гибс.
27 . Енталпията на реакцията е:
28. Химическите процеси, при които енталпията на системата намалява и топлината се отделя във външната среда, се наричат:
1) ендотермичен;
2) екзотермичен;
3) екзергоничен;
4) ендергоничен.
29 . При какви условия промяната в енталпията е равна на топлината, получена от системата от околната среда?
1) при постоянен обем;
2) при постоянна температура;
3) при постоянно налягане;
4) при никакви обстоятелства.
30 . Топлинният ефект на реакция, протичаща при постоянно налягане, се нарича промяна:
1) вътрешна енергия;
2) нито едно от предишните определения не е правилно;
3) енталпия;
4) ентропия.
31. Какви процеси се наричат ендотермични?
32 . Какви процеси се наричат екзотермични?
1) за които AN е отрицателен;
2) за които AG е отрицателен;
3) за които AN е положителен;
4), за които AG е положителен.
33 . Посочете формулировката на закона на Хес:
1) топлинният ефект на реакцията зависи само от началното и крайното състояние на системата и не зависи от пътя на реакцията;
2) топлината, погълната от системата при постоянен обем, е равна на изменението на вътрешната енергия на системата;
3) топлината, погълната от системата при постоянно налягане, е равна на изменението на енталпията на системата;
4) топлинният ефект на реакцията не зависи от началното и крайното състояние на системата, а зависи от пътя на реакцията.
34. Какъв закон е в основата на изчисляването на калоричното съдържание на храната?
1) ван'т Хоф;
3) Сеченов;
35. При окисляване на кои вещества при условия на тялото се отделя повече енергия?
1) протеини;
3) въглехидрати;
4) въглехидрати и протеини.
36 . Спонтанен процес е процес, който:
1) извършва се без помощта на катализатор;
2) придружено от отделяне на топлина;
3) извършва се без външна консумация на енергия;
4) протича бързо.
37 . Ентропията на реакцията е:
1) количеството топлина, което се отделя или абсорбира по време на химическа реакция при изобарно-изотермични условия;
2) количеството топлина, което се отделя или абсорбира по време на химическа реакция при изохорно-изотермични условия;
3) стойност, характеризираща възможността за спонтанно възникване на процеса;
4) количество, характеризиращо степента на безпорядък в подреждането и движението на частиците в системата.
38 . Коя функция на състоянието характеризира тенденцията на една система да постигне вероятно състояние, което съответства на максималната случайност на разпределението на частиците?
1) енталпия;
2) ентропия;
3) енергия на Гибс;
4) вътрешна енергия.
39 . Каква е връзката между ентропиите на три агрегатни състояния на едно вещество: газ, течност, твърдо вещество:
I) S (g) > S (g) > S (tv); 2) S(твърд)>S(g)>S(g); 3)S(g)>S(g)>S(TB); 4) състоянието на агрегиране не влияе върху стойността на ентропията.
40 . Кой от следните процеси трябва да показва най-голяма положителна промяна в ентропията:
1) CH3OH (s) --> CH,OH (g);
2) CH4OH (s) --> CH3OH (l);
3) CH,OH (g) -> CH4OH (s);
4) CH,OH (1) -> CH3OH (разтвор).
41 . Изберете правилното твърдение: ентропията на системата се увеличава, когато:
1) повишено налягане;
2) преход от течно към твърдо агрегатно състояние
3) повишаване на температурата;
4) преход от газообразно към течно състояние.
42. Каква термодинамична функция може да се използва, за да се предвиди дали дадена реакция ще настъпи спонтанно в изолирана система?
1) енталпия;
2) вътрешна енергия;
3) ентропия;
4) потенциална енергия на системата.
43 . Кое уравнение е математическият израз на 2-рия закон на термодинамиката за изолирани системи?
44 . Ако системата обратимо получава количество топлина Q при температура T, тогава около T;
2) нараства със сумата Q/T;
3) нараства с количество, по-голямо от Q/T;
4) се увеличава с количество, по-малко от Q/T.
45 . В изолирана система спонтанно възниква химическа реакция, за да се образува определено количество продукт. Как се променя ентропията на такава система?
1) се увеличава
2) намалява
3) не се променя
4) достига минималната стойност
46 . Посочете при кои процеси и при какви условия изменението на ентропията може да бъде равно на работата на процеса?
1) в изобарни условия, при постоянни P и T;
2) в изохорни условия, при постоянни V и T;
З) промяната в ентропията никога не е равна на работа; 4) в изотермични условия, при постоянно P и 47 . Как ще се промени свързаната енергия на системата TS при нагряване и при кондензация?
1) нараства при нагряване, намалява при кондензация;
2) намалява при нагряване, увеличава се при кондензация;
3) няма промяна в T-S;
4) нараства при нагряване и кондензация.
48 . Какви параметри на системата трябва да се поддържат постоянни, за да може по знака на изменението на ентропията да се съди за посоката на спонтанното протичане на процеса?
1) налягане и температура;
2) обем и температура;
3) вътрешна енергия и обем;
4) само температура.
49 . В изолирана система всички спонтанни процеси протичат в посока на нарастващ безпорядък. Как се променя ентропията?
1) не се променя;
2) нараства;
3) намалява;
4) първо се увеличава и след това намалява.
50 . Ентропията се увеличава с количеството Q/T за:
1) обратим процес;
2) необратим процес;
3) хомогенни;
4) разнородни.
51 Как се променя ентропията на системата поради предни и обратни реакции по време на синтеза на амоняк?
3) ентропията не се променя по време на реакцията;
4) ентропията се увеличава за права и обратна реакция.
52 . Какви едновременно действащи фактори определят посоката на химичния процес?
1) енталпия и температура;
2) енталпия и ентропия;
3) ентропия и температура;
4) промени в енергията и температурата на Гибс.
53. При изобарно-изотермични условия максималната работа, извършена от системата, е:
1) равно на намаляването на енергията на Гибс;
2) по-голяма загуба на енергия на Гибс;
3) по-малка загуба на енергия на Гибс;
4) е равна на загубата на енталпия.
54 . Какви условия трябва да бъдат изпълнени, за да се извърши максимална работа в системата поради намаляване на енергията на Гибс?
1) необходимо е да се поддържат постоянни V и t;
2) необходимо е да се поддържат постоянни P и t;
3) необходимо е да се поддържат постоянни AH и AS;
4) необходимо е да се поддържа постоянно P&V
55 . Какво причинява максималната полезна работа, извършена в химическа реакция при постоянно налягане и температура?
1) поради намаляването на енергията на Гибс;
3) поради увеличаване на енталпията;
4) поради намаляване на ентропията.
56. Поради какво се извършва максималната полезна работа от живия организъм при изобарно-изотермични условия?
1) поради загуба на енталпия;
2) поради увеличаване на ентропията;
3) поради намаляването на енергията на Гибс;
4) поради увеличаване на енергията на Гибс.
57 . Какви процеси се наричат ендергонични?
58. Какви процеси се наричат екзергонични?
2) AG 0; 4) AG > 0.
59. Спонтанният характер на процеса се определя най-добре чрез оценка на:
1) ентропия;
3) енталпия;
2) свободна енергия на Гибс;
4) температура.
60 . Каква термодинамична функция може да се използва за прогнозиране на възможността за спонтанни процеси, протичащи в жив организъм?
1) енталпия;
3) ентропия;
2) вътрешна енергия;
4) Свободна енергия на Гибс.
61 . За обратими процеси, промяната в свободната енергия на Гибс...
1) винаги равна на нула;
2) винаги отрицателни;
3) винаги положителен;
62 . За необратими процеси, промяната в свободната енергия:
1) винаги равна на нула;
2) винаги отрицателни;
3) винаги положителен;
4) положителни или отрицателни в зависимост от обстоятелствата.
63. При изобарно-изотермични условия само такива процеси могат спонтанно да възникнат в системата, в резултат на което енергията на Гибс е:
1) не се променя;
2) нараства;
3) намалява;
4) достига максималната си стойност.
64 . За определена химична реакция в газовата фаза при константа P и TAG > 0. В каква посока спонтанно протича тази реакция?
Г) в посока напред;
2) не може да възникне при тези условия;
3) в обратна посока;
4) е в състояние на равновесие.
65 . Какъв е знакът AG на процеса на топене на леда при 263 K?
66 . В кой от следните случаи реакцията не е осъществима при никаква температура?
1)AH>0;AS>0; 2)AH>0;AH
3)A#4)AH= 0;AS = 0.
67. В кой от следните случаи реакцията е възможна при всяка температура?
1)DN 0; 2)AH 0; AS > 0; 4)AH = 0; AS = 0.
68 . Ако AN
1) [AN] > ;
2) за всяко съотношение на AN и TAS; 3)(AH]
4) [AN] = [T-A S].
69 . При какви стойности на знака на AH и AS са възможни само екзотермични процеси в системата?
70. При какви съотношения на AN и T* AS химичният процес е насочен към ендотермична реакция:
71 . При какви постоянни термодинамични параметри промяната на енталпията може да служи като критерий за посоката на спонтанен процес? Какъв признак на DH при тези условия показва спонтанен процес?
1) при постоянни S и P, AN
3) с константа Put, AN
2) при константа 5 и P, AN > 0; 4) при постоянно Vn t, AH > 0.
72 . Възможно ли е и в какви случаи да се съди по знака на промяната на енталпията по време на химическа реакция за възможността за възникването му при постоянна Ti P1
1) възможно, ако LA » T-AS;
2) при тези условия е невъзможно;
3) възможно, ако AN « T-AS;
4) възможно, ако AN = T-AS.
73 . Реакцията ZN 2 + N 2 -> 2NH 3 се провежда при 110°C, така че всички реагенти и продукти са в газова фаза. Коя от следните стойности се запазва по време на реакцията?
2) ентропия;
3) енталпия;
74 . Кое от следните твърдения е вярно за реакции, протичащи при стандартни условия?
1) ендотермичните реакции не могат да възникнат спонтанно;
2) ендотермичните реакции могат да възникнат при достатъчно ниски температури;
3) ендотермични реакции могат да възникнат при високи температури, ако AS > 0;
4) ендотермични реакции могат да възникнат при високи температури, ако AS
75 . Какви са характеристиките на биохимичните процеси: а) се подчиняват на принципа на енергийното свързване; б) обикновено обратими; в) сложни; г) само екзергонични (AG
1) a, b, c, d;
2) b, c, d; 3) a, 6, c; 4) c, d.
76 . Ексергоничните реакции в тялото възникват спонтанно, тъй като:
77 . Ендергоничните реакции в тялото изискват енергийно снабдяване, тъй като: 1) AG >0;
78 . Когато някой пептид AH 0 се хидролизира, този процес ще се случи ли спонтанно?
1) ще бъде, тъй като AG > 0;
3) няма да се случи, тъй като AG > 0;
2) ще бъде, тъй като AG
4) няма да бъде, тъй като AG
79 . Калоричното съдържание на хранителни вещества се нарича енергия:
1) 1 g хранителни вещества, освободени по време на пълното окисляване;
2) 1 мол хранителни вещества, освободени при пълното окисление;
3) необходими за пълното окисляване на 1 g хранителни вещества;
4) 1 мол хранителни вещества, необходими за пълното окисляване.
80 . За процеса на термична денатурация на много ензими, LA > 0 и AS > 0. Може ли този процес да се случи спонтанно?
1) може при високи температури, тъй като \T-AS\ > |BP];
2) може при ниски температури, тъй като \T-AS\
3) не може, тъй като \T-AS\ > |AH];
4) не може, защото \T-AS\
81 . За процеса на термична хидратация на много AN протеини
1) може при достатъчно ниски температури, тъй като |AH| > \T-AS\;
2) може при достатъчно ниски температури, тъй като |АА|
3) може при високи температури, тъй като |AH)
4) не може при никаква температура.
програмаПараметри химическиреакции, химически равновесие; - изчисляване на топлинни ефекти и скорост химическиреакции... реакции; - Основифизическа и колоидна химия, химически кинетика, електрохимия, химически термодинамикаи термохимия; ...
Цели на професионалната дейност на дипломанта. Компетенциите на завършилите, формирани в резултат на усвояване на програма за висше образование. Документи, регламентиращи съдържанието и организацията на учебния процес при осъществяване на висшето образование (3)
РегламентиМодул 2. Основи на физиката химическимодели на възникване химическипроцеси Основи химически термодинамика. Основи химически кинетика. химически равновесие. Модул 3.. Основихимия на разтворите общ...
Това ръководство може да се използва за самостоятелна работа от студенти от нехимически специалности
ДокументПрости вещества. В това база V химически термодинамикасъздадена е система за изчисляване на топлинните ефекти..., Cr2O3? ТЕМА 2. ХИМИЧЕСКИ КИНЕТИКАИ ХИМИЧЕСКИ РАВНОВЕСИЕКакто беше показано по-рано, химически термодинамикави позволява да предвидите фундаменталните...
Работна програма на направление на обучение по дисциплината химия
Работна програма4.1.5. Редокс процеси. Основиелектрохимия Окислително-редукционни процеси. ... Методи за количествено изразяване на състава на разтворите. 5 химически термодинамика 6 КинетикаИ равновесие. 7 Дисоциация, pH, хидролиза 8 ...
Тема 3. Общи принципи на химичните процеси.
Химична термодинамика и кинетика
Въведение
Основно в химията е изучаването на трансформацията на веществата, включително енергията и кинетиката на химичните реакции. Овладяването на това учение позволява да се предвиди възможността и посоката на химичните процеси, да се изчислят енергийните ефекти и енергийните разходи, скоростта на производство и добив на продукти в реакциите, да се повлияе на скоростта на химичните процеси, а също така да се предотвратят нежелани реакции в определени устройства, инсталации и инструменти.
3.1. Химична термодинамика и кинетика
Обмен на енергия между изследваната система и външнатасреда описват законите, които се изучаваттермодинамика. Прилагането на законите на термодинамиката в химията позволява да се реши въпросът за фундаменталната възможност на различни процеси, условията за тяхното осъществяване, определениеторазделете степента на превръщане на реагиращите вещества в хихимични реакции и оценка на тяхната енергия.
Химическа термодинамика , изследва връзките между работа и енергия, когато се прилагат към химичните трансформации.
Топлинна и механична енергия - алгебричнаколичества. Знаци за количестваQ И А в термодинамиката на раситесе разглеждат във връзка със системата. Получена енергиядаден от системата, се обозначава със знака “+”, даден на систематасистема - знакът "-".
Променливи, които определят състоянието на систематастъбла се наричатпараметри на състоянието. Между тях в химията най-често се използват налягане, температура, обем и състав на системата. Състояние на системата ипромените, произтичащи от него, също се характеризират сдържавни функции, в зависимост от параметрите на състоянието и независимо от преходния път на системата отедно състояние в друго. Те включват вътрешниенергия, енталпия, ентропия, изобарно-изотермичнопотенциал и др.
Процеси, протичащи при постоянно налягане -изобарен, при постоянен обем -изохоричен, при постоянна температура -изотермичен. Мнозинство химичните реакции протичат в отворени съдове,при постоянно налягане, равно на атмосферното.
Химична кинетикаизучава характеристиките на химичния процес, като скоростта на реакцията и нейната зависимост от външни условия.
3.2. Енергия на химичните процеси
По време на химическа реакция възниква разкъсваненякои химични връзки и образуването на нови. Този процес е придружен от отделяне или абсорбиране на топлинавие, светлина или друг вид енергия. Енергийна ефективностНауката термохимия изучава ефектите от реакциите. В термохимиятаизползвайте уравнения за термохимични реакции, за дакоито вземат предвид:
агрегатно състояние на материята;
топлинен ефект на реакцията (Q).
В тези уравнения често се използват дробни коефициенти. Така уравненията за реакцията на образуване на 1 мол газобразна вода е написана по следния начин:
H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (g) + 242 kJ (*)
Символът (d) показва, че водородът, кислородът иводата е в газова фаза. „+242 kJ“ означава товаВ резултат на тази реакция се отделя толкова много топлина приобразуване на 1 мол вода.
Важността на отчитането на състоянието на агрегиране се дължи на факта, чече топлината на образуване на течната вода е по-голяма с количествототоплина, която се отделя по време на кондензация на пара:
H 2 (g) + 1/2O 2 (g) = H 2 O (l) + 286 kJ (**)
Процес на кондензация:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + 44 kJ (***)
В допълнение към топлинния ефект, термодинамиката използвасъществува понятието „промяна в топлинното съдържание“ - енталпия(резерв от вътрешна енергия) по време на реакцията ( Н)
Екзотермични реакции: се отделя топлина Q > 0
вътрешният енергиен резерв намалява н<0
Ендотермични реакции: топлината се абсорбира Q< 0
вътрешният енергиен резерв се увеличава H>0.
Така реакцията (*) на образуване на вода е екзотермична.Топлинен ефект на реакцията:Q = 242 kJ, H = -242 kJ.
Енталпия на образуване на химични съединения
Стандартна енталпия (топлина) на образуванехимично съединение H 0 f,B,298 е промяната в енталпията по време на образуването на един мол от това съединение, което е в стандартно състояние (p = 1 atm; T = 25 0 C), от прости вещества, също в стандартни състояния и термодинамично стабилни фази и модификации при дадена температура.
Стандартните енталпии на образуване на прости вещества се приемат равни на нула, ако техните агрегатни състояния и модификации са стабилни при стандартни условия.
Стандартните енталпии на образуване на вещества са събрани и обобщени в справочници.
3.2. 1. Термохимични изчисления
Независимостта на топлината на химическа реакция от пътя на процеса при p=const е установена през първата половина на 19 век. Руският учен G.I. Хесъм: топлинният ефект на химичната реакция не зависи от пътя на нейното протичане, а зависи само от природата и агрегатното състояние на изходните вещества и продуктите на реакцията.
За повечето реакции промяната в топлинния ефект в рамките на температури от практическо значение е малка. Следователно в бъдеще ще използваме H 0 f,B,298 и се считат за постоянни при изчисленията.
Следствие от закона на Хес– топлинният ефект на химическа реакция е равен на сумата от топлината (енталпиите) на образуване на реакционните продукти минус сумата на топлината (енталпиите) на образуване на изходните вещества.
При използване на следствие от закона на Хес в термохимичните изчисления трябва да се има предвид, че при извършване на алгебрично сумиране трябва да се вземат предвид стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията.
Така за уравнението на реакцията aA+bB=cC+dD топлинният ефект H е равен на
H=(s N проба C + d N проба D) – (a N проба A + b N проба B) (*)
Уравнение (*) ви позволява да определите както топлинния ефект на реакцията от известните енталпии на образуване на веществата, участващи в реакцията, така и една от енталпиите на образуване, ако топлинният ефект на реакцията и всички други енталпии на образуване са известен.
Топлина на изгаряне на гориво
Топлинният ефект от реакцията на окисление с кислород на елементите, които изграждат дадено вещество до образуването на по-високи оксиди, се нарича топлина на изгаряне на това вещество 
.
Пример: определете топлината на изгаряне на етанол C 2 H 5 OH (l)
Ако изчислениеизвършено за с образуването на течна вода, тогава топлината на изгаряне се нарича най-високо, Ако с образуването на газообразна вода, след това по-ниско. По подразбиране те обикновено означават по-висока калоричност.
При техническите изчисления се използва специфичната топлина на изгаряне Q T, която е равна на количеството топлина, отделена при изгарянето на 1 kg течно или твърдо вещество или 1 m 3 газообразно вещество, тогава
Q T = - N ST 1000/M (за w, tv.)
Q T = – N ST 1000/22,4 (за g.),
където M е масата на мол вещество, 22,4 l е обемът на мол газ.
3.3. Химично и фазово равновесие
3.3.1. Химично равновесие
Обратими реакции - химични реакции, протичащи едновременно в две противоположни посоки.
Химично равновесие - състояние на системата, при което скоростта на реакция напред (V 1 ) е равна на скоростта на обратната реакция (V 2 ). При химично равновесие концентрациите на веществата остават непроменени. Химичното равновесие е динамично по природа: правата и обратната реакция не спират при равновесие.
Състоянието на химичното равновесие се характеризира количествено с равновесна константа, която е съотношението на константите на права линия (K 1) и обратна (К 2) реакции.
За реакцията mA + nB « pC + dD равновесната константа е равна на
К = К 1 /К 2 = ([C] стр[Д] д) / ([A] м[B] н)
Равновесната константа зависи от температурата и естеството на реагентите. Колкото по-голяма е константата на равновесието, толкова повече равновесието се измества към образуването на директни реакционни продукти.
Начини за изместване на баланса
Принцип на Льо Шателие. Ако се произведе външно въздействие върху система, която е в равновесие (концентрация, температура, промени в налягането), то благоприятства протичането на коя от двете противоположни реакции отслабва това влияние
V 1
A+B
V 2
налягане. Увеличаването на налягането (за газове) измества равновесието към реакция, водеща до намаляване на обема (т.е. образуването на по-малко молекули).
V 1
A+B
; увеличаването на P води доV 1 >В 2
V 2
Повишаването на температурата измества равновесното положение към ендотермична реакция (т.е. към реакция, протичаща с абсорбцията на топлина)
V 1
A+B
B + Q, след това увеличете t° C води до V 2 > V 1
V 2
V 1
A+B
B - Q, след това увеличете t° C води до V 1 > V 2
V 2
Увеличаването на концентрацията на изходните вещества и отстраняването на продуктите от реакционната сфера измества равновесието към директна реакция. Повишаване на концентрациите на изходните вещества [A] или [B] или [A] и [B]: V 1 > V 2 .
Катализаторите не влияят на равновесното положение.
3.3.2. Фазови равновесия
Равновесието на процеса на преминаване на веществото от една фаза в друга без промяна на химичния състав се нарича фазово равновесие.
Примери за фазово равновесие:
Твърдо ............Течно
Течност.........................Пара
3.3.3. Скоростта на реакцията и методите за нейното регулиране
Бърза реакция се определя от промяна в моларната концентрация на един от реагентите:
V= ± (C 2 – C 1) / (t 2 - t 1)= ± дС/ д T
където C 1 и C 2 - моларни концентрации на вещества във времеви точки t 1 и t 2 съответно (знак (+) – ако скоростта се определя от продукта на реакцията, знак (–) – от изходното вещество).
Реакциите възникват, когато молекулите на реагиращите вещества се сблъскат. Скоростта му се определя от броя на сблъсъците и вероятността те да доведат до трансформация. Броят на сблъсъците се определя от концентрациите на реагиращите вещества, а вероятността от реакция се определя от енергията на сблъскващите се молекули.
Фактори, влияещи върху скоростта на химичните реакции
Естеството на реагиращите вещества. Характерът на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите играят важна роля. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с по-силни връзки. По този начин, за да се разрушат връзките в молекулите H 2 и N 2 необходими са високи енергии; такива молекули са слабо реактивоспособни. За разрушаване на връзки в силно полярни молекули (HCl, H 2 O) Изисква се по-малко енергия и скоростта на реакцията е много по-бърза. Реакциите между йони в електролитни разтвори протичат почти мигновено.
Примери: Флуорът реагира експлозивно с водорода при стайна температура; бромът реагира бавно с водорода при нагряване.
Калциевият оксид реагира енергично с водата, отделяйки топлина; меден оксид - не реагира.
Концентрация. С увеличаване на концентрацията (броя на частиците в единица обем) сблъсъци на молекули на реагиращи вещества се появяват по-често - скоростта на реакцията се увеличава.
Закон за масовото действие (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите.
aA + bB + . . .® . . .
V = k[A] а[B] b . . .
Константата на скоростта на реакцията k зависи от природата на реагентите, температурата и катализатора, но не зависи от концентрациите на реагентите.
Физическото значение на константата на скоростта е, че тя е равна на скоростта на реакцията при единични концентрации на реагентите.
За хетерогенни реакции концентрацията на твърдата фаза не е включена в израза на скоростта на реакцията.
температура. С повишаване на температурата за всеки 10° С, скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти (правилото на Van't Hoff). С повишаване на температурата от t 1 до t 2 промяната в скоростта на реакцията може да се изчисли по формулата:
(t 2 - t 1 ) / 10
Vt 2 / Vt 1
= ж
(където Vt 2 и Vt 1 - скорост на реакцията при температури t 2 и t 1 съответно;ж- температурен коефициент на тази реакция).
Правилото на Вант Хоф е приложимо само в тесен температурен диапазон. По-точно е уравнението на Арениус:
k = A e –Ea/RT
Където
А е константа в зависимост от природата на реагентите;
R е универсалната газова константа;
Ea е енергията на активиране, т.е. енергията, която трябва да имат сблъскалите се молекули, за да може сблъсъкът да доведе до химическа трансформация.
Енергийна диаграма на химична реакция.
Екзотермична реакция
Ендотермична реакция
A - реактиви, B - активиран комплекс (преходно състояние), C - продукти.
Колкото по-висока е енергията на активиране Ea, толкова повече се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата.
Контактна повърхност на реагиращи вещества. За хетерогенни системи (когато веществата са в различни агрегатни състояния), колкото по-голяма е контактната повърхност, толкова по-бързо протича реакцията. Повърхността на твърдите вещества може да се увеличи чрез смилането им, а за разтворимите вещества чрез разтварянето им.
3.3.4. Механизми на химичните реакции, колебателни реакции
Класификация на химичните реакцииаз . Според броя и състава на изходните вещества и реакционните продукти:
1) Реакции връзки - това са реакции, по време на които две или повече вещества образуват едно вещество с по-сложен състав. Реакциите на свързване на прости вещества винаги са окислително-редукционни реакции. Сложните вещества също могат да участват в сложни реакции.
2)
Реакции
разграждане
- реакции, при които две или повече по-прости вещества се образуват от едно сложно вещество.
Продуктите на разпадане на първоначалното вещество могат да бъдат както прости, така и сложни вещества.
Реакциите на разлагане обикновено възникват при нагряване на веществата и са ендотермични реакции. Подобно на реакциите на съединенията, реакциите на разлагане могат да протичат със или без промяна в степента на окисление на елементите;
3)
Реакции
заместване
-
Това са реакции между прости и сложни вещества, при които атомите на просто вещество заместват атомите на един от елементите в молекулата на сложно вещество; в резултат на реакцията на заместване се образуват ново просто и ново сложно вещество. образувани.
Тези реакции почти винаги са редокс реакции.
4)
Реакции
обмен
- това са реакции между две сложни вещества, чиито молекули обменят съставните си части.
Реакциите на обмен винаги протичат без трансфер на електрони, т.е. те не са редокс реакции.
II . Въз основа на промени в степента на окисление
1) Реакции, които протичат без промяна на степента на окисление - реакции на неутрализация
2) С промяна на степента на окисление
III . В зависимост от наличието на катализатор
1) Некаталитичен (работят без наличие на катализатор);
2) Каталитичен (идва с наличието на катализатор)
IV . Въз основа на топлинния ефект
1) Екзотермичен (с отделяне на топлина):
2) Ендотермичен (с абсорбция на топлина):
V . Въз основа на обратимостта
1) Необратимо (поток само в една посока):
2) Реверсивна (течащи едновременно в права и обратна посока):
VI . Въз основа на хомогенност
1) Хомогенна (тече в хомогенна система):
2) Разнородни (тече в хетерогенна система):
Според механизма на потока Всички реакции могат да бъдат разделени на прости и сложни. Простите реакции протичат в една стъпка и се наричат едноетапни реакции.
Сложните реакции протичат или последователно (многоетапни реакции), или паралелно, или последователно-паралелно.
Всеки етап на реакция може да включва една молекула (мономолекулни реакции), две молекули (бимолекулни реакции) или три молекули (тримолекулни реакции).
Осцилаторни реакции - клас химични реакции, протичащи в колебателен режим, при който някои параметри на реакцията (цвят, концентрация на компоненти, температура и др.) Периодично се променят, образувайки сложна пространствено-времева структура на реакционната среда.
(Системна реакция на бромат-малонова киселина-церий Белоусов-Жаботински)
3.4. Катализа
Наричат се вещества, които участват в реакциите и увеличават скоростта им, оставайки непроменени в края на реакциятакатализатори .
Механизмът на действие на катализаторите е свързан с намаляване на енергията на активиране на реакцията поради образуването на междинни съединения.
При хомогенна катализа реагентите и катализаторът представляват една фаза (са в едно и също агрегатно състояние).
При хетерогенна катализа - различни фази (намират се в различно агрегатно състояние).
В някои случаи е възможно рязко да се забави протичането на нежелани химични процеси чрез добавяне към реакционната средаинхибитори(феномен " отрицателна катализа ").
Скоростта на химичните реакции. Дефиниция на понятието. Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция: концентрация на реагента, налягане, температура, наличие на катализатор. Законът за действието на масите (LMA) като основен закон на химичната кинетика. Скоростна константа, нейното физическо значение. Влиянието на природата на реагентите, температурата и наличието на катализатор върху константата на скоростта на реакцията.
1. с. 102-105; 2. с. 163-166; 3. с. 196-207, стр. 210-213; 4. с. 185-188; 5. с. 48-50; 6. с. 198-201; 8. с. 14-19
Хомогенна скорост на реакция - това е количество, числено равно на промяната в концентрацията на всеки участник в реакцията за единица време.
Средна скорост на реакция v срв интервала от време от T 1 към T 2 се определя от съотношението:
Основни фактори, влияещи върху скоростта на хомогенна химична реакция :
- естеството на реагиращите вещества;
- концентрация на реагента;
- налягане (ако в реакцията участват газове);
- температура;
- наличие на катализатор.
Хетерогенна скорост на реакция - това е количество, числено равно на промяната в концентрацията на всеки участник в реакцията за единица време върху единица повърхност: .
Според етапите химичните реакции се разделят на елементаренИ комплекс. Повечето химични реакции са сложни процеси, протичащи на няколко етапа, т.е. състоящ се от няколко елементарни процеса.
За елементарните реакции е вярно закон за масовото действие: скоростта на елементарна химическа реакция при дадена температура е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагиращите вещества в степени, равни на стехиометричните коефициенти на уравнението на реакцията.
За елементарна реакция aA + bB → ...скоростта на реакцията, съгласно закона за масовото действие, се изразява чрез отношението:
къде (А) ис (IN) -моларни концентрации на реагенти АИ IN; аИ б-съответните стехиометрични коефициенти; к –константа на скоростта на дадена реакция .
За хетерогенни реакции уравнението на закона за масовото действие не включва концентрациите на всички реагенти, а само газообразни или разтворени. И така, за реакцията на изгаряне на въглерод:
C(k) + O 2 (g) → CO 2 (g)
уравнението на скоростта има формата .
Физическото значение на скоростната константа ечислено е равна на скоростта на химическа реакция при концентрации на реагентите, равни на 1 mol/dm 3.
Стойността на константата на скоростта за хомогенна реакция зависи от природата на реагентите, температурата и катализатора.
Влиянието на температурата върху скоростта на химичната реакция. Температурен коефициент на скоростта на химичната реакция. Активни молекули. Крива на разпределение на молекулите според тяхната кинетична енергия. Активираща енергия. Съотношението на енергията на активиране и енергията на химичната връзка в оригиналните молекули. Преходно състояние или активиран комплекс. Енергия на активиране и топлинен ефект на реакцията (енергийна диаграма). Зависимост на температурния коефициент на скоростта на реакцията от енергията на активиране.
1. с. 106-108; 2. с. 166-170; 3. с. 210-217; 4. с. 188-191; 5. с. 50-51; 6. с. 202-207; 8 . с. 19-21.
С повишаване на температурата скоростта на химичната реакция обикновено се увеличава.
Стойността, показваща колко пъти се увеличава скоростта на реакцията при повишаване на температурата с 10 градуса (или, което е същото, с 10 K), се нарича температурен коефициент на скоростта на химичната реакция (γ):
където са скоростите на реакцията, съответно, при температури T 2 и T 1 ; γ - температурен коефициент на скорост на реакцията.
Зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се определя приблизително емпирично правилото на Вант Хоф: при всяко повишаване на температурата с 10 градуса скоростта на химичната реакция се увеличава 2-4 пъти.
По-точно описание на зависимостта на скоростта на реакцията от температурата е възможно в рамките на теорията за активиране на Арениус. Според тази теория химическа реакция може да възникне само когато активните частици се сблъскат. Активенсе наричат частици, които имат определена, характерна за дадена реакция енергия, необходима за преодоляване на силите на отблъскване, възникващи между електронните обвивки на реагиращите частици.
Делът на активните частици се увеличава с повишаване на температурата.
Активиран комплекс - това е междинна нестабилна група, образувана по време на сблъсъка на активни частици и е в състояние на преразпределение на връзките. По време на разпадането на активирания комплекс се образуват реакционни продукти.
Активираща енергия И дА равна на разликата между средната енергия на реагиращите частици и енергията на активирания комплекс.
За повечето химични реакции енергията на активиране е по-малка от енергията на дисоциация на най-слабата връзка в молекулите на реагиращите вещества.
В теорията на активирането влиянието температуравърху скоростта на химическа реакция се описва от уравнението на Арениус за константата на скоростта на химическа реакция:
Където А– постоянен фактор, независещ от температурата, определен от природата на реагиращите вещества; д- основата на естествения логаритъм; д a – енергия на активиране; Р– моларна газова константа.
Както следва от уравнението на Арениус, колкото по-ниска е енергията на активиране, толкова по-голяма е константата на скоростта на реакцията. Дори леко намаляване на енергията на активиране (например при добавяне на катализатор) води до забележимо увеличение на скоростта на реакцията.
Според уравнението на Арениус повишаването на температурата води до увеличаване на константата на скоростта на химичната реакция. Колкото по-голяма е стойността ди колкото по-забележим е ефектът на температурата върху скоростта на реакцията и, следователно, толкова по-голям е температурният коефициент на скоростта на реакцията.
Влиянието на катализатора върху скоростта на химичната реакция. Хомогенна и хетерогенна катализа. Елементи от теорията на хомогенната катализа. Теория на междинните съединения. Елементи на теорията на хетерогенната катализа. Активни центрове и тяхната роля в хетерогенната катализа. Концепцията за адсорбция. Влиянието на катализатора върху енергията на активиране на химична реакция. Катализа в природата, индустрията, технологиите. Биохимична катализа. Ензими.
1. с. 108-109; 2. с. 170-173; 3. с. 218-223; 4 . с. 197-199; 6. с. 213-222; 7. с. 197-202.; 8. с. 21-22.
Катализа се нарича промяна в скоростта на химична реакция под въздействието на вещества, чието количество и естество след завършване на реакцията остават същите като преди реакцията.
Катализатор - Това е вещество, което променя скоростта на химическата реакция и остава химически непроменено след нея.
Положителен катализаторускорява реакцията; отрицателен катализатор, или инхибитор, забавя реакцията.
В повечето случаи ефектът на катализатора се обяснява с факта, че той намалява енергията на активиране на реакцията. Всеки от междинните процеси, включващи катализатор, протича с по-ниска енергия на активиране, отколкото некатализирана реакция.
При хомогенна катализакатализаторът и реагентите образуват една фаза (разтвор). При хетерогенна катализакатализаторът (обикновено твърдо вещество) и реагентите са в различни фази.
По време на хомогенна катализа, катализаторът образува междинно съединение с реагент, който реагира с втори реагент с висока скорост или бързо се разлага, за да освободи реакционен продукт.
Пример за хомогенна катализа: окисляване на серен (IV) оксид до серен (VI) оксид с кислород, като се използва азотният метод за получаване на сярна киселина (тук катализаторът е азотен (II) оксид, който лесно реагира с кислород).
При хетерогенна катализа реакцията протича на повърхността на катализатора. Началните етапи са дифузията на частиците на реагента към катализатора и техните адсорбция(т.е. абсорбция) от повърхността на катализатора. Молекулите на реагента взаимодействат с атоми или групи от атоми, разположени на повърхността на катализатора, образувайки междинни повърхностни връзки. Преразпределението на електронната плътност, което се случва в такива междинни съединения, води до образуването на нови вещества, които се десорбират, т.е. се отстраняват от повърхността.
Процесът на образуване на междинни повърхностни съединения се случва на активни центровекатализатор - върху повърхностни участъци, характеризиращи се със специално разпределение на електронната плътност.
Пример за хетерогенна катализа: окисление на серен (IV) оксид до серен (VI) оксид с кислород, като се използва контактният метод за производство на сярна киселина (тук катализаторът може да бъде ванадиев (V) оксид с добавки).
Примери за каталитични процеси в промишлеността и технологиите: синтез на амоняк, синтез на азотна и сярна киселина, крекинг и риформинг на нефт, доизгаряне на продукти от непълно изгаряне на бензин в автомобили и др.
Примерите за каталитични процеси в природата са многобройни, тъй като повечето биохимични реакции- химичните реакции, протичащи в живите организми, се класифицират като каталитични реакции. Катализаторите на такива реакции са протеинови вещества, т.нар ензими. В човешкото тяло има около 30 хиляди ензима, всеки от които катализира преминаването само на един процес или един вид процес (например слюнченият птиалин катализира превръщането на нишестето в захар).
Химически баланс. Обратими и необратими химични реакции. Състояние на химично равновесие. Константа на химичното равновесие. Фактори, които определят стойността на равновесната константа: природата на реагентите и температурата. Промяна в химичното равновесие. Влиянието на промените в концентрацията, налягането и температурата върху положението на химичното равновесие.
1. с. 109-115; 2. с. 176-182; 3 . с. 184-195, стр. 207-209; 4. стр.172-176, стр. 187-188; 5. с. 51-54; 8 . с. 24-31.
Химичните реакции, в резултат на които изходните вещества се превръщат напълно в реакционни продукти, се наричат необратим. Реакциите, протичащи едновременно в две противоположни посоки (напред и назад), се наричатобратими.
При обратими реакции състоянието на системата, при което скоростите на правата и обратната реакция са равни (), се нарича състояние на химично равновесие. Химичното равновесие е динамичен, т.е. установяването му не означава прекратяване на реакцията. В общия случай за всяка обратима реакция aA + bB ↔ dD + eE, независимо от нейния механизъм, е в сила следната зависимост:
При установено равновесие произведението от концентрациите на реакционните продукти, разделено на произведението от концентрациите на изходните вещества за дадена реакция при дадена температура, е постоянна стойност, наречена равновесна константа(ДА СЕ).
Стойността на равновесната константа зависи от природата на реагентите и температурата, но не зависи от концентрациите на компонентите на равновесната смес.
Промяна в условията (температура, налягане, концентрация), при които системата е в състояние на химично равновесие (), причинява дисбаланс. В резултат на неравномерни промени в скоростта на правата и обратната реакция (), с течение на времето, в системата се установява ново химично равновесие (), съответстващо на новите условия. Преходът от едно равновесно състояние към друго се нарича изместване или изместване на равновесното положение.
Ако по време на прехода от едно равновесно състояние към друго концентрациите на вещества, записани от дясната страна на уравнението на реакцията, се увеличат, те казват, че балансът се измества надясно. Ако по време на прехода от едно равновесно състояние към друго концентрациите на веществата, записани в лявата страна на уравнението на реакцията, се увеличават, те казват, че балансът се измества наляво.
Определя се посоката на изместване на химичното равновесие в резултат на промени във външните условия Принцип на Льо Шателие: Ако се окаже външно въздействие върху система в състояние на химично равновесие, то ще благоприятства протичането на който и да е от двата противоположни процеса, който отслабва това влияние.
Според принципа на Льо Шателие,
Увеличаването на концентрацията на компонента, записан в лявата страна на уравнението, води до изместване на равновесието надясно; увеличаването на концентрацията на компонента, записан в дясната страна на уравнението, води до изместване на равновесието вляво;
При повишаване на температурата равновесието се измества към ендотермичната реакция, а при понижаване на температурата към екзотермичната реакция;
С увеличаване на налягането равновесието се измества към реакция, която намалява броя на молекулите на газообразните вещества в системата, а когато налягането намалява, към реакция, която увеличава броя на молекулите на газообразните вещества.
Фотохимични и верижни реакции. Характеристики на хода на фотохимичните реакции. Фотохимични реакции и живата природа. Неразклонени и разклонени химични реакции (като се използват примери за реакции на образуване на хлороводород и вода от прости вещества). Условия за започване и прекратяване на вериги.
2. с. 173-176; 3. с. 224-226; 4. 193-196; 6. с. 207-210; 8. с. 49-50.
Фотохимични реакции - Това са реакции, протичащи под въздействието на светлината.Фотохимична реакция възниква, ако реагентът абсорбира радиационни кванти, характеризиращи се с енергия, доста специфична за дадена реакция.
При някои фотохимични реакции, поглъщайки енергия, молекулите на реагента преминават във възбудено състояние, т.е. станете активни.
В други случаи възниква фотохимична реакция, ако се абсорбират кванти с толкова висока енергия, че химичните връзки се разкъсват и молекулите се дисоциират на атоми или групи от атоми.
Колкото по-голям е интензитетът на облъчване, толкова по-голяма е скоростта на фотохимичната реакция.
Пример за фотохимична реакция в живата природа: фотосинтеза, т.е. образуването на органични клетъчни вещества от организмите поради светлинна енергия. В повечето организми фотосинтезата протича с участието на хлорофил; В случая на висшите растения фотосинтезата се обобщава от уравнението:
CO 2 + H 2 O органична материя + O 2
Функционирането на зрението също се основава на фотохимични процеси.
Верижна реакция - реакция, която е верига от елементарни актове на взаимодействие и възможността за всеки акт на взаимодействие зависи от успеха на предишния акт.
Етапиверижна реакция:
Раждането на верига
Развитие на веригата,
Прекъсване на веригата.
Започването на верига възниква, когато поради външен източник на енергия (кванти на електромагнитно излъчване, нагряване, електрически разряд) се образуват активни частици с несдвоени електрони (атоми, свободни радикали).
По време на развитието на веригата радикалите взаимодействат с оригиналните молекули и при всеки акт на взаимодействие се образуват нови радикали.
Прекъсването на веригата възниква, когато два радикала се сблъскат и прехвърлят енергията, освободена в процеса, към трето тяло (молекула, устойчива на разпадане, или стена на съд). Веригата може също да се прекрати, ако се образува ниско активен радикал.
Два видаверижни реакции: неразклонени и разклонени.
IN неразклоненПри реакции на етапа на развитие на веригата се образува един нов радикал от един реагиращ радикал.
IN разклонениПри реакции на етапа на развитие на веригата от един реагиращ радикал се образува повече от един нов радикал.
6. Фактори, които определят посоката на химичната реакция.Елементи на химичната термодинамика. Понятия: фаза, система, среда, макро- и микросъстояния. Основни термодинамични характеристики. Вътрешна енергия на системата и нейното изменение при химични превръщания. Енталпия. Връзката между енталпията и вътрешната енергия на системата. Стандартна енталпия на вещество. Промени в енталпията в системи по време на химични трансформации. Топлинен ефект (енталпия) на химична реакция. Екзо- и ендотермични процеси.
1. с. 89-97; 2. с. 158-163, стр. 187-194; 3. с. 162-170; 4. с. 156-165; 5. с. 39-41; 6. с. 174-185; 8. с. 32-37.
Термодинамикаизучава закономерностите на обмен на енергия между системата и външната среда, възможността, посоката и границите на спонтанното протичане на химичните процеси.
Термодинамична система(или просто система) – тяло или група от взаимодействащи тела, мислено идентифицирани в пространството. Останалото пространство извън системата се извиква заобикаляща среда(или просто заобикаляща среда). Системата е отделена от околната среда чрез реална или въображаема повърхност .
Хомогенна системасе състои от една фаза, разнородна система– от две или повече фази.
ФазаА –Това е част от системата, хомогенна във всички свои точки по химичен състав и свойства и отделена от другите фази на системата чрез интерфейс.
състояниесистема се характеризира с съвкупността от нейните физични и химични свойства. Макросъстояниесе определя от осреднените параметри на целия набор от частици в системата и микросъстояние- параметри на всяка отделна частица.
Наричат се независими променливи, които определят макросъстоянието на системата термодинамични променливи,или параметри на състоянието. Температурата обикновено се избира като параметри на състоянието T, налягане Р, сила на звука V, химическо количество н, концентрация си т.н.
Физическа величина, чиято стойност зависи само от параметрите на състоянието и не зависи от пътя на преход към дадено състояние, се нарича държавна функция. Функциите на държавата са по-специално:
U- вътрешна енергия;
н- енталпия;
С- ентропия;
Ж- Енергия на Гибс (или свободна енергия, или изобарно-изотермичен потенциал).
Вътрешна енергия на системата U – това е неговата обща енергия, състояща се от кинетичната и потенциалната енергия на всички частици на системата (молекули, атоми, ядра, електрони), без да се вземат предвид кинетичната и потенциалната енергия на системата като цяло.Тъй като е невъзможно да се вземат предвид напълно всички тези компоненти, при изучаване на термодинамиката системата се разглежда промянанеговата вътрешна енергия по време на преход от едно състояние ( U 1) на друг ( U 2):
U 1 U 2 DU = U 2 - U 1
Промяната във вътрешната енергия на системата може да се определи експериментално.
Системата може да обменя енергия (топлина Q) с околната среда и вършете работа А, или, обратно, може да се работи по системата. Според първи закон на термодинамиката, което е следствие от закона за запазване на енергията, топлината, получена от системата, може да се използва само за увеличаване на вътрешната енергия на системата и за извършване на работа от системата:
В бъдеще ще разгледаме свойствата на такива системи, които не се влияят от никакви сили, различни от външни сили на натиск.
Ако процесът в системата протича при постоянен обем (т.е. няма работа срещу външни сили на налягане), тогава А = 0. Тогава топлинен ефектпроцес, протичащ при постоянен обем, Q v е равно на промяната във вътрешната енергия на системата:
Q v = ΔU
Повечето химични реакции, срещани в ежедневието, протичат при постоянно налягане ( изобарни процеси). Ако върху системата не действат други сили освен постоянно външно налягане, тогава:
A = p(V 2 -V 1) = pDV
Следователно в нашия случай ( Р= const):
Q р = U 2 – U 1 + p(V 2 - V 1), откъдето
Q p = (U 2 + pV 2) - (U 1 + pV 1)
функция U+pV, Наречен енталпия; обозначава се с буквата н . Енталпията е функция на състоянието и има измерението на енергия (J).
Q p = H 2 - H 1 = DH
Топлинен ефект на реакция при постоянно наляганеи температура T е равно на промяната в енталпията на системата по време на реакцията.Зависи от естеството на реагентите и продуктите, тяхното физическо състояние, условията ( Т,р) реакцията, както и количеството вещества, участващи в реакцията.
Енталпия на реакциятанаричаме промяната в енталпията на система, в която реагентите взаимодействат в количества, равни на стехиометричните коефициенти на уравнението на реакцията.
Енталпията на реакцията се нарича стандартен, ако реагентите и реакционните продукти са в стандартни състояния.
Стандартните състояния са:
За твърдо вещество - отделно кристално вещество при 101,32 kPa,
За течно вещество - отделно течно вещество при 101,32 kPa,
За газообразно вещество - газ при парциално налягане 101,32 kPa,
За разтворено вещество, вещество в разтвор с молалност 1 mol/kg и се приема, че разтворът има свойствата на безкрайно разреден разтвор.
Стандартната енталпия на реакцията на образуване на 1 мол от дадено вещество от прости вещества се нарича стандартна енталпия на образуванеот това вещество.
Примерен запис: D f H o 298(CO 2 ) = -393,5 kJ/mol.
Стандартната енталпия на образуване на просто вещество, намиращо се в най-стабилното (за дадено p и T) състояние на агрегиране, се приема равна на 0.Ако един елемент образува няколко алотропни модификации, тогава само най-стабилната има нулева стандартна енталпия на образуване (за дадена РИ T) модификация.
Обикновено термодинамичните величини се определят при стандартни условия:
Р= 101,32 kPa и T= 298 K (25 o C).
Наричат се химични уравнения, които определят промените в енталпията (топлинни ефекти на реакциите). термохимични уравнения.В литературата можете да намерите две форми на писане на термохимични уравнения.
Термодинамична форма на запис на термохимичното уравнение:
C (графит) + O 2 (g) ® CO 2 (g); DH o 298= -393,5 kJ
Термохимична форма на записване на термохимичното уравнение на същия процес:
C (графит) + O 2 (g) ® CO 2 (g) + 393,5 kJ.
В термодинамиката топлинните ефекти на процесите се разглеждат от гледна точка на системата, следователно, ако системата отделя топлина, тогава Q<0, а энтальпия системы уменьшается (ΔH< 0).
В класическата термохимия топлинните ефекти се разглеждат от гледна точка на околната среда, следователно, ако една система отделя топлина, тогава се приема, че Q>0.
Екзотермичен е процес, който протича с отделяне на топлина (ΔH<0).
Ендотермичен е процес, който протича с поглъщане на топлина (ΔH>0).
Основният закон на термохимията е Закон на Хес: топлинният ефект на реакцията се определя само от началното и крайното състояние на системата и не зависи от пътя на преминаване на системата от едно състояние в друго.
Следствие от закона на Хес : стандартният топлинен ефект на реакцията е равен на сумата от стандартните топлини на образуване на реакционните продукти минус сумата от стандартните топлини на образуване на изходните вещества, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти:
DН около 298 (р-ции) = åD f Н около 298 (продължение) – åD f Н около 298 (оригинал)
7. Понятието ентропия.Промени в ентропията по време на фазови трансформации и химични процеси. Концепцията за изобарно-изотермичен потенциал на система (енергия на Гибс, свободна енергия). Връзката между величината на промяната в енергията на Гибс и величината на промяната в енталпията и ентропията на реакцията (основна термодинамична зависимост). Термодинамичен анализ на възможността и условията на химични реакции. Характеристики на протичането на химичните процеси в живите организми.
1. с. 97-102; 2. с. 189-196; 3. с. 170-183; 4. с. 165-171; 5. с. 42-44; 6. с. 186-197; 8. с. 37-46.
Ентропия С- това е количество, пропорционално на логаритъма на броя на еднакво вероятните микросъстояния, чрез които може да се реализира дадено макросъстояние:
Единицата за ентропия е J/mol·K.
Ентропията е количествена мярка за степента на разстройство на дадена система.
Ентропията се увеличава по време на прехода на веществото от кристално състояние към течност и от течност към газообразно състояние, по време на разтваряне на кристали, по време на разширяване на газове, по време на химични взаимодействия, водещи до увеличаване на броя на частиците и особено частици в газообразно състояние. Напротив, всички процеси, в резултат на които се увеличава редът на системата (кондензация, полимеризация, компресия, намаляване на броя на частиците), са придружени от намаляване на ентропията.
Съществуват методи за изчисляване на абсолютната стойност на ентропията на дадено вещество, следователно таблиците на термодинамичните характеристики на отделните вещества предоставят данни за S 0, а не за Δ S 0.
Стандартната ентропия на просто вещество, за разлика от енталпията на образуване на просто вещество, не е нула.
За ентропия, твърдение, подобно на обсъденото по-горе за DH: промяната в ентропията на системата в резултат на химична реакция (DS) е равна на сумата от ентропиите на реакционните продукти минус сумата от ентропиите на изходните вещества.Както при изчисляването на енталпията, сумирането се извършва, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти.
Посоката, в която спонтанно протича химичната реакция, се определя от комбинираното действие на два фактора: 1) тенденцията системата да премине към състояние с най-ниска вътрешна енергия (в случай на изобарни процеси-с най-ниска енталпия); 2) тенденция за постигане на най-вероятното състояние, т.е. състояние, което може да се реализира по най-голям брой еднакво вероятни начини (микросъстояния):
Δ H → min,Δ S → макс
Функцията на състоянието, която едновременно отразява влиянието и на двете горепосочени тенденции върху посоката на протичане на химичните процеси, е Енергия на Гибс (свободна енергия , или изобарно-изотермичен потенциал) , свързани с енталпията и ентропията чрез връзката
G = H - TS,
Където T- абсолютна температура.
Както може да се види, енергията на Гибс има същото измерение като енталпията и следователно обикновено се изразява в J или kJ.
За изобарно-изотермични процеси, (т.е. процеси, протичащи при постоянна температура и налягане), промяната в енергията на Гибс е равна на:
Както в случая Д зи Д S, промяна на енергията на Гибсд G в резултат на химическа реакция(Реакционна енергия на Гибс) равна на сумата от енергиите на Гибс за образуване на реакционни продукти минус сумата от енергиите на Гибс за образуване на изходните вещества;сумирането се прави, като се вземе предвид броят молове вещества, участващи в реакцията.
Енергията на Гибс за образуване на вещество се отнася за 1 мол от това вещество и обикновено се изразява в kJ/mol; докато Д G 0 на образуването на най-стабилната модификация на просто вещество се приема равно на нула.
При постоянна температура и налягане химичните реакции могат спонтанно да протичат само в посока, в която енергията на Гибс на системата намалява ( дЖ<0).Това е условие за принципната възможност за осъществяване на този процес.
Таблицата по-долу показва възможността и условията за възникване на реакцията с различни комбинации от знаци D ни Д С.
Със знак Д Жможе да се прецени възможността (невъзможността) спонтаненпоток индивидуаленпроцес. Ако окажете натиск върху системата въздействие, тогава е възможно да се извърши преход от едно вещество към друго, характеризиращо се с увеличаване на свободната енергия (D Ж>0). Например в клетките на живите организми протичат реакции за образуване на сложни органични съединения; Движещата сила зад тези процеси е слънчевата радиация и окислителните реакции в клетката.