2.Стехиометрические законы химии

Закон сохранения массы

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы веществ является основным законом химии, все расчеты по химическим реакциям производятся на его основе. Именно с открытием этого закона связывают возникновение современной химии как точной науки. Закон сохранения массы был теоретически открыт в 1748 году и экспериментально подтверждён в 1756 году русским ученым М.В. Ломоносовым. Французский учёный Антуан Лавуазье в 1789 году окончательно убедил учёный мир в универсальности этого закона. Как Ломоносов, так и Лавуазье пользовались в своих экспериментах очень точными весами. Они нагревали металлы (свинец, олово, и ртуть) в запаянных сосудах и взвешивали исходные вещества и продукты реакции.

Р.Бойль показал, что при обжигании металлов увеличивается вес их, и объяснял это увеличение веса соединением с металлами весомой части пламени, материи огня.

Закон постоянства состава

Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.

На основании этого закона состав веществ выражается химической формулой с помощью химических знаков и индексов. Например, Н₂О, СН₄, С₂Н₅ОН и т.п.

Закон постоянства состава справедлив для веществ молекулярного строения. Наряду с веществами, имеющими постоянный состав, существуют вещества переменного состава. К ним относятся соединения, в которых чередование нераздельных структурных единиц (атомов, ионов) осуществляется с нарушением периодичности.

В связи с наличием соединений переменного состава современная формулировка закона постоянства состава содержит уточнения:

Состав соединений молекулярного строения, то есть состоящих из молекул, является постоянным независимо от способа получения. Состав же соединений с немолекулярной структурой (с атомной, ионной и металлической решеткой) не является постоянным и зависит от условий получения.

C + O₂ = CO₂

CO + 1/2O₂ = CO₂

Закон эквивалентов

Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам.

Еще до создания атомно–молекулярного учения было установлено, что простые и сложные вещества вступают в химические реакции в строго определенных массовых соотношениях. Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.

Закон кратных отношений

Кратных отношений закон закон Дальтона, один из основных законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие. К. о. з. открыт в 1803 Дж. Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма.

3.Скорость химических реакций

Химическая кинетика – это наука, которая исследует скорость хим. реакций и факторы, влияющие на нее. Скорость химической реакции — это количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени. Так как при взаимодействии изменяются концентрации реагирующих веществ, то скорость реакции обычно измеряют изменением концентрации реагентов или продуктов реакции в единицу времени. А + В = АВ.. Чем меньше интервал времени △t, тем ближе значение средней скорости процесса к ее истинному значению в момент времени t.Важно знать истинную скорость хим. реакции, а к истинной скорости мы приближаемся при .И . Выражение для истинной скорости может быть записано в виде закона действующих масс. H₂ + I₂ = 2HI. Истин.скорость хим. реакции прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ . , где = const υ этих реакций. Физ. смысл этих констант состоит в том, что они равны скоростям реакций , , когда концентрации реагирующих веществ равны 1.Факторы:Т,с,Р,S соприк,природа.

Закон действующих масс. Константа скорости.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс. Этот закон установлен норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге в 1867 г. Он формулируется следующим образом: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для химической реакции, протекающей по уравнению, записанному в общем виде

аА + bВ = сС + dD, (3)

математическое выражение закона действующих масс, называемое кинетическим уравнением химической реакции, имеет вид

V = k · C_A^a · C_B^b, (4)

где V – скорость химической реакции; C_A, C_B – молярные концентрации реагентов А и В; а и b – стехиометрические коэффициенты для реагентов А и В в уравнении реакции; k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции.

В случае гетерогенных реакций в математическое выражение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Вещества, находящиеся в конденсированном состоянии (твердом или жидком), реагируют лишь на поверхности раздела фаз, которая остается неизменной, поэтому концентрация веществ (поверхностная) постоянна и входит в константу скорости. Например, для реакции горения угля:

С_(тв.) + О_2(г) = СО_2(г)

закон действующих масс запишется так:

V = k'·C_c·C_О2 = k·C_О2,

где k = k'·C_c.

4.Зависимость скорости от температуры. Понятие об энергии активации. Катализ.

Физическую сущность k раскрывает зависимость, установленная в 1884 г. Я. Вант-Гоффом  из молекулярно-кинетических представлений для элементарных химических реакций, известная как  уравнение Аррениуса:                   

,

 

где предэкспоненциальный множитель А – постоянная Аррениуса (частотный фактор), связанная с частотой столкновения молекул, участвующих в реакции и их ориентацией в пространстве, может быть вычислена теоретически из молекулярно-кинетической теории или статистической термодинамики;Е_а – по С. Аррениусу (1889 г.) энергия активации, ранее рассматривалась в химической кинетике как эмпирическая постоянная, не зависящая от температуры. В настоящее время появилась возможность ее приближенной оценки с помощью методов квантовой химии; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,313 Дж/(моль×К); Т–термодинамическая температура, К.

Влияние на скорость реакции температуры С.Аррениус трактовал как сдвиг равновесия между неактивными и активными молекулами. (Основной вклад С.Аррениуса в развитие химической кинетики состоит во введении представлений об энергии активации как потенциальном барьере, который должны преодолеть реагирующие молекулы прежде, чем стать продуктами реакции).

Как видно из уравнения Аррениуса, зависимость скорости химической реакции (u @ k) от температуры имеет экспоненциальный характер, что согласуется с концепцией «активных частиц» и теорией «активных столкновений» в химической кинетике. Энергию активации в простейшем варианте можно определить по константам скорости при двух разных температурах:

 

.

 

Зависимость скорости химической реакции от температуры в небольшом интервале температур описывает эмпирическое правило Вант-Гоффа: при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций изменяется в 2–4 раза.

Математическое выражение правила Вант-Гоффа:

 

,

 

где  и  – скорости химических реакций при температурах Т₁ и Т₂;  g – температурный коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа), определяется экспериментально.

Связь между температурным коэффициентом и энергией активации выражается уравнением

 

  или  .

 Катализ (от греч. katalysis - разрушение), изменение скорости химической реакции при воздействии веществ (катализаторов), которые участвуют в реакции, но не входят в состав продуктов. Катализатор не находится в стехиометрич. отношениях с продуктами и регенерируется после каждого цикла превращения реагентов в продукты. Различают положительный и отрицательный катализ, в зависимости от того, ускоряет катализатор реакцию или замедляет ее. Как правило, термин "катализ" относят к ускорению реакции; вещества, замедляющие реакцию, наз.ингибиторами. Каталитическое действие на реакцию могут оказывать образующиеся в ходе реакции промежуточные вещества или продукты (см. Автокатализ). Для катализа характерно, что небольшие количества катализатора ускоряют превращения больших количеств реагирующих веществ. Так, 1 мас. ч. Pt-катализатора вызывает превращение 10⁴ мас. ч. SO₃ в SO₂ или 10⁶ мас. ч. NH₃ в NO. Ускоряющее действие растворителя на реакцию в растворах обычно не относят к катализу на том основании, что количество растворителя, как правило, значительно превышает количество растворенных реагирующих веществ. Известны, однако, случаи ускорения реакций в присутствии очень малых добавокрастворителя, например воды.

Неизменность химического состава и структуры катализатора по окончании процесса вряд ли может служить обязательным признаком катализ Известно, что хим. состав выгруженного из реактора катализатора существенно иной, чем у загруженного; на состав и структуру катализатора влияет состав реакционной смеси. Неизменность хим. состава и структуры катализатора имеет смысл рассматривать по отношению к той из элементарных стадий сложной каталитической реакции, в которой непосредственно участвует катализатор, однако для этого необходимо надежно установить механизм реакции, что не всегда возможно