Химия (курс лекций)

Химия. Преподаватель – Иванов Иван Иванович

Заведующая лабораторией – Королева Галина Борисовна Слушатель – Никифоров Михаил Николаевич АПМ-03 Курс 1. Семестр осенний. 2003 год.

Химия – наука о веществах, их строении, свойствах, превращениях, сопровождающихся изменением свойств веществ.

Превращения бывают: 1) Физические (процессы, сопровождаемые изменением физических свойств вещества). 2) Химические (сопровождаются изменением строения атомов и молекул, составляющих вещество. В результате образуются новые вещества с новыми свойствами. 2NaOH+H2SO4 →Na2SO4 + 2H20 + 113,7 Дж (нейтрализация) 3) Физико-химические (не сопровождаются коренной перестройкой атомов и молекул (плавление, испарение). 4) Ядерные (сопровождаются коренной перестройкой атомов, приводят к возникновению новых химических элементов)

Химические процессы классифицируются: 1) Синтез (соединения): а) NH3+HCl →NH4Cl б) 2NO+O2

→2NO2 2) Реакция разложения (анализа) а) (NH4)2+Cr2O2 →Cr2O3+N2+4H2O+Q 3) Реакция обмена.

Pb(CH3COO)2+2KI →PbI2+2KCH3COO 4) Реакция вытеснения. CuSO4+Fe →Cu+FeSO4 5) ОВР (4)

Вещество – одно из состояний материй. Материя – вещество и энергия. Вещества бывают простые и сложные.

Элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра = порядковому номеру. Аллотропия – существование вещества в нескольких формах.

Полиморфизм – существование сложных веществ в нескольких формах (оксид кремния – 13 модификаций)

Основные законы химии

1.В изолированных системах сумма масс энергий постоянна. ∆E = ∆mc2 .

2.Закон постоянства вещества. Каждый химический элемент имеет определенный и постоянный состав, независимо от способа получения 2H2 +O2 → 2H2O .

3.Закон эквивалента. Любые вещества вступают в реакции в отношениях, пропорциональных их эквивалентам.

Эквивалент – количество вещества, взаимодействующее с 1 молем атома водорода или замещающий его в химических реакциях. Масса эквивалента, выраженная в граммах,

называется эквивалентной массой. [Э] [г/моль]. m1 = Э1 . В основаниях Э=М/2. В кислотах

m2 Э2

Э=М/3. В солях Э=М/6. В оксидах Э=М/10.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атом, молекул, ион), сколько атомов в 12 г стабильного изотопа углерода C12.

4. Закон Авогадро. При одинаковых физических условиях, в равных объемах газа содержится

равное число молекул или атомов в случаях инертных газов (одноатомные газы).	m1	=	M1	.
	m2
			M 2

m1 = D (плотность первого газа по второму). m2

Номенклатура неорганических соединений.

H – гидрогениум, C – карбониум, О – оксигениум, N – нитрогениум, Ag – аргениум, Mn – манганум, Si – силигениум, S – сульфид, Fe – феррум, Cu – купрум, As – арсигениум, Sn – стану, Sb – стибию, Hg – гидраргиум.

Вещества классифицируют по свойствам: 1) Оксиды (солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие). 2) Гидроксиды (основания и кислоты) 3) Соли.

Кислоты классифицируют на: 1) 1-основная 2) 2-основная 3) 3-основная 4) 4-основная. 1) Бескислородные 2) Кислородсодержащие.

	Кислота		Анион			Соль
Формула	Название	Формула		Название	Формула	Название
HF	Второводородая	F1-		Вторидион	CaF2	Вторид кальция
H2SO3	Сернистая					Сульфит
H2S2O3	Тиосерная					Тиосульфат
H2S2O7	Пиросерная					Пиросульфат
H2S2O8	Пероксодвусерная					Пероксодисульфат
H2Se	Селеноводородная					Селенид
H2SeO3	Селенистая					Селенит
H2SeO4	Селеновая					Селенат
H2SiO3	Кремниевая					Силикат
HVO3	Ванадиевая					Ванадат
H2S	Сероводородная	S2-		Сульфидион	CaOHF	Вторид
						гидросокальция
					Ca(HS)2	Гидросульфид
						кальция
HCN	Циановодородная	CN1-		Цианидион	Fe(CN)3	Цианид железа 3
MCNS	Родановодородная	CNS1-		Роданид	Fe(CNS)3	Роданид железа 3
HClO4	Хлорная	ClO41-		Пирохлорат	MgOHClO4	Пирохлорат
						гидроксомагния
HClO3	Хлорноватая	ClO3		Хлорат	Fe(OH)2ClO3	Хлоратдигидроксо
						железа 3
HClO2	Хлористая	ClO2		Хлорид	CaClO2	Хлорид кальция
HClO	Хлорноватистая	ClO		Гипохлорид	CaClO	Гипохлорид
						кальция
HMnO4	Марганцовая	MnO41-		Перманганат	KMnO4	Перманганат
						калия
H2MnO4	Марганцовистая	MnO42-		Марганат	KHMnO4	Гидроманганат
						калия
H2SO4	Серная	SO4		Сульфат	CaH(SO4)2	Гидросульфат
						кальция
H2SO3	Сернистая	SO3		Сульфит	Fe(OH)2SO3	Сульфат
						дигидроксожелеза
H2CrO4	Хромовая	CrO4		Хромат	Ba(OH)2CrO4	Хромат
						дигидроксобария
H2Cr2O7	2-х хромовая	CrO7		Бидихромат	(NH4)2Cr2O7	Дихромат
HCrO2	Метахромистая					Метахромит
HI	Иодоводород					Йодид
HOI	йодноватистая					Гипойодид
HIO3	Йодноватая					Йодат

	HIO4	йодная				Перйрдат
	H2WO4	Вольфрамовая	WO4	Вольфрамат	CaWHO4	Гидровольфрамат
						кальция
	HN3	Азидоводород
	HNO3	Азотная	NO3	Нитрат
	HNO2	Азотистая	NO2	Нитрит
	H2P2O7	Пирофосфорная				Дифосфат
	H3PO4	Ортофосфорная	PO43-	Ортофосфат	Ca3(PO4)2	Ортофосфат
	H3PO2	Фосфорноватистая				Гипофосфит
	HPO3	Метафосфорная	PO31-	Метафосфит	Ca(PO3)2	Метафосфад
	H3PO3	фосфористая				Фосфит
	HPO2	Метафосфористая	PO2	Метафосфид	CaOHPO2	Метафосфид
						гидроксокальция
					KBeO2	Бериллат калия
					Ca(HCO3)2	Гидрокарбонат
						кальция
	HCN	Циановодородная	CN	Циано		Цианид
			NH4	Аммоний
	HAlO3	Метаалюминиевая				Метаалюминат
	HAsO3	Метамышьяковая				Метаарсенат
	H3AsO4	Ортомышьяковая				Ортоарсенат
	HAsO2	Метамышьяковистая				Метаарсенит
	H3AsO3	Ортомышьяковистая				Ортоарсенит
	HBO2	Метаборная				Метаборат
	H3BO3	Ортоборная				Ортоборат
	H2B4O7	Четырехборная				Тетраборат
	H2C2O4	Щавельная				Оксолат
	HOBr	Бромноватистая				Гипобромат
	HBrO3	Бромноватая				Бромат
	HCOOH	Муравьиная				Формиат
	H2MoO4	Молибденовая				Молибдат

Строение атома.

Открытие в 1869 году Менделеевым термоядерного закона. Открытие в 1879 катодных лучей Круксом.

В 1897 году Томсон назвал их электронами

1909 Милликем определил массу электронов и их заряд. 1886 Гольдштейн открыл гамма-лучи (полож. частицы). 1895 Открытие рентгеновских лучей 1896 Беккерель открыл радиоактивное излучение α,β,γ .

1911 Резерфорд определил радиус ядра атома

1905 Томсон построил первую модель атома.

1911 Модель Резерфорда

1916 Модель Бора

E = hv		E		= mc2 mυr = n		h			h	−квант действия. n=1, 2, 3 – главное квантовое число.
						2π			2π
mυ2		e2
	=		.	r =	0,053н м			.
r		r2			бороваяорбита

Движение электрона по эллиптической орбите является ускоренным. e – Орбитальное квантовое число.

m – Магнитное квантовое число.

Квантово-Механическая модуляция основана на:

1)1924 Луи де Бройль высказывает мысли, что электрон обладает волновыми свойствами.

2)1927 Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности

3)1927 Шредингер. Дифракция электронов.

hv = mc2 v =	e	υ −скоростьэлектрона 2πr = nλ	λ =	h	.
	λ
				mc

Принцип неопределенности: Произведение неопределенности положения и импульса не может быть

меньше постоянной Планка. ∆x ∆px ≥ h . ∆px = m∆υ .

Нельзя одновременно определить с одинаковой точностью положение частицы и её импульс. В квантовой механике нельзя говорить о точном положении частиц, а можно о вероятности нахождения электрона в данном элементе пространства.

Орбиталь – часть и форма пространства, вероятность нахождения в котором электрона равняется наперед заряженной величине, обычно 90 %.

r2

dV = 4πr2dr . p = ∫ψ 4pr2dr

r1

Квантовые числа. Их смысл и значение.

Цифра 1 2 3 4 5 Символ k l m n o.

Магнитное квантовое число характеризует распределение энергии электрона в пределах подуровня в зависимости от положения орбитали во внешнем магнитном поле.

Типовое квантовое число (ms) характеризует момент количества движения электрона при вращении вокруг своей оси.

1924 Принцип Паули. В атоме не может быть двух или более электронов, характеризующихся одинаковым набором значений четырех квантовых чисел.

Принцип Хунда: При возрастании заряда ядра атома электроны стремятся занять максимальное число орбиталей атомов, т.е. чтобы максимальная величина суммы значений типовых квантовых чисел была максимальна.

Принцип Ключевского.

1 правило. При возрастании заряда ядра, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы n+l. l-орбитальное квантовое число. n – главное квантовое число.

2 правило. Если сумма значений n+l одинакова, то в первую очередь идет заполнение орбитали в порядке возрастания главного квантового числа.

1s,2s,2 p,3s,3p,4s,3d,4 p,5s,4d,5 p,6s,5d1,4 f ,5d 2−10 ,6 p,7s,6d1,5 f ,6d 2−10 ,7 p . Последняя буква

указывает на принадлежность элемента к уровню.

В связи с периодическим изменением электронных структур атомов, в связи с возрастанием заряда ядра периодически меняются: Атомные радиусы, потенциалы ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, валентность, степень окисления.

1) Радиус. Атомный радиус зависит не только от заряда ядра, но и от того, в какое соединение он входит. В связи с этим используется понятие эффективности атомного радиуса (половина расстояния между 2 атомами данного элемента в кристаллической решетке). Измеряется в нм и

уменьшается в периоде →, в группах возрастает ↓.

2) Потенциал ионизации: (Минимальное напряжение, которое необходимо свободному электрону

для удаления его из 1 моля одиночных атомов). Э+J1=Э1++1 e . J1-первый потенциал ионизации. [эВ]

1эВ=96 кДж/моль

Слева направо потенциал растет

Элемент

Li

Be

B

C

N

O

F

Be 1s22s22p0 Зависит и от энергии

Заряд ядра

+3

+4

+5

+6

+7

+8

+9

Потенциал

5.4

9.3

8.3

11.3

14.5

13.6

17.4

B

1s22sp22p1 Состояние e

ионизации

3) Сродство

к электрону. Это энергия, выделяемая при захвате одиночных электронов одним

молем одиночных атомов.

Э+1e =Э1- ×Е. Е-энергия сродства к e . E

0,6

0,4

0,3

1,3

-0,2

1,5

3.4 Растет слева направо.

Li

Be

B C N O F

Поль. 1931. Характеристика электроотрицательности. Она бывает абсолютная Э1О=J+E и

относительная ЭО- χ =

Э.О.элемента .

χ

Li

Be

B

C

N

O

F Возрастает → и ↑.

Э

ОГ

1

1.5

2

2.5

3

3.5

4

Типы связей: а) Неполярная ∆χ = 0 б) Полярная 0 < ∆χ ≤1.9 в) Ионная ∆χ >1.9

4) Провал e . Если у атома заполнение f или d подуровня близко к заполнению наполовину или полностью, то с выше лежащего уровня проваливается e . Полученное состояние является

энергетически выгодным (устойчивым). Cr, Cu, Ag, Me и f элементы. Например: 29Сu 1s22s22p63s23p64s23d9 (d-элемент). Провал – 3s23p64s13d10 или 3s23p64s13d94p1

При возбуждении атомов элементов разрешен переход электронов только в пределах своего энергетического уровня (за исключением провалов e )

Химическая связь. Строение молекул.

Существует несколько типов химических связей, но природа едина и носит электросмешанный характер. При образовании связи энергия выделяется.

1)Ковалентная. а) Полярная. б) Неполярная

2)Ионная

3)Донорно-акцепторная

4)Водородная

5)Межмолекулярное взаимодействие

Для характеристики химических связей используется следующее понятие: энергия химической связи, длина, кратность, направленность, полярность.

Энергия связи определяется энергией, выделяющейся при возникновении химической связи. Если связей несколько (однотипных), то прочность 1 связи оценивается делением на число связи. Чем больше энергии выделяется, тем связь прочнее.

Длина связи. Половина расстояния между центрами ядер двусвязных атомов. Чем e меньше, тем связь прочнее.

Кратность. Оценивается числом e пар, связывающих 2 взаимодействующих атома. Чем кратность выше, тем длина меньше, а прочность выше. Этан: С-С; Этилен C =C ; Ацетилен C ≡C . Направленность. Это угол между воображаемыми линиями, проходящими через центры ядер 2 связанных атомов в молекуле.

Полярность. Оценивается смещением электронной пары к одному из ядер взаимодействующих атомов. Количественной характеристикой является дипольный момент Диполь – электронная система, состоящая из 2 зарядов = по величине, но противоположных по

знаку, находящихся на расстоянии. М=e×q –дипольный момент. q-эффективный заряд. e-длина диполя.

Ковалентная полярная связь. Возникает за счет неспаренных электронов различных атомов, либо за счет неподеленной пары e одного атома и свободной орбитали другого атома. Все возникшие при этом связи могут быть объяснены набором локализованных 2 центровых химических связей.

Межмолекулярные взаимодействия

Пусть А и В – вещества, где А – полярная молекула, а В – неполярная. Имеет три возможности их соединения, а именно:

а) А-А. Ориентационное взаимодействие между двумя полярными молекулами. l1>l0.

Eор.вз. = − 2M 4 , где k-постоянная Больцмана, а М – дипольный момент.

3kTR6

б) А-В. Возникает индукционное взаимодействие. Результатом является возникновение дипольного момента в неполярной молекуле. l1>l0.

Eин.вз. = − 2Rα6M , гдеα − коэффициентполяризуемости(спр.величина) .

в) В-В. В неполярных молекулах могут возникать мгновенные диполи, вследствие пульсации

электронного облака. Взаимодействие дисперсионное. Eдис.вз. = −3α26hv0 , где hv0 − пулевая энергия,

4r

присущая каждой молекуле, при T=0 K (справочная величина)

Несмотря на низкие энергии межмолекулярные взаимодействия на дисперсионном, например, основано сжижение газов.

Металлическая связь.

Металлы отличаются от других веществ 1) высокой электрической проводимостью и 2) теплопроводностью, а также они в обычных условиях являются кристаллическими веществами

(за исключением ртути) с высокими координационными числами. Судя по первому свойству, очевидно, что часть электронов может перемещаться по всему объему куска металла. С другой стороны из кристаллической структуры металлов следует, что их атомы не связаны друг с другом локализованными двухэлектронными связями, ибо числа валентных электронов атома недостаточно для образования подобных связей со всеми его соседями.

Рассмотрим металлическую связь на примере лития. Каждый его атом имеет по восемь ближайших соседей. Для образования двухэлектронных связей в подобной структуре, атом лития должен предоставить восемь электронов, но это невозможно, так как его валентность всего 1. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации – валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т.е. легко перемещаются по всему кристаллу.

Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений в металлах небольшое число электронов одновременно связывают большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в металле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно делокализованная химическая связь.

Элементы химической термодинамики.

Занимается изучением макросистем.

Термодинамическая система – совокупность взаимодействующих веществ, имеющих видимые или воображаемые границы с окружающей средой.

Они бывают: Изолированные и неизолированные.

Изолированные не обмениваются с внешней средой ни массой, ни энергией. Неизолированные делят на: открытые и замкнутые.

Открытые обмениваются и массой и энергией, а замкнутые только энергией. Они бывают: Гомогенные, гетерогенные.

Гомогенные системы – системы, в которых состав и свойства не меняются в пространстве и во времени.

Гетерогенные системы – обычно однофазные. Состоят из нескольких фаз, свойства которых на границе раздела меняются скачком (дискретно)

Фаза – совокупность гомогенных частей системы, отличающихся по составу и свойствам или только по свойствам. Состав однороден или непрерывно меняется от точки к точке. Параметр – свойство системы, которое можно измерить. Изменение параметров – процесс. Параметры бывают: Экстенсивные и интенсивные.

Экстенсивные – Т, молярная масса, теплоемкость – не зависят от количества вещества Интенсивные – объем, масса.

Уравнение состояния системы – связь между параметрами.

Процессы бывают: Самопроизвольные, вынужденные.

Самопроизвольные – протекающие в одном направлении, в результате которых не наступают существенные изменения в окружающей среде и системе.

Вынужденные – протекают при существующем внешнем воздействии, в результате которых наступают изменения в системе и окружающей среде.

Процессы бывают: Равновесные (в прямом и обратном направлении), неравновесные (только в прямом)

Химическая термодинамика позволяет: 1) Оценить тепловые эффекты процессов 2) возможность и направление процессов 3) научиться управлять процессами и рассчитывать, до каких равновесных состояний процесс протекает 4) выход продукта реакции.

Химическая термодинамика базируется на 2 законах:

1 ЗАКОН: Энергия не возникает и не исчезает, а превращается в другую, в эквивалентных количествах. Q = ∆U +W . U – Энергия взаимодействия всех частиц системы, куда не входит Ек и

Еп. W – затраченная и полезная работа. Полезная, если меняется состав системы.

Изобарный процесс.

Qp = ∆U + Aрасш . U + PV = H - энтальпия (полное теплосодержание системы (внутренняя энергия

и потенциальная работа)).

Qp = H 2 − H1 = ∆H

Изохорный процесс.

QV = ∆U + 0;QV = ∆U . Если не учитывать в реакции газо- и парообразные вещества, то ∆H = ∆U

Основным законом термодинамики является закон Гесса Г.Н. : Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а определяется видом и состоянием конечных и исходных веществ. Он справедлив при T=const.

Следствие: Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпий образований конечных веществ минус сумма энтальпий начальных.

∆f H 2980 -стандартное Н образования, где 0-давление, f-образование, 298 – стандартная температура.

∆f H 2980 - это тепловой эффект реакции образования сложных веществ из устойчивых модификаций

простых веществ, следовательно, для простых веществ ∆ f H 2980 =0, а для сложных – справочная

величина [кДж/моль] Эндотермический процесс ∆ f H 2980 >0

Экзотермический процесс ∆ f H 2980 <0

Знание теплового эффекта реакции не позволяет определить направленность, хотя большинство самопроизвольных процессов – экзо.

2 Закон термодинамики. Единственным результатом любой совокупности процессов не может быть только лишь переход энергии от менее нагретого тела к более нагретому (Клаузиус 1850 год)

Энтропия (превращение энергии) – логарифмическая термодинамическая вероятность. S = NR ln w

[Дж/моль К].

Термодинамическая вероятность – совокупность микросостояний, посредством которой может быть реализовано данное макросостояние. S2980 - стандартная энтропия. Абсолютную величину

можно измерить. Если T0 = 0 K то S =0 – функция неупорядоченности системы. S – мера

бесполезности теплоты. Используется для определения направления процесса в изолированных системах. Процесс протекает самопроизвольно, если ∆S > 0 . При достижении равновесного состояния ∆S = 0 , а само S достигает максимального значения (изолированная система). Для определения направления процесса неизвестной системы используют энергию Гиббса.

∆H 2980 < 0 при стандартных условиях. В самопроизвольных процессах H ↑.

T ∆S (энтропийный фактор) ∆r H (энтальпийный фактор)

T ∆S > ∆r H обычно

∆H −T∆S = ∆Z (изобарно-изотермический потенциал – назвал Гиббс)

G = H −TS - энергия Гиббса. Абсолютную величину нельзя измерить.

∆G = H −T∆S - можно измерить. Является также мерой химического сродства – способность взаимодействовать друг с другом.

1)Если T∆S > ∆H , то ∆G <0. Вещества обладают химическим сродством. Протекают в прямом направлении.

2)Если T∆S < ∆H , то ∆G >0. Реакция самопроизвольно протекает в обратном направлении.

3)Если T∆S = ∆H , то ∆G =0. Система в состоянии равновесия. Протекает в прямом и обратном направлениях с постоянной скоростью.

4)∆H <0, ∆S >0 – при любых T , то ∆G <0.

5)∆H >0, ∆S <0 - ∆G >0. Процесс невозможен в прямом направлении.

6)∆H >0, ∆S >0 – при достижении некоторой T T∆S > ∆H - процесс возможен

7)∆H <0, ∆S <0 – при достижении некоторой T, процесс невозможен.

∆G связано с const химического равновесия. Рассмотри реакция превращения А в В.

K

=

PB

. P

= χ P

. P =

ni

, где Рi-парциальное давление.

p

PA

i

i

общ

i

∑ ni

∆r G = −RT ln K p . Если PA = PB , то ∆G = 0 .

В химической реакции ∆r G2980 = ∑(ni ∆ f G2980

)кон − ∑(ni ∆ f G2980 )нач . Для простых веществ

i

i

∆

f

G0 =0.

∆

G0

= ∆

r

H 0 −T∆

r

S 0

298

r

T

298

298

Химическая кинетика и химическое равновесие. Химическая кинетика – учение о скорости и механизме протекания реакций.

Скорость реакции – изменение действующей массы (Д.М.) в единицу времени в единице объема для гомогенных и на единице поверхности для гетерогенных.

В качестве Д.М. можно использовать любую характеристику, связанную с количеством взаимодействующих веществ.

Механизм – последовательность протекания отдельных стадий. Если одна из стадий протекает с меньшей скоростью, то эта стадия называется лимитирующей.

На скорость реакции влияют: концентрация, температура, катализаторы. Предположим, что мы рассматриваем гомогенные, односторонние. Д.М. – молярная концентрация – С.

υ	= ± C2	−C1	= ±	∆C	. υ	мгн	= − dC	= tg(180 −α) .
	τ2	−τ1		∆τ			dτ

Основным законом химической кинематики является закон Д.М. (ЗДМ), сформулированный в 18651867 годах Гульберном и Вааге: При постоянной температуре скорость химической реакций прямо пропорциональна произведению действующих масс реагирующих веществ.

υхим р−и = kAaa Bbb = k[A]A [B]B , где А и В – концентрации. k – const химической реакции. Если

[A] =[B] =1 литрмоль , то υ = const .

Физический смысл константы скорости реакции: k – равняется скорости реакции при единичных концентрациях веществ. Зависит от природы реагирующих веществ и Т.

υрасч ≠υэксп . Это связано с тем, что реакция сложная, протекает в несколько стадий, а записанное

уравнение отражает только результат, а не отдельную стадию.

Обычно химические реакции классифицируют по молекулярности и порядку.

Под молекулярностю понимают число молекул, участвующих в элементарных химических взаимодействиях. Знание молекулярности еще недостаточно для записи уравнения ЗДМ. Порядок реакции n. Различают 0-порядковые и более.

Порядок реакции – число молекул, участвующих в определяющей стадии. Введение n позволяет выполнять расчеты, но не вскрывает механизм реакции.

Закономерности реакций последних порядков.

1 Порядок

A → B . (1 порядок) С – концентрация, тогда υ = k[A]						, [A]=C	моль	. Имеем − dC	= kC
							литр	dτ
− dC = kdτ , −ln C = kt + const .
C
Если τ =0, то С=С0, тогда	ln C0	= kτ k =	1 ln	C0	.
	C		τ	C

Пусть а – исходное число моль, а x – число моль в момент τ , тогда a-x – число моль вещества,

вступивших в реакцию.

x

- текущая концентрация. ln a = kτ .

a = ekτ

x = a e−kτ .

V

x

x

Для сравнения скорости реакций вводится период полупревращения (время, за которое

концентрация реагирующего вещества уменьшается на 50%)

ln

C0

= kτ .

C

0.69

Если τ =τ0.5 , то C = 0.5C0

τ0.5

=

. Период полупревращения 1-го порядка не зависит от

концентрации.

k

2 Порядок

A + B → C , 2A → B . [A] =[B] = C

υхим. р−и = kC 2 = dC = kdτ

1

= kt + const .

dτ

C

1

(C0 −1) .

Если τ =0, то С=С0. const =

1

1

= kt +

1

,

1

−

1

= kτ ,

k =

C0

C

C0

τC0

C C0

C

Если τ =τ0.5 , а С=0.5С0, то k =

1

τ0.5

=

1

. Период полупревращения зависит от С.

τ0.5C0

kC0

1	= kτ +	1		1	=	1	+ kτ . tgα = k .
C		C0		C		C0

Реакции 3 порядка.

Порядок реакции это сумма показателей степеней, при которых концентрации входят в ЗДМ.

A+B+D →E. 3A →B.

υ = kC3 = − dCdτ .

1

1

1

C

2

Если τ = 0,C = C

0

, то

=

+ 2kτ

k =

0

−1 .

2

2

2

C

C

C0

3

2C0τ

Если τ =τ0.5 , C = 0.5C0 , то τ0.6

=

. Зависит от С.

2C02 k

Реакции n-ого порядка

1

C

n−1

k =

0

−1 .

n−1

C

(n −1)C0

τ

τ0.5

=

2n−1

−1

.

(n −1)C0n−1τ

	Реакции 0-го порядка – это реакции, в которых скорость хим. реакции не зависит от С.
	υ = k = − dC .
	dτ				C0 −C
	При τ = 0, C = C0 . C = C0 − kτ k =
					τ
			0.5C0
	При τ =τ0.5 , C = 0.5C0	τ0.5 =		- зависит от С.
			k

Закономерности протекания сложных реакций

Сложные – порядок не совпадает с числом молекул веществ, участвующих в суммарном уравнении реакций. Закономерности таких реакций определяются правилом независимого протекания Вильгельма: При одновременном протекании нескольких реакций, каждая из них протекает независимо и подчиняется закону действующих масс.

1)

Последовательные реакции. Если υ1 <<υ2 υреакции ≈υ1

2)

Параллельные

υр =υ1 +υ2 ;

Если υ1

>>υ2

υр

≈υ1

3)

Двусторонние (обратные)

υ1

=υ2

− равновесие

υ

1

>>υ

2

υ

р

≈υ

1

Способы определения порядка реакции

1)

По постоянству k. n =

1

C

0 −1

τC 0

C

2) Способ расчета n при равенстве С исходных веществ:

а) Графический метод (выбирается система координат, дающая прямолинейную зависимость С во время τ

n−1

ln

τ1

б) Аналитический метод. Определяется n по τ0.5

. C01 τ1

= C02 τ2

n =1

+

τ2

=

n−1

n−1

τ1

C02

τ2

C01

ln

C02

C01

Для определения n, задаются 2 различными исходными С.