3. Закономерности протекания химических процессов. Термодинамические расчеты.
Закономерности протекания химических процессов изучаются в разделе химии, который называется химической термодинамикой. Она позволяет предсказать возможность протекания реакции, направление её самопроизвольного протекания и равновесное состояние.
Основные понятия:
- Энтальпия (\(\Delta H\)): Характеризует тепловой эффект реакции. Если \(\Delta H < 0\), реакция экзотермическая (выделяет тепло). Если \(\Delta H > 0\), реакция эндотермическая (поглощает тепло).
- Энтропия (\(\Delta S\)): Мера беспорядка или хаотичности системы. В большинстве самопроизвольных процессов энтропия системы увеличивается (\(\Delta S > 0\)).
- Энергия Гиббса (\(\Delta G\)): Главный критерий самопроизвольного протекания химической реакции при постоянных температуре и давлении.
Уравнение Гиббса-Гельмгольца:
\[\Delta G = \Delta H - T\Delta S\]Где:
- \(\Delta G\) – изменение энергии Гиббса.
- \(\Delta H\) – изменение энтальпии.
- \(T\) – абсолютная температура (в Кельвинах).
- \(\Delta S\) – изменение энтропии.
Критерии самопроизвольного протекания реакции:
- Если \(\Delta G < 0\), реакция протекает самопроизвольно.
- Если \(\Delta G > 0\), реакция не протекает самопроизвольно (самопроизвольно протекает обратная реакция).
- Если \(\Delta G = 0\), система находится в равновесии.
Термодинамические расчеты включают:
- Расчет тепловых эффектов реакций (по закону Гесса).
- Расчет изменения энтропии и энергии Гиббса.
- Определение направления протекания реакции при различных условиях (температуре, давлении).
- Расчет константы равновесия реакции.
4. Химическая кинетика.
Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорости химических реакций и механизмы их протекания.
Основные понятия:
- Скорость химической реакции: Изменение концентрации одного из реагентов или продуктов реакции в единицу времени.
- Факторы, влияющие на скорость реакции:
- Концентрация реагентов: Чем выше концентрация, тем больше вероятность столкновения молекул и, следовательно, выше скорость реакции.
- Температура: Повышение температуры обычно увеличивает скорость реакции (правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов Цельсия скорость реакции увеличивается в 2-4 раза).
- Природа реагентов: Различные вещества реагируют с разной скоростью.
- Площадь поверхности соприкосновения: Для гетерогенных реакций (реагенты в разных фазах) увеличение площади поверхности увеличивает скорость.
- Катализаторы: Вещества, которые изменяют скорость реакции, но сами при этом не расходуются. Катализаторы снижают энергию активации реакции.
- Давление: Для реакций с участием газов повышение давления увеличивает скорость.
- Энергия активации (\(E_a\)): Минимальная энергия, которой должны обладать молекулы для эффективного столкновения и образования продуктов реакции.
- Закон действующих масс: Скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Для реакции \(aA + bB \rightarrow cC + dD\), скорость реакции \(v\) может быть выражена как:
\[v = k[A]^a[B]^b\]Где:
- \(k\) – константа скорости реакции.
- \([A]\) и \([B]\) – молярные концентрации реагентов.
- \(a\) и \(b\) – порядки реакции по веществам A и B (для элементарных реакций равны стехиометрическим коэффициентам).
Уравнение Аррениуса: Связывает константу скорости реакции с температурой и энергией активации.
\[k = A e^{-\frac{E_a}{RT}}\]Где:
- \(k\) – константа скорости реакции.
- \(A\) – предэкспоненциальный множитель (фактор частоты).
- \(E_a\) – энергия активации.
- \(R\) – универсальная газовая постоянная.
- \(T\) – абсолютная температура.
Механизм реакции: Последовательность элементарных стадий, через которые проходит реакция от исходных веществ до продуктов.