Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Молекулярность реакции. Порядок реакции.Все химические реакции классифицируются по двум признакам: 1) По молекулярности реакции 2) По порядку реакции. Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте. По молекулярности все реакции можно разделить на 3 типа: 1) Мономолекулярные – реакции химического превращения одной молекулы (диссоциация, распад, изомеризация). Пример: NaCl = Na+ + Cl- CaCO3 = CaO + CO2 2) Бимолекулярные – реакции между двумя молекулами. Пример: С + 1/2О2 = СО NH3 + HCl = NH4Cl. Порядком реакции (n) по данному веществу называется число, равное показателю степени, в которой концентрация данного вещества входит в уравнение скорости реакции. Ѵ = ĸ [ А ]α [ В ]β Здесь порядок реакции по веществу А равен α, по веществу В – β. Сумма показателей α + β + … определяет порядок реакции в целом. Порядок всей реакции равен сумме порядков этой реакции по каждому реагенту (равен сумме показателей степени). А → продукты реакции Ѵ = ĸ [ А ], n = 1 А + В → АВ Ѵ = ĸ [ А ]а [ В ]в, n = 2 А + В + С → АВС Ѵ = ĸ [ А ]а [ В ]в [ С ]с, n = 3. 22. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье Брауна) Химическое равновесие - состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой, (т.е. не происходит изменения количеств веществ в системе). Концентрации реагирующих веществ, которые установились при химическом равновесии, называются равновесными. Равновесное состояние является: 1) динамическим, т.е. в состоянии равновесия в системе постоянно протекает прямая и обратная реакция. 2) подвижным, т.е. изменение каких-либо факторов вызывает сдвиг равновесия в ту или др сторону. Количественной характеристикой хим.равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия (К) H2 + Cl2 2HCl 2 2 Vпр = Vобр Vпр = k1 [H2] [Cl2] Vобр = k2 [HCl] k1 [H2] [Cl2] = k2 [HCl] =>
K = k1 / k2 = [HCl] 2 / [H2] [Cl2], K – константа равновесия химической реакции, равна произведению концентраций продуктов реакции, возведенные в степени их стехиометрических коэф-в, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэф-в. Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций тоже называется константой равновесия(К) химической реакции. К показывает, во сколько раз прямая реакция идёт быстрее обратной при данной темп-ре и концентрациях, равных 1. Если К > 1, то концентрации продуктов реакции выше концентраций исходных веществ, равновесие сдвинуто вправо, в сторону продуктов, если К < 1, то влево, в сторону исходных веществ. К зависит от температуры, для газовой смеси и от давления. Равновесие в гетерогенных реакциях. Для обратимых гетерогенных реакций в выражение константы равновесия не входят концентрации твёрдых веществ: 3Fe(тв) + 4Н2О(г) = Fe3O4(тв) + 4Н2(г) К = [Н2]4/ [ Н2О]4
Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье Брауна)
Направление смещения ХР при изменении концентрации реагирующих веществ, темп-ры, давления определяется общим положением – принципом Ле Шателье – «Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменении концентрации, темп-ры, Р), то равновесие сдвинется в сторону уменьшения этого воздействия» Из этого правила следствия: 1) увеличение концентрации исходных веществ или одного из них смещает ХР в сторону прямой реакции, а увеличение концентрации продуктов – в направлении обратного процесса. 2) повышение температуры смещает ХР в сторону эндотермической реакции (с поглощением тепла), а уменьшение - в сторону экзотермического процесса. 3) повышение давления смещает ХР в сторону реакции, протекающей с образованием меньшего числа молекул газообразных веществ, а уменьшение – в направлении процесса, протекающего с образованием большего числа молекул газообразных веществ. Катализаторы одинаково ускоряют прямую и обратную реакции, т.е. на смещение ХР влияния не оказывают, а нужны для более быстрого достижения состояния равновесия. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.
Кинетические представления в биологии. Знание кинетики химических, в 1-ю очередь биохимических, реакций имеет важнейшее значение для биологии в плане установления направления изменения скорости реакции при изменении условий, в частности для управления конкретными реакциями путём изменения концентраций реагентов, температуры и пр. Например, увеличение температуры организма при заболевании ускоряет все процессы, в т.ч. и биохимические реакции в нём, т.е. является ответной защитной реакцией организма, помогающей ему справиться с болезнью.
23. Энергетика химических процессов: основные понятия термодинамики. Первое начало ТД и его следствия. Энтальпия. Закон Гесса и его следствия. Материя находится в постоянном движении, мерой которого является энергия. При хим.реакциях происходит не только изменение хим.состава в-ва, но и изменение хим.энергии системы, т.е. хим.реакции сопровождаются выделением и поглощением энергии. Термодинамика – наука об энергетике различных процессов. Химическая ТД – наука об энергетике химических процессов, о превращении энергии химической реакции в работу, тепло и о законах этих превращений. Тепловой эффект химической реакции (Q, кДж) – это количество выделившегося или поглощенного в результате реакции тепла. Экзотермическая реакция – реакция, протекающая с выделением тепла, при этом система расходует энергию, т.е. ее энергия уменьшается. А + В = АВ + Q Эндотермическая реакция – протекает с поглощением тепла, при этом система получает дополнительную энергию, т.е. ее энергия возрастает. А + В = АВ - Q Система – совокупность веществ, реально или условно выделенных из окружающей среды. Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой только энергией. Открытая с-ма – система, которая обменивается с окр-щей средой и веществом и энергией. Равновесная система – система, свойства или параметры которой одинаковы во всех ее точках и не изменяются самопроизвольно. Процесс – переход системы из одного состояния в другое. Изохорным наз-ся процесс, протекающий без изменения объема системы. Изобарным наз-ся процесс, протекающий при постоянном давления системы. Изотермическим наз-ся процесс, протекающий при постоянной темп-ре. Состояние системы характеризуется набором ее параметров: химическим составом, объемом, темп-рой, давлением. Стандартное состояние системы – наиболее устойчивое ее состояние в стандартных условиях (Р=1 атм.(101.325кПа), Т=298К (250С), С=1 моль/л) Функция состояния системы – определенный закон, описывающий поведение определенной системы в определенных условиях при изменении ее параметров. Изменение функции состояния системы определяется начальным и конечным состояниями системы. Внутренняя энергия – (U, кДж/моль) – ф-ция состояния системы, являющаяся совокупностью всех видов энергии составляющих ее частиц. Внутренняя эн-гия равновесной системы складывается из суммы кинетической энергии движения ее частиц (поступательное, вращательное, колебательное) и потенциальной энергии их взаимодействия. Полная энергия системы (например, физического тела) определяется его внутренней энергией и собственной энергией тела, связанной с его массой покоя. Первое начало термодинамики «Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой» Это начало постулирует невозможность вечного двигателя 1-го рода, т.е. осуществление работы без расхода энергии. Следствия 1-го начала ТД: 1) в случае неизолированной системы изменение внутренней энергии=поглощенной теплоте минус совершенная ею работа: ΔU=Q - A => Q= ΔU+A – поглощенное системой тепло расходуется на увеличение внутренней энергии и совершение ею работы 2) внутренняя энергия изолированной системы постоянна, т.е. ΔUизол.=0 Законы термохимии
Термохимия – раздел химии, в котором изучаются тепловые эффекты процессов. З-н Лавуазье-Лапласа (1780): «Теплота, необходимая для разложения химического соединения=теплоте его образования, но противоположна по знаку». Н2 + 1/2О2 = Н2О + 241,8 кДж и Н2О(пар) = Н2 + 1/2О2 – 241,8 кДж Энтальпия (Н, кДж/моль) – функция состояния системы, равная её внутренней энергии + работа расширения (или сжатия): Н = U + рV Энтальпия Н – это величина, которая характеризует запас энергии системы. Для экзотермических реакций запас энергии в продуктах р-ции меньше, чем в исходных веществах, поэтому изменение энтальпии ΔН < 0, (-∆Н), т.е. д.б. знак «-«. Для эндотермических реакций запас энергии в продуктах реакции больше, чем в исходных веществах, поэтому ΔН > 0 (+∆Н) (т.е. с «+»). Следовательно, знак ΔН противоположен знаку Q., т.е. если экзотермическая р-я, имеем +Q и - ΔН, если эндотермическая, то – Q и +ΔН. Определение абсолютных значений U и Н системы невозможно, т.к. не существует точки отсчёта (такого состояния системы, когда они равны нулю). Поэтому в расчётах используют изменения этих функций: ΔU и ΔН. Теплотой образования соединения (энтальпией) называется изменение энтальпии системы при образовании 1 моль этого соединения из простых в-в. Стандартная теплота (энтальпия) образования простого в-ва=0 Стандартная энтальпия образования – тепловой эффект образования 1 моль в-ва из простых в-в, устойчивых при 250С и 101 кПа (например, графит, ромбическая сера, белый фосфор, жидкий бром, кристаллический йод). З-н ГЕССА: «Тепловой эффект химич. р-ции при постоянной температуре и давлении зависит только от начального и конечного состояния системы (от вида и состояния исходных в-в и конечных продуктов) и не зависит от пути реакции» или: «Если из данных исходных в-в можно различными способами получить заданные конечные продукты, то независимо от путей получения (напр., от вида промежуточных продуктов) суммарный тепловой эффект будет одним и тем же». ΔН˚х.р.= ΔН˚конечню - ΔН˚ нач. Тепловой эффект химической реакции зависит от условий её протекания, поэтому ее определяют при постоянном давлении (1 атм. или 101.3 кПа) и постоянной т-ре (25˚С или 298 К). Эти условия называют стандартными. Если тепловой эффект р-ции определяют при стандартных условиях, то его выражают изменением энтальпии ΔН˚х.р Следствия из закона Гесса: 1) Тепловой эффект получения определенного количества вещества из данных исходных соединений не зависит от способа получения. Например, реакция окисления углерода: Q1 С+О2→СО2 Q1=Q2+Q3, или ΔН˚1= ΔН˚2 + ΔН˚3 ↓Q2 Q3 СО угарный газ
Т.е., если все 3 процесса удовлетворяют требованию: Тисх = Ткон и рисх = ркон, то тепловой эффект будет одним и тем же. 2) Изменение стандартной энтальпии образования или стандартной теплоты образования (теплового эффекта хим-й р-ции ΔН˚х.р) равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции минус сумма стандартных энтальпий образования исходных в-в (или сумме стандартных энтальпий сгорания исх.в-в минус сумма стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции): ΔН˚х.р.=∑ ΔН˚обр.пр-в.р-ции - ∑ ΔН˚ обр.исх.в-в 2СО+О2→2СО2 ΔН˚х.р.= 2 ΔН˚обр.(СО2) - (2 ΔН˚ обр.(СО) + ΔН˚ обр.(О2)). Т.к. Нобр простого в-ва = 0 (ΔН˚ обр.(О2)= 0), то: ΔН˚х.р.= 2 ΔН˚обр.(СО2) - 2 ΔН˚ обр.(СО). Расчёт изменения энтальпии в процессе реакции можно проводить также исходя из энтальпий сгорания в-в: ΔН˚х.р.=∑ ΔН˚сгор.исх.в-в - ∑ ΔН˚ сгор.прод.
|
||
Последнее изменение этой страницы: 2020-11-11; просмотров: 137; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.145.42.94 (0.004 с.) |