Реферат: Лекции по коллоидной химии - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Лекции по коллоидной химии

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Microsoft Word, 5049 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

ВВЕДЕНИЕ Предметом физической химии является объяснение химических явлений на основе более общих законов физики . Физическая химия рассматривает две основные группы вопросов : 1. Изучение строения и свойств вещества и составляющих его частиц; 2. Изучение процессов взаимодействия веществ. В курсе физической химии обычно выделяют несколько разделов. Строение вещества . В этот раздел входят учение о строении атомов и молекул и учение об агрегатных состояниях вещества. Изучение строение вещества необходимо для выяснения важнейших вопросов об образовании молекул из атомов, о природе химической связи, о строении и взаимодействии молекул. Именно в этой своей части физическая химия очень тесно переплетается со всеми направлениями современной химии, поскольку изучение химических свойств вещества вне связи со строением атомов и молекул на современном уровне невозможно. Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты химических процессов; позволяет определить возможность, направление и глубину протекания химического процесса в конкретных условиях. Химическая кинетика . В этом разделе физической химии изучается скорость и механизм протекания химических процессов в различных средах при различных условиях. Учение о растворах рассматривает процессы образования растворов, их внутреннюю структуру и важнейшие свойства, зависимость структуры и свойств от природы компонентов раствора. Электрохимия изучает особенности свойств растворов электролитов, явления электропроводности, электролиза, коррозии, работу гальванических элементов. Коллоидная химия изучает поверхностные явления и свойства мелкодисперсных гетерогенных систем. Все разделы физической химии объединяет единая основа – общие законы природы, которые применимы к любым процессам и любым системам, независимо от их строения. 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Термодинамика – наука о взаимопревращениях различных форм энергии и законах этих превращений . Термодинамика базируется только на экспериментальн о обнаруженных объективных закономерностях , выраженных в двух основных началах термодинамики . Термодинамика изучает : 1. Переходы энергии из одной формы в другую, от одной части системы к другой; 2. Энергетические эффекты, сопровождающие различные физические и химические процессы и зависимость их от условий протекания данных процессов; 3. Возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов в рассматриваемых условиях. Необходимо отметить, что классическая термодинамика имеет следующие ограничения: 1. Термодинамика не рассматривает внутреннее строение тел и механизм протекающих в них процессов; 2. Классическая термодинамика изучает только макроскопические системы; 3. В термодинамике отсутствует понятие "время". 1.1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды. Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы). Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы. Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела. Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом. Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией. Совокупность всех физических и химических свойств системы характеризует её термодинамическое состояние . Все величины, характеризующие какое-либо макроскопическое свойство рассматриваемой системы – параметры состояния . Опытным путем установлено, что для однозначной характеристики данной системы необходимо использовать некоторое число параметров, называемых независимыми ; все остальные параметры рассматриваются как функции независимых параметров. В качестве независимых параметров состояния обычно выбирают параметры, поддающиеся непосредственному измерению, например температуру, давление, концентрацию и т.д. Всякое изменение термодинамического состояния системы (изменения хотя бы одного параметра состояния) есть термодинамический процесс . Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие-либо изменения. Равновесный процесс – процесс, при котором система проходит через непрерывный ряд равновесных состояний. Энергия – мера способности системы совершать работу; общая качественная мера движения и взаимодействия материи. Энергия является неотъемлемым свойством материи. Различают потенциальную энергию, обусловленную положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую энергию, обусловленную изменением положения тела в пространстве. Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию системы как её полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого. Формы перехода энергии от одной системы к другой могут быть разбиты на две группы. В первую группу входит только одна форма перехода движения путем хаотических столкновений молекул двух соприкасающихся тел, т.е. путём теплопроводности (и одновременно путём излучения). Мерой передаваемого таким способом движения является теплота . Теплота есть форма передачи энергии путём неупорядоченного движения молекул. Во вторую группу включаются различные формы перехода движения, общей чертой которых является перемещение масс, охватывающих очень большие числа молекул (т.е. макроскопических масс), под действием каких-либо сил. Таковы поднятие тел в поле тяготения, переход некоторого количества электричества от большего электростатического потенциала к меньшему, расширение газа, находящегося под давлением и др. Общей мерой передаваемого такими способами движения является работа – форма передачи энергии путём упорядоченного движения частиц. Теплота и работа характеризуют качественно и количественно две различные формы передачи движения от данной части материального мира к другой. Теплота и работа не могут содержаться в теле. Теплота и работа возникают только тогда, когда возникает процесс, и характеризуют только процесс. В статических условиях теплота и работа не существуют. Различие между теплотой и работой, принимаемое термодинамикой как исходное положение, и противопоставление теплоты работе имеет смысл только для тел, состоящих из множества молекул, т.к. для одной молекулы или для совокупности немногих молекул понятия теплоты и работы теряют смысл. Поэтому термодинамика рассматривает лишь тела, состоящие из большого числа молекул, т.е. так называемые макроскопические системы. 1.2 ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Первое начало термодинамики представляет собой закон сохранения энергии , один из всеобщих законов природы ( наряду с законами сохранения импульса , заряда и симметрии ): Энергия неуничтожаема и несотворяема; она может только переходить из одной формы в другую в эквивалентных соотношениях. Первое начало термодинамики представляет собой постулат – оно не может быть доказано логическим путем или выведено из каких-либо более общих положений. Истинность этого постулата подтверждается тем, что ни одно из его следствий не находится в противоречии с опытом. Приведем еще некоторые формулировки первого начала термодинамики: Полная энергия изолированной системы постоянна; Невозможен вечный двигатель первого рода ( двигатель , совершающий работу без затраты энергии ). Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работой А и изменением внутренней энергии системы Д U: Изменение внутренней энергии системы равно количеству сообщенной системе теплоты минус количество работы, совершенной системой против внешних сил. (I.1) (I.2) Уравнение (I.1) является математической записью 1-го начала термодинамики для конечного, уравнение (I.2) – для бесконечно малого изменения состояния системы. Внутренняя энергия является функцией состояния; это означает, что изменение внутренней энергии Д U не зависит от пути перехода системы из состояния 1 в состояние 2 и равно разности величин внутренней энергии U 2 и U 1 в этих состояниях: (I.3) Следует отметить, что определить абсолютное значение внутренней энергии системы невозможно; термодинамику интересует лишь изменение внутренней энергии в ходе какого-либо процесса. Рассмотрим приложение первого начала термодинамики для определения работы , совершаемой системой при различных термодинамических процессах ( мы будем рассматривать простейший случай – работу расширения идеального газа ). Изохорный процесс (V = const; Д V = 0). Поскольку работа расширения равна произведению давления и изменения объема, для изохорного процесса получаем: (I.1) (I.4) (I.5) Изотермический процесс (Т = const). Из уравнения состояния одного моля идеального газа получаем: (I.6) Отсюда: (I.7) Проинтегрировав выражение (I.6) от V 1 до V 2 , получим (I.8) Изобарный процесс (Р = const). (I.9) Подставляя полученные выражения для работы различных процессов в уравнение (I.1), для тепловых эффектов этих процессов получим: (I.10) (I.11) (I.12) В уравнении (I.12) сгруппируем переменные с одинаковыми индексами. Получаем: (I.13) Введем новую функцию состояния системы – энтальпию H, тождественно равную сумме внутренней энергии и произведения давления на объем: Тогда выражение (I.13) преобр азуется к следующему виду : (I.14) Т.о., тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии системы. Адиабатический процесс (Q = 0). При адиабатическом процессе работа расширения совершается за счёт уменьшения внутренней энергии газа: (I.15) В случае если C v не зависит от температуры (что справедливо для многих реальных газов), работа, произведённая газом при его адиабатическом расширении, прямо пропорциональна разности температур: (I.16) 1.3 ПРИЛОЖЕНИЯ ПЕРВОГО НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ К ХИМИЧЕСКИМ ПРОЦЕССАМ 1.3.1 Закон Гесса Как известно, большинство химических реакций сопровождаются выделением ( экзотермические реакции ) либо поглощением ( эндотермические реакции ) теплоты. Первое начало термодинамики дает возможность рассчитать тепловой эффект химической реакции при различных условиях её проведения. Тепловой эффект (теплота) химической реакции – количество теплоты, выделившейся либо поглотившейся в ходе реакции. Тепловой эффект относят, как правило, к числу молей прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент перед которым максимален. Например, реакцию окисления водорода в химической термодинамике записывают в виде: Н 2 + 1 / 2 О 2 – – > Н 2 О и тепловой эффект рассчитывают на 1 моль водорода. Тепловые эффекты , сопровождающие протекание химических реакций , являются предметом одного из разделов химической термодинамики – термохимии . Определим некотор ые понятия термохимии . Теплота образования вещества – тепловой эффект реакции образования 1 моля сложного вещества из простых. Теплоты образования простых веществ принимаются равными нулю. Теплота сгорания вещества – тепловой эффект реакции окисления 1 моля вещества в избытке кислорода до высших устойчивых оксидов. Теплота растворения – тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Теплота растворения складывается из двух составляющих: теплоты разрушения кристаллической решетки (для твердого вещества) и теплоты сольватации: Поскольку Д Н кр.реш всегда положительно (на разрушение кристаллической решетки необходимо затратить энергию ), а Д Н сольв всегда отрицательно , знак Д Н раств определяется соотношением абсолютных величин Д Н кр.реш и Д Н сольв : Основным законом термохимии является закон Гесса , являющийся частным случаем первого начала термодинамики : Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания. Выше было показано, что изменение энтальпии Д Н (тепловой эффект изобарного процесса Q p ) и изменение внутренней энергии Д U (тепловой эффект изохорного процесса Q v ) не зависят от пути, по которому система переходит из начального состояния в конечное. Рассмотрим некоторый обобщенный химический процесс превращения исходных веществ А 1 , А 2 , А 3 в продукты реакции В 1 , В 2 , В 3 , который может быть осуществлен различными путями в одну или несколько стадий: Согласно закону Гесса , тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением : (I.17) Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты химических процессов. В термохимических расчетах обычно используют ряд следствий из закона Гесса : 1. Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье – Лапласа ). 2. Для двух реакций, имеющих одинаковые исходные, но разные конечные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного конечного состояния в другое. С + О 2 – – > СО + 1 / 2 О 2 Д Н 1 С + О 2 – – > СО 2 Д Н 2 СО + 1 / 2 О 2 – – > СО 2 Д Н 3 (I.18) 3. Для двух реакций, имеющих одинаковые конечные, но разные исходные состояния, разность тепловых эффектов представляет собой тепловой эффект перехода из одного исходного состояния в другое. С (алмаз) + О 2 – – > СО 2 Д Н 1 С (графит) + О 2 – – > СО 2 Д Н 2 С (алмаз) – – > С (графит) Д Н 3 (I.19) 4. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты. (I.20) 5. Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты. (I.21) В качестве примера рассмотрим расчет теплового эффекта реакции окисления одного моля глюкозы (теплота образования кислорода по определению равна нулю): С 6 Н 12 О 6 + 6 О 2 – – > 6 СО 2 + 6 Н 2 О Величины тепловых эффектов химических реакций зависят от условий , в которых проводятся реакции . Поэтому табличные значения теплот различных процессов принято относить к стандартному состоянию – температуре 298 К и давлению 101325 Па (760 мм . рт . ст .; 1 атм .); величины тепловых эффектов при данных условиях называют стандартными тепловыми эффектами и обозначают Д Н° 298 и Д U° 298 соответственно. 1.3.2 Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Закон Кирхгофа В общем случае тепловой эффект химической реакции зависит от температуры и давления, при которых проводится реакция. Влиянием давления на Д Н и Д U реакции обычно пренебрегают. Влияние температуры на величины тепловых эффектов описывает закон Кирхгофа : Температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоемкости системы в ходе реакции. Продифференцируем Д Н и Д U по температуре при постоянных давлении и температуре соответственно: (I.22) (I.23) Производные энтальпии и внутренней энергии системы по температуре есть теплоемкости системы в изобарных и изохорных условиях C p и C v соответственно: (I.24) (I.25) Подставив выражения (I.24, I.25) в (I.22, I.23), получаем математическую запись закона Кирхгофа: (I.26) (I.27) Для химического процесса изменение теплоемкости задается изменением состава системы и рассчитывается следующим образом: (I.28) (I.29) Если проинтегрировать выражения (I.26, I.27) от Т = Т 1 до Т = Т 2 , считая Д С p ( Д С v ) не зависящим от температуры, получим интегральную форму закона Кирхгофа: (I.30) (I.31) Поскольку обычно известны табличные значения стандартных тепловых эффектов Д Н° 298 и Д U° 298 , преобразуем выражения (I.30, I.31): (I.32) (I.33) При расчете изменения теплового эффекта реакции в большом интервале температур необходимо учитывать зависимость теплоёмкости от температуры, которая выражается степенным рядом C° p = aT + bT 2 + cT 3 ; коэффициенты a, b, c приведены в справочниках. 1.4 ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. ЭНТРОПИЯ Первое начало термодинамики утверждает , что при превращении одной формы энергии в другую полная энергия системы не изменяет ся , однако не указывает никаких ограничений относительно возможности этого процесса . Поэтому первое начало термодинамики позволяет рассчитать энергетический эффект процесса , однако не дает ответа на вопросы о том , будет ли процесс протекать самопроизвольно , о направлении и глубине протекания процесса . Самопроизвольный процесс – процесс, который может протекать без затраты работы извне, причем в результате может быть получена работа в количестве, пропорциональном произошедшему изменению состояния системы. Самопроизвольный процесс может протекать или обратимо , или необратимо . Хотя определение обратимого процесса уже приводилось, следует подробнее рассмотреть это понятие. Чтобы самопроизвольный процесс протекал обратимо, необходимо приложить извне такое сопротивление, чтобы переход был очень медленным и при бесконечно малом изменении противодействующей силы процесс мог пойти в обратном направлении. В случае обратимо происходящего изменения состояния системы производится максимальное количество работы. Всякий реальный процесс в какой-то степени является необратимым, и получаемая работа меньше максимально возможного теоретического количества. Вынужденный процесс – процесс, для протекания которого требуется затрата работы извне в количестве, пропорциональном производимому изменению состояния системы. Второе начало термодинамики дает возможность определить, какой из процессов будет протекать самопроизвольно, какое количество работы может быть при этом получено, каков предел самопроизвольного течения процесса. Далее, второе начало термодинамики дает возможность определить, какими должны быть условия, чтобы нужный процесс протекал в необходимом направлении и в требуемой степени, что особенно важно для решения различных задач прикладного характера. Подобно первому, второе начало термодинамики выведено непосредственно из опыта. В то же время второе начало термодинамики имеет ограниченную область применения: оно применимо лишь к макроскопическим системам. Ниже приведены некоторые формулировки второго начала термодинамики: Теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому (постулат Клаузиуса ). Невозможен процесс, единственным результатом которого является превращение теплоты в работу. Невозможно построить машину , все действия которой сводились бы к производству работы за счет охлаждения теплового источника ( вечный двигатель второго рода ). Рассмотрим работу тепловой машины, т.е. машины, производящей работу за счет теплоты, поглощаемой от какого-либо тела, называемого нагревателем. Нагреватель с температурой Т 1 передает теплоту Q 1 рабочему телу, например, идеальному газу, совершающему работу расширения А; чтобы вернуться в исходное состояние, рабочее тело должно передать телу, имеющему более низкую температуру Т 2 (холодильнику), некоторое количество теплоты Q 2 , причем (I.34) Отношение работы А, совершенной тепловой машиной, к количеству теплоты Q 1 , полученному от нагревателя, называется термодинамическим коэффициентом полезного действия (КПД) машины з : (I.35) Рисунок 1.1 Схема тепловой машины Для получения математического выражения второго начала термодинамики рассмотрим работу идеальной тепловой машины (машины, обратимо работающей без трения и потерь тепла; рабочее тело – идеальный газ). Работа машины основана на принципе обратимого циклического процесса – термодинамического цикла Карно (рис. 1.2). Рисунок 1.2 Цикл Карно Запишем выражения для работы на всех участках цикла: Участок 1 – 2: Изотермическое расширение . (I.36) Участок 2 – 3: Адиабатическое расширение. (I.37) Участок 3 – 4: Изотермическое сжатие . (I.38) Участок 4 – 1: Адиабатическое сжатие. (I.39) Общая работа в цикле равна сумме работ на всех участках: (I.40) Проведя ряд несложных преобразований, получим для КПД идеальной тепловой машины, работающей по циклу Карно: (I.41) Т.о., максимальный КПД тепловой машины не зависит от природы рабочего тела, а определяется только разностью температур нагревателя и холодильника. Очевидно, что без перепада температур превращение теплоты в работу невозможно . Полученное выражение справедливо для тепловой машины, обратимо работающей по любому циклу, поскольку любой цикл можно разбить на множество бесконечно малых циклов Карно. Для необратимо работающей тепловой машины уравнение (I.41) преобразуется в неравенство: (I.42) Для общего случая можем записать: (I.43) На основе анализа работы идеальной тепловой машины Карно можно сделать следующий вывод, являющийся также одной из формулировок второго начала термодинамики: Любая форма энергии может полностью перейти в теплоту, но теплота преобразуется в другие формы энергии лишь частично. Т.о., можно условно принять, что внутренняя энергии системы состоит из двух составляющих: " свободной " X и " связанной " Y энергий, причем "свободная" энергия может быть переведена в работу, а "связанная" энергия может перейти только в теплоту. (I.44) Величина связанной энергии тем больше, чем меньше разность температур, и при T = const тепловая машина не может производить работу. Мерой связанной энергии является новая термодинамическая функция состояния, называемая энтропией . Введем определение энтропии, основываясь на цикле Карно. Преобразуем выражение (I.41) к следующему виду: (I.45) Отсюда получаем, что для обратимого цикла Карно отношение количества теплоты к температуре, при которой теплота передана системе (т.н. приведенная теплота) есть величина постоянная: (I.46) (I.47) Это верно для любого обратимого циклического процесса, т.к. его можно представить в виде суммы элементарных циклов Карно, для каждого из которых (I.48) Т.о., алгебраическая сумма приведённых теплот для произвольного обратимого цикла равна нулю: (I.49) Выражение (I.49) для любого цикла может быть заменено интегралом по замкнутому контуру: (I.50) Если интеграл по замкнутому контуру равен нулю, то подынтегральное выражение есть полный дифференциал некоторой функции состояния; эта функция состояния есть энтропия S : (I.51) Выражение (I.51) является определением новой функции состояния – энтропии и математической записью второго начала термодинамики для обратимых процессов. Если система обратимо переходит из состояния 1 в состояние 2, изменение энтропии будет равно: (I.52) Подставляя (I.51, I.52) в выражения для первого начала термодинамики (I.1, I.2) получим совместное аналитическое выражение двух начал термодинамики для обратимых процессов: (I.53) (I.54) Для необратимых процессов можно записать неравенства: (I.55) (I.56) (I.57) Т.о., как следует из (I.57), работа обратимого процесса всегда больше, чем того же процесса, проводимого необратимо. Если рассматривать изолированную систему ( д Q = 0), то легко показать, что для обратимого процесса dS = 0, а для самопроизвольного необратимого процесса dS > 0. В изолированных системах самопроизвольно могут протекать только процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии. Энтропия изолированной сис темы не может самопроизвольно убывать . Оба этих вывода также являются формулировками второго начала термодинамики. 1.4.1 Статистическая интерпретация энтропии Классическая термодинамика рассматривает происходящие процессы безотносительно к внутреннему строению системы; поэтому в рамках классической термодинамики показать физический смысл энтропии невозможно. Для решения этой проблемы Больцманом в теорию теплоты были введены статистические представления. Каждому состоянию системы приписывается термодинамическая вероятность (определяемая как число микросостояний, составляющих данное макросостояние системы), тем большая, чем более неупорядоченным или неопределенным является это состояние. Т.о., энтропия есть функция состояния, описывающая степень неупорядоченности системы. Количественная связь между энтропией S и термодинамической вероятностью W выражается формулой Больцмана: (I.58) С точки зрения статистической термодинамики второе начало термодинамики можно сформулировать следующим образом: Система стремится самопроизвольно перейти в состояние с максимальной термодинамической вероятностью. Статистическое толкование второго начала термодинамики придает энтропии конкретный физический смысл меры термодинамической вероятности состояния системы. 1.5 ТРЕТЬЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ Ранее мы показали, что внутреннюю энергию системы можно условно представить в виде суммы двух величин "свободной" и "связанной" энергии. Возможность рассчитать величину "свободной" энергии, т.е. той части внутренней энергии системы, которую можно превратить в работу, дает тепловая теорема Нернста , называемая также третьим начало термодинамики. Основные положения тепловой теоремы заключаются в следующем: 1. При абсолютном нуле температуры свободная энергия X равна теплоте процесса. (I.59) 2. При температурах, близких к абсолютному нулю, теплоемкость системы равна нулю. (I.60) Одной из формулировок третьего начала термодинамики является также постулат Планка : Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле температуры равна нулю. Строго говоря, тепловая теорема Нернста и постулат Планка являются следствиями из второго начала термодинамики; но независимо от этого они имеют очень большое значение, позволяя рассчитывать абсолютную энтропию системы и, следовательно, величину свободной энергии системы. 1.5.1 Расчет абсолютной энтропии Рассчитаем изменение энтропии некоторой системы при нагревании её от абсолютного нуля до температуры T при постоянном давлении. Из первого и второго начал термодинамики имеем: (I.61) (I.62) Отсюда: (I.63) Учитывая, что S T=0 = 0, получим: (I.64) При T = 0 любое вещество может находиться только в твердом состоянии. При нагревании вещества возможен его переход в жидкое и затем в газообразное состояние; для фазовых переходов, происходящих в изобарно-изотермических условиях, изменение энтропии равно приведенной теплоте фазового перехода: (I.65) Таким образом, нагревание вещества без фазовых переходов сопровождается непрерывным ростом энтропии; при фазовом переходе происходит скачкообразное изменение энтропии. Графическая зависимость энтропии вещества от температуры приведена на рисунке 1.3. Учитывая это , рассчитать абсолютную э нтропию любого вещества при любой температуре можно следующим образом : (I.66) Рис . 1.3 Зависимость энтропии вещества от температуры. Поскольку энтропия есть функция с остояния , изменение энтропии в ходе химического процесса определяется только видом и состоянием исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути реакции ; оно может быть рассчитано по уравнению (I.67): (I.67) Для многих веществ величины абсолютной энтропии в стандартных условиях приведены в справочной литературе. 1.6 ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Изменение энтропии однозначно определяет направление и предел самопроизвольного протекания процесса лишь для наиболее простых систем – изолированных. На практике же большей частью приходится иметь дело с системами, взаимодействующими с окружающей средой. Для характеристики процессов, протекающих в закрытых системах, были введены новые термодинамические функции состояния: изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса ) и изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца ) . Поведение всякой термодинамической системы в общем случае определяется одновременным действием двух факторов – энтальпийного , отражающего стремление системы к минимуму тепловой энергии, и энтропийного , отражающего противоположную тенденцию – стремление системы к максимальной неупорядоченности. Если для изолированных систем ( Д Н = 0) направление и предел самопроизвольного протекания процесса однозначно определяется величиной изменения энтропии системы Д S, а для систем, находящихся при температурах, близких к абсолютному нулю (S = 0 либо S = const) критерием направленности самопроизвольного процесса является изменение энтальпии Д Н, то для закрытых систем при температурах, не равных нулю, необходимо одновременно учитывать оба фактора. Направлением и предел самопроизвольного протекания процесса в любых системах определяет более общий принцип минимума свободной энергии: Самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые приводят к понижению свободной энергии системы; система приходит в состояние равновесия, когда свободная энергия достигает минимального значения. Для закрытых систем, находящихся в изобарно-изотермических либо изохорно-изотермических условиях свободная энергия принимает вид изобарно-изотермического либо изохорно-изотермического потенциалов (т.н. свободная энергия Гиббса и Гельмгольца соответственно). Данные функции называют иногда просто термодинамическими потенциалами, что не вполне строго, поскольку термодинамическими потенциалами являются также внутренняя энергия (изохорно-изэнтропный) и энтальпия (изобарно-изэнтропный потенциал). Рассмотрим закрытую систему, в которой осуществляется равновесный процесс при постоянных температуре и объеме. Выразим работу данного процесса, которую обозначим A max (поскольку работа процесса, проводимого равновесно, максимальна), из уравнений (I.53, I.54): (I.68) (I.69) Преобразуем выражение (I.69), сгруппировав члены с одинаковыми индексами: (I.70) Введя обозначение: (I.71) получаем: (I.72) (I.73) Функция есть изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца), определяющий направление и предел самопроизвольного протекания процесса в закрытой системе, находящейся в изохорно-изотермических условиях. Закрытую систему, находящуюся в изобарно-изотермических условиях, характеризует изобарно-изотермический потенциал G: (I.74) (I.75) Поскольку – Д F = A max , можно записать: (I.76) Величину А' max называют максимальной полезной работой (максимальная работа за вычетом работы расширения). Основываясь на принципе минимума свободной энергии, можно сформулировать условия самопроизвольного протекания процесса в закрытых системах. Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытых системах: Изобарно-изотермические (P = const, T = const): Д G < 0, dG < 0 Д F < 0, dF < 0 Процессы, которые сопровождаются увеличением термодинамических потенциалов, протекают лишь при совершении работы извне над системой. В химии наиболее часто используется изобарно-изотермический потенциал, поскольку большинство химических (и биологических) процессов происходят при постоянном давлении. Для химических процессов величину Д G можно рассчитать, зная Д H и Д S процесса, по уравнению (I.75), либо пользуясь таблицами стандартных термодинамических потенциалов образования веществ Д G° обр ; в этом случае Д G° реакции рассчитывается аналогично Д Н° по уравнению (I.77): (I.77) Величина стандартного изменения изобарно-изотермического потенциала в ходе химической любой реакции Д G° 298 есть мера химического сродства исходных веществ. Основываясь на уравнении (I.75), можно оценить вклад энтальпийного и энтропийного факторов в величину Д G и сделать некоторые обобщающие заключения о возможности самопроизвольного протекания химических процессов, основываясь на знаке величин Д Н и Д S. 1. Экзотермические реакции; Д H < 0. а) Если Д S > 0, то Д G всегда отрицательно; экзотермические реакции, сопровождающиеся увеличением энтропии, всегда протекают самопроизвольно. б ) Если Д S < 0, реакция будет идти самопроизвольно при Д Н > T Д S ( низкие температуры ). 2. Эндотермические реакции; Д H > 0. а) Если Д S > 0, процесс будет самопроизвольным при Д Н < T Д S (высокие температуры). б ) Если Д S < 0, то Д G всегда положительно ; самопроизвольное протекание эндотермических реакций , сопровождающихся уменьшением энтропии , невозможно . 1.7 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Как было показано выше, протекание самопроизвольного процесса в термодинамической системе сопровождается уменьшением свободной энергии системы (dG < 0, dF < 0). Очевидно, что рано или поздно (напомним, что понятие "время" в термодинамике отсутствует) система достигнет минимума свободной энергии. Условием минимума некоторой функции Y = f(x) является равенство нулю первой производной и положительный знак второй производной: dY = 0; d 2 Y > 0. Таким образом, условием термодинамического равновесия в закрытой системе является минимальное значение соответствующего термодинамического потенциала : Изобарно-изотермические (P = const, T = const): Д G = 0 dG = 0, d 2 G > 0 Изохорно-изотермические (V = const, T = const): Д F = 0 dF = 0, d 2 F > 0 Состояние системы с минимальной свободной энергией есть состояние термодинамического равновесия: Термодинамическим равновесием называется такое термодинамическое состояние системы, которое при постоянстве внешних условий не изменяется во времени, причем эта неизменяемость не обусловлена каким-либо внешним процессом. Учение о равновесных состояниях – один из разделов термодинамики. Далее мы будем рассматривать частный случай термодинамического равновесного состояния – химическое равновесие. Как известно, многие химические реакции являются обратимыми, т.е. могут одновременно протекать в обоих направлениях – прямом и обратном. Если проводить обратимую реакцию в закрытой системе, то через некоторое время система придет в состояние химического равновесия – концентрации всех реагирующих веществ перестанут изменяться во времени. Необходимо отметить, что достижение системой состояния равновесия не означает прекращения процесса; химическое равновесие является динамическим , т.е. соответствует одновременному протеканию процесса в противоположных направлениях с одинаковой скоростью. Химическое равновесие является подвижным – всякое бесконечно малое внешнее воздействие на равновесную систему вызывает бесконечно малое изменение состояния системы; по прекращении внешнего воздействия система возвращается в исходное состояние. Ещё одним важным свойством химического равновесия является то, что система может самопроизвольно прийти в состояние равновесия с двух противоположных сторон. Иначе говоря, любое состояние, смежное с равновесным, является менее устойчивым, и переход в него из состояния равновесия всегда связан с необходимостью затраты работы извне. Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия, которая может быть выражена через равновесные концентрации С, парциальные давления P или мольные доли X реагирующих веществ. Для некоторой реакции соответствующие константы равновесия выражаются следующим образом : (I.78) (I.79) (I.80) Константа равновесия есть характерная величина для каждой обратимой химической реакции; величина константы равновесия зависит только от природы реагирующих веществ и температуры. Выражение для константы равновесия для элементарной обратимой реакции может быть выведено из кинетических представлений. Рассмотрим процесс установления равновесия в системе, в которой в начальный момент времени присутствуют только исходные вещества А и В. Скорость прямой реакции V 1 в этот момент максимальна, а скорость обратной V 2 равна нулю: (I.81) (I.82) По мере уменьшения концентрации исходных веществ растет концентрация продуктов реакции; соответственно, скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции увеличивается. Очевидно, что через некоторое время скорости прямой и обратной реакции сравняются, после чего концентрации реагирующих веществ перестанут изменяться, т.е. установится химическое равновесие. Приняв, что V 1 = V 2 , можно записать: (I.83) (I.84) Т.о., константа равновесия есть отношение констант скорости прямой и обратной реакции. Отсюда вытекает физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данной температуре и концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Теперь рассмотрим (с некоторыми упрощениями) более строгий термодинамический вывод выражения для константы равновесия. Для этого необходимо ввести понятие химический потенциал . Очевидно, что величина свободной энергии системы будет зависеть как от внешних условий (T, P или V), так и от природы и количества веществ, составляющих систему. В случае, если состав системы изменяется во времени (т.е. в системе протекает химическая реакция), необходимо учесть влияние изменения состава на величину свободной энергии системы. Введем в некоторую систему бесконечно малое количество dn i молей i-го компонента; это вызовет бесконечно малое изменение термодинамического потенциала системы. Отношение бесконечно малого изменения величины свободной энергии системы к бесконечно малому количеству компонента, внесенному в систему, есть химический потенциал м i данного компонента в системе: (I.85) (I.86) Химический потенциал компонента связан с его парциальным давлением или концентрацией следующими соотношениями: (I.87) (I.88) Здесь м ° i – стандартный химический потенциал компонента (P i = 1 атм., С i = 1 моль/л.). Очевидно, что изменение свободной энергии системы можно связать с изменением состава системы следующим образом: (I.89) (I.90) Поскольку условием равновесия является минимум свободной энергии системы (dG = 0, dF = 0), можно записать: (I.91) В закрытой системе изменение числа молей одного компонента сопровождается эквивалентным изменением числа молей остальных компонентов; т.е., для приведенной выше химической реакции имеет место соотношение: (I.92) Отсюда можно получить следующее условие химического равновесия в закрытой системе: (I.93) В общем виде условие химического равновесия можно записать следующим образом: (I.94) Выражение (I.94) носит название уравнения Гиббса – Дюгема . Подставив в него зависимость химического потенциала от концентрации, получаем: (I.95) Поскольку У n i м i = Д F , а У n i м ° i = Д F° , получаем: (I.96) Для изобарно-изотермического процесса аналогичным образом можно получить: (I.97) Полученные нами выражения I.96 – I.97 есть изотерма химической реакции . Если система находится в состоянии химического равновесия, то изменение термодинамического потенциала равно нулю; получаем: (I.98) (I.99) Здесь с i и р i – равновесные концентрации и парциальные давления исходных веществ и продуктов реакции (в отличие от неравновесных С i и Р i в уравнениях I.96 – I.97). Поскольку для каждой химической реакции стандартное изменение термодинамического потенциала Д F° и Д G° есть строго определенная величина, то произведение равновесных парциальных давлений (концентраций), возведенных в степень, равную стехиометрическому коэффициенту при данном веществе в уравнении химической реакции (стехиометрические коэффициенты при исходных веществах принято считать отрицательными) есть некоторая константа, называемая константой равновесия. Уравнения (I.98, I.99) показывают связь константы равновесия со стандартным изменением свободной энергии в ходе реакции. Уравнение изотермы химической реакции связывает величины реальных концентраций (давлений) реагентов в системе, стандартного изменения термодинамического потенциала в ходе реакции и изменения термодинамического потенциала при переходе из данного состояния системы в равновесное. Знак Д G ( Д F) определяет возможность самопроизвольного протекания процесса в системе. При этом Д G° ( Д F°) равно изменению свободной энергии системы при переходе из стандартного состояния (P i = 1 атм., С i = 1 моль/л) в равновесное. Уравнение изотермы химической реакции позволяет рассчитать величину Д G ( Д F) при переходе из любого состояния системы в равновесное, т.е. ответить на вопрос, будет ли химическая реакция протекать самопроизвольно при данных концентрациях С i (давлениях Р i ) реагентов: (I.100) (I.101) Если изменение термодинамического потенциала меньше нуля, процесс в данных условиях будет протекать самопроизвольно. 1.7.1 Влияние внешних условий на химическое равновесие При постоянстве внешних условий сис тема может находиться в состоянии равновесия сколь угодно долго . Если изменить эти условия ( т . е . оказать на систему какое - либо внешнее воздействие ), равновесие нарушается ; в системе возникает самопроизвольный процесс , который продолжается до тех пор , пока система опять не достигнет состояния равновесия ( уже при новых условиях ). Рассмотрим , как влияют на положение равновесия некоторые факторы . 1.7.2 Влияние давления и концентрации Рассмотрим несколько возможных случаев смещения равновесия . 1. В систему добавлено исходное вещество. В этом случае ; ; По уравнению изотермы химической реакции (I.100 – I.101) получаем: Д F < 0; Д G < 0. В системе возникнет самопроизвольный химический процесс, направленный в сторону расходования исходных веществ и образования продуктов реакции (химическое равновесие смещается вправо). 2. В систему добавлен продукт реакции. В этом случае ; ; Согласно уравнению изотермы химической реакции, Д F > 0; Д G > 0. Химическое равновесие будет смещено влево (в сторону расходования продуктов реакции и образования исходных веществ). 3. Изменено общее давление (для реакций в газовой фазе). Парциальные давления всех компонентов Р i в этом случае изменяются в одинаковой степени; направление смещения равновесия будет определяться суммой стехиометрических коэффициентов Д n. Учитывая, что парциальное давление газа в смеси равно общему давлению, умноженному на мольную долю компонента в смеси (Р i = РХ i ), изотерму реакции можно переписать в следующем виде (здесь Д n = У (n i ) прод – У (n i ) исх ): (I.102) (I.103) Примем, что Р 2 > Р 1 . В этом случае, если Д n > 0 (реакция идет с увеличением числа молей газообразных веществ), то Д G > 0; равновесие смещается влево. Если реакция идет с уменьшением числа молей газообразных веществ ( Д n < 0), то Д G < 0; равновесие смещается вправо. Иначе говоря, увеличение общего давления смещает равновесие в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразных веществ. Уменьшение общего давления газов в смеси (Р 2 < Р 1 ) будет смещать равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ. Необходимо отметить, что изменение концентрации или давления, смещая равновесие, не изменяет величину константы равновесия, которая зависит только от природы реагирующих веществ и температуры. 1.7.3 Влияние температуры на положение равновесия Повышение либо понижение температуры означает приобретение либо потерю системой энергии и , следовательно , должно изменять величину константы равновесия . Запишем уравнение (I.99) в следующем виде : (I.104) (I.105) Продифференцировав выражение (I.105) по температуре, получаем для зависимости константы равновесия от температуры уравнение (I.106) – изобару Вант-Гоффа : (I.06) Рассуждая аналогичным образом, для процесса, проходящего в изохорных условиях, можно получить изохору Вант-Гоффа : (I.107) Изобара и изохора Вант-Гоффа связывают изменение константы химического равновесия с тепловым эффектом реакции в изобарных и изохорных условиях соответственно. Очевидно, что чем больше по абсолютной величине тепловой эффект химической реакции, тем сильнее влияет температура на величину константы равновесия. Если реакция не сопровождается тепловым эффектом, то константа равновесия не зависит от температуры. Экзотермические реакции : Д H° < 0 ( Д U° < 0). В этом случае, согласно (I.106, I.107), температурный коэффициент логарифма константы равновесия отрицателен. Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т.е. смещает равновесие влево. Эндотермические реакции : Д H° > 0 ( Д U° > 0). В этом случае температурный коэффициент логарифма константы равновесия положителен; повышение температуры увеличивает величину константы равновесия (смещает равновесие вправо). Графики зависимостей константы равновесия от температуры для экзотермических и эндотермических реакций приведены на рис. I.4. Рис . 1.4 Зависимость константы равновесия от температуры. Действие рассмотренных нами факторов (давления, концентрации и температуры), равно как и любых других, на систему, находящуюся в состоянии равновесия, обобщает принцип смещения равновесия , называемый также принципом Ле Шателье – Брауна : Если на систему, находящуюся в состоянии истинного равновесия, оказывается внешнее воздействие, то в системе возникает самопроизвольный процесс, компенсирующий данное воздействие. Принцип Ле Шателье – Брауна является одним из следствий второго начала термодинамики и применим к любым макроскопическим системам, находящимся в состоянии истинного равновесия. 1.8 ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ Вещество при изменении давления и температуры может переходить из одного агрегатного состояния в другое. Эти переходы, совершающиеся при постоянной температуре, называют фазовыми переходами первого рода. Количество теплоты, которое вещество получает из окружающей среды либо отдает окружающей среде при фазовом переходе, есть скрытая теплота фазового перехода л фп . Если рассматривается гетерогенная система, в которой нет химических взаимодействий, а возможны лишь фазовые переходы, то при постоянстве температуры и давления в системе существует т.н. фазовое равновесие . Фазовое равновесие характеризуется некоторым числом фаз, компонентов и числом степеней термодинамической свободы системы. Компонент – химически однородная составная часть системы, которая может быть выделена из системы и существовать вне её. Число независимых компонентов системы равно числу компонентов минус число возможных химических реакций между ними. Число степеней свободы – число параметров состояния системы, которые могут быть одновременно произвольно изменены в некоторых пределах без изменения числа и природы фаз в системе. Число степеней свободы гетерогенной термодинамической системы, находящейся в состоянии фазового равновесия, определяется правилом фаз , сформулированным Дж. Гиббсом : Число степеней свободы равновесной термодинамической системы С равно числу независимых компонентов системы К минус число фаз Ф плюс число внешних факторов, влияющих на равновесие. Для системы, на которую из внешних факторов влияют только температура и давление, можно записать: С = К – Ф + 2 (I.108) Системы принято классифицировать по числу компонентов (одно-, двухкомпонентные и т.д.), по числу фаз (одно-, двухфазные и т.д.) и числу степеней свободы (инвариантные, моно-, дивариантные и т.д.). Для систем с фазовыми переходами обычно рассматривают графическую зависимость состояния системы от внешних условий – т.н. диаграммы состояния. Анализ диаграмм состояния позволяет определить число фаз в системе , границы их существования , характер взаимодействия компонентов . В основе анализа диаграмм состояния лежат два принципа : принцип непрерывности и принцип соответствия . Согласно принципу непрерывности , при непрерывном изменении параметров состояния все свойства отдельных фаз изменяются также непрерывно ; свойства системы в целом изменяются непрерывно до тех пор , пока не изменится число или природа ф аз в системе , что приводит к скачкообразному изменению свойств системы . Согласно принципу соответствия , на диаграмме состояния системы каждой фазе соответствует часть плоскости – поле фазы . Линии пересечения плоскостей отвечают равновесию между двумя фазам и . Всякая точка на диаграмме состояния ( т . н . фигуративная точка ) отвечает некоторому состоянию системы с определенными значениями параметров состояния . Рассмотрим и проанализируем диаграмму состояния воды ( рис .1.4). Поскольку вода – единственное присутств ующее в системе вещество , число независимых компонентов К = 1. В системе возможны три фазовых равновесия : между жидкостью и газом ( линия ОА – зависимость давления насыщенного пара воды от температуры ), твердым телом и газом ( линия ОВ – зависимость давления насыщенного пара надо льдом от температуры ), твердым телом и жидкостью ( линия ОС – зависимость температуры плавления льда от давления ). Три кривые имеют точку пересечения О , называемую тройной точкой воды ; тройная точка отвечает равновесию между тремя фаз ами . Рис . 1.4. Диаграмма состояния воды В тройной точке система трехфазна и число степеней свободы равно нулю ; три фазы могут находиться в равновесии лишь при строго определенных значениях температуры и давления ( для воды тройная точка отвечает состоянию с Р = 6.1 кПа и Т = 273.16 К ). Кривая ОВ теоретически продолжается до абсолютного нуля, а кривая давления насыщенного пара над жидкостью ОА заканчивается в критической точке воды (T кр = 607.46 К, Р кр = 19.5 МПа); выше критической температуры газ и жидкость не могут существовать как отдельные фазы. Кривая ОС в верхней части (при высоких давлениях) изменяет свой наклон (появляются новые кристаллические фазы, плотность которых, в отличие от обычного льда, выше, чем у воды). Внутри каждой из областей диаграммы (АОВ, ВОС, АОС) система однофазна; число степеней свободы системы равно двум (система дивариантна), т.е. можно одновременно изменять и температуру, и давление, не вызывая изменения числа фаз в системе: С = 1 – 1 + 2 = 2 На каждой из линий число фаз в системе равно двум и, согласно правилу фаз, система моновариантна, т.е. для каждого значения температуры имеется только одно значение давления, при котором система двухфазна: С = 1 – 2 + 2 = 1 Влияние давления на температуру фазового перехода описывает уравнение Клаузиуса – Клапейрона : (I.109) Здесь Д V фп = V 2 – V 1 есть изменение молярного объема вещества при фазовом переходе (причем V 2 относится к состоянию, переход в которое сопровождается поглощением теплоты). Уравнение Клаузиуса – Клапейрона позволяет объяснить наклон кривых равновесия на диаграмме состояния однокомпонентной системы. Для переходов "жидкость – пар" и "твердое вещество – пар" Д V всегда больше нуля; поэтому кривые на диаграмме состояния, отвечающие этим равновесиям, всегда наклонены вправо (повышение температуры всегда увеличивает давление насыщенного пара). Поскольку молярный объем газа много больше молярного объема того же вещества в жидком или твердом агрегатном состояниях (V г >> V ж , V г >> V т ), уравнение (I.109) для частных случаев испарения и возгонки примет следующий вид: (I.110) Для многих веществ скрытая теплота парообразования или возгонки постоянна в большом интервале температур; в этом случае уравнение (I.110) можно проинтегрировать: (I.111) Кривая равновесия "твердое вещество – жидкость" на диаграммах состояния воды и висмута наклонена влево, а на диаграммах состояния остальных веществ – вправо. Это связано с тем, что плотность воды больше, чем плотность льда (и плотность жидкого висмута больше его плотности в твердом состоянии), т.е. плавление сопровождается уменьшением объема ( Д V < 0). Как следует из выражения (I.111), в этом случае увеличение давления будет понижать температуру фазового перехода "твердое тело – жидкость" (воду и висмут относят поэтому к т.н. аномальным веществам ). Для всех остальных веществ (т.н. нормальные вещества ) Д V пл > 0 и, согласно уравнению Клаузиуса – Клапейрона, увеличение давления приводит к повышению температуры плавления. 2 ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Законы химической термодинамики позволяют определить направление и предел протекания возможного при данных условиях химического процесса, а также его энергетический эффект. Однако термодинамика не может ответить на вопросы о том, как осуществляется данный процесс и с какой скоростью. Эти вопросы – механизм и скорость химической реакции – и являются предметом химической кинетики. 2.1 Скорость химической реакции Дадим определение основному понятию хим ической кинетики – скорости химической реакции : Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций). Ск орость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени . Первое определение является наиболее строгим; из него следует, что скорость химической реакции можно также выражать как изменение во времени любого параметра состояния системы, зависящего от числа частиц какого-либо реагирующего вещества, отнесенное к единице объема или поверхности – электропроводности, оптической плотности, диэлектрической проницаемости и т.д. и т.п. Однако наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации реагентов от времени. В случае односторонних (необратимых) химических реакций (здесь и далее рассматриваются только односторонние реакции) очевидно, что концентрации исходных веществ во времени постоянно уменьшаются ( Д С исх < 0), а концентрации продуктов реакции увеличиваются ( Д С прод > 0). Скорость реакции считается положительной, поэтому математически определение средней скорости реакции в интервале времени Д t записывается следующим образом: (II.1) В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени: (II.2) Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени есть кинетическая кривая (рисунок 2.1). Рис . 2.1 Кинетические кривые для исходных вещес тв (А ) и продуктов реакции (В ). Истинную скорость реакции можно определить графически , проведя касательную к кинетической кривой ( рис . 2.2); истинная скорость реакции в данный момент времени равна по абсолютной величине тангенсу угла наклона касательной : Рис . 2.2 Графическое определение V ист . (II.3) Необходимо отметить, что в том случае, если стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции неодинаковы, величина скорости реакции будет зависеть от того, изменение концентрации какого реагента определялось. Очевидно, что в реакции 2Н 2 + О 2 – – > 2Н 2 О концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени: Д С(Н 2 ) = Д С(Н 2 О) = 2 Д С(О 2 ). Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д. 2.1.1 Кинетическое уравнение химической реакции. Порядок реакции. Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики : Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях. Т. е. для реакции аА + bВ + dD + ... – – > еЕ + ... можно записать: (II.4) Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции . Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции . Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени. В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков. 2.1.2 Реакции нулевого порядка Для реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид : (II.5) Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ; это характерно для многих гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакций в том случае, когда скорость диффузии реагентов к поверхности меньше скорости их химического превращения. 2.1.3 Реакции первого порядка Рассмотрим зависимость от времени концентрации исходного вещества А для случая реакции первого порядка А – – > В. Реакции первого порядка характеризуются кинетическим уравнением вида (II.6). Подставим в него выражение (II.2): (II.6) (II.7) После интегрирования выражения (II.7) получаем: (II.8) Константу интегрирования g определим из начальных условий: в момент времени t = 0 концентрация С равна начальной концентрации С о . Отсюда следует, что g = ln С о . Получаем: (II.9) Рис . 2.3 Зависимость логарифма концентрации от времени для реакций первого порядка Т.о., логарифм концентрации для реакции первого порядка линейно зависит от времени (рис. 2.3) и константа скорости численно равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени. (II.10) Из уравнения (II.9) легко получить выражение для константы скорости односторонней реакции первого порядка: (II.11) Еще одной кинетической характеристикой реакции является период полупревращения t 1/2 – время, за которое концентрация исходного вещества уменьшается вдвое по сравнению с исходной. Выразим t 1/2 для реакции первого порядка, учитывая, что С = Ѕ С о : (II.12) Отсюда (II.13) Как видно из полученного выражения, период полупревращения реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации исходного вещества. 2.1.4 Реакции второго порядка Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид : (II.14) либо (II.15) Рассмотрим простейший случай, когда кинетическое уравнение имеет вид (II.14) или, что то же самое, в уравнении вида (II.15) концентрации исходных веществ одинаковы; уравнение (II.14) в этом случае можно переписать следующим образом: (II.16) После разделения переменных и интегрирования получаем: (II.17) Постоянную интегрирования g, как и в предыдущем случае, определим из начальных условий. Получим: (II.18) Т.о., для реакций второго порядка, имеющих кинетическое уравнение вида (II.14), характерна линейная зависимость обратной концентрации от времени (рис. 2.4) и константа скорости равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени: (II.19) (II.20) Рис . 2.4 Зависимость обратной к онцентрации от времени для реакций второго порядка Если начальные концентрации реагирующих веществ C о,А и C о,В различны, то константу скорости реакции находят интегрированием уравнения (II.21), в котором C А и C В – концентрации реагирующих веществ в момент времени t от начала реакции: (II.21) В этом случае для константы скорости получаем выражение (II.22) Порядок химической реакции есть формально-кинетическое понятие, физический смысл которого для элементарных (одностадийных) реакций заключается в следующем: порядок реакции равен числу одновременно изменяющихся концентраций. В случае элементарных реакций порядок реакции может быть равен сумме коэффициентов в стехиометрическом уравнении реакции; однако в общем случае порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и зависит от условий проведения реакции. Рассмотрим в качестве примера элементарную реакцию гидролиза этилового эфира уксусной кислоты (этилацетата), кинетика которой изучается в лабораторном практикуме по физической химии: СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О – – > СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН Если проводить эту реакцию при близких концентрациях этилацетата и воды, то общий порядок реакции равен двум и кинетическое уравнение имеет следующий вид: (II.23) При проведении этой же реакции в условиях большого избытка одного из реагентов (воды или этилацетата) концентрация вещества, находящегося в избытке, практически не изменяется и может быть включена в константу скорости; кинетическое уравнение для двух возможных случаев принимает следующий вид: 1) Избыток воды : (II.24) (II.25) 2) Избыток этилацетата: (II.26) (II.27) В этих случаях мы имеем дело с т.н. реакцией псевдопервого порядка . Проведение реакции при большом избытке одного из исходных веществ используется для определения частных порядков реакции. 2.1.5 Методы определения порядка реакции Проведение реакции в условиях, когда концентрация одного из реагентов много меньше концентрации другого (других) и скорость реакции зависит от концентрации только этого реагента, используется для определения частных порядков реакции – это т.н. метод избыточных концентраций или метод изолирования Оствальда . Порядок реакции по данному веществу определяется одним из перечисленных ниже методов. Графический метод заключается в построении графика зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Для различных частных порядков эти зависимости имеют следующий вид: Порядок реакции Зависимость концентрации от времени 1 2 3 Если построить графики этих зависимостей на основании опытных данных , то лишь одна из них будет являться прямой линией . Если , например , график , построенный по опытным данным , оказался прямолинейным к координатах ln C = f(t) , то частный порядок реакции по данному веществу равен единице. Метод подбора кинетического уравнения заключается в подстановке экспериментальных данных изучения зависимости концентрации вещества от времени в кинетические уравнения различных порядков. Подставляя в приведённые в таблице уравнения значения концентрации реагента в разные моменты времени, вычисляют значения константы скорости. Частный порядок реакции по данному веществу равен порядку того кинетического уравнения, для которого величина константы скорости остаётся постоянной во времени. Порядок реакции Выражение для константы скорости 1 2 3 Метод определения времени полупревращения заключается в определении t 1/2 для нескольких начальных концентраций . Как видно из приведённых в таблице уравнений , для реакции первого порядка время полупревращения не зависи т от C o , для реакции второго порядка – обратно пропорционально C o , и для реакции третьего порядка – обратно пропорционально квадрату начальной концентрации. Порядок реакции Выражение для периода полупревращения 1 2 3 По характеру зависимости t 1/2 от C o нетрудно сделать вывод о порядке реакции по данному веществу . Данный метод , в отличие от описанных выше , применим и для определения дробных порядков. 2.1.6 Молекулярность элементарных реакций Элементарными (простыми) называют реакции, идущие в одну стадию. Их принято классифицировать по молекулярности : Молекулярность элементарной реакции – число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия. Мономолекулярные – реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.): I 2 – – > I• + I• Бимолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных): СН 3 Вr + КОН – – > СН 3 ОН + КВr Тримолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц: О 2 + NО + NО – – > 2NО 2 Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны. Для э лементарных реакций , проводимых при близких концентрациях исходных веществ , величины молекулярности и порядка реакции совпадают . Тем не менее , никакой чётко определенной взаимосвязи между понятиями молекулярности и порядка реакции не существует , поскольку порядок реакции характеризует кинетическое уравнение реакции , а молекулярность – механизм реакции . 2.1.7 Сложные реакции Сложными называют химические реакции , протекающие более чем в одну стадию . Рассмотрим в качестве примера одну из сложных реакций , к инетика и механизм которой хорошо изучены : 2НI + Н 2 О 2 – – > I 2 + 2Н 2 О Данная реакция является реакцией второго порядка; её кинетическое уравнение имеет следующий вид: (II.28) Изучение механизма реакции показало, что она является двухстадийной (протекает в две стадии): 1) НI + Н 2 О 2 – – > НIО + Н 2 О 2) НIО + НI – – > I 2 + Н 2 О Скорость первой стадии V 1 много больше скорости второй стадии V 2 и общая скорость реакции определяется скоростью более медленной стадии, называемой поэтому скоростьопределяющей или лимитирующей . Сделать вывод о том, является реакция элементарной или сложной, можно на основании результатов изучения её кинетики. Реакция является сложной, если экспериментально определенные частные порядки реакции не совпадают с коэффициентами при исходных веществах в стехиометрическом уравнении реакции; частные порядки сложной реакции могут быть дробными либо отрицательными, в кинетическое уравнение сложной реакции могут входить концентрации не только исходных веществ, но и продуктов реакции. 2.1.8 Классификация сложных реакций Последовательные реакции . Последовательными называются сложные реакции, протекающие таким образом, что вещества, образующиеся в результате одной стадии (т.е. продукты этой стадии), являются исходными веществами для другой стадии. Схематически последовательную реакцию можно изобразить следующим образом: А – – > В – – > С – – > ... Число стадий и веществ, принимающих участие в каждой из стадий, может быть различным. Параллельные реакции. Параллельными называют химические реакции, в которых одни и те же исходные вещества одновременно могут образовывать различные продукты реакции, например, два или более изомера: Сопряжённые реакции . Сопряжёнными принято называть сложные реакции, протекающие следующим образом: 1) А + В – – > С 2) А + D – – > Е , причём одна из реакций может протекать самостоятельно, а вторая возможна только при наличии первой. Вещество А, общее для обеих реакций, носит название актор , вещество В – индуктор , вещество D, взаимодействующее с А только при наличии первой реакции – акцептор . Например, бензол в водном растворе не окисляется пероксидом водорода, но при добавлении солей Fe(II) происходит превращение его в фенол и дифенил. Механизм реакции следующий. На первой стадии образуются свободные радикалы: Fe 2+ + H 2 O 2 – – > Fe 3+ + OH – + OH• которые реагируют с ионами Fe 2+ и бензолом: Fe 2+ + OH• – – > Fe 3+ + OH – C 6 H 6 + OH• – – > C 6 H 5 • + H 2 O Происходит также рекомбинация радикалов: C 6 H 5 • + OH• – – > C 6 H 5 ОН C 6 H 5 • + C 6 H 5 • – – > C 6 H 5 – C 6 H 5 Т.о., обе реакции протекают с участием общего промежуточного свободного радикала OH• . Цепные реакции. Цепными называют реакции, состоящие из ряда взаимосвязанных стадий, когда частицы, образующиеся в результате каждой стадии, генерируют последующие стадии. Как правило, цепные реакции протекают с участием свободных радикалов. Для всех цепных реакций характерны три типичные стадии, которые мы рассмотрим на примере фотохимической реакции образования хлороводорода. 1. Зарождение цепи (инициация): Сl 2 + h н – – > 2 Сl• 2. Развитие цепи: Н 2 + Сl• – – > НСl + Н• Н• + Сl 2 – – > НСl + Сl• Стадия развития цепи характеризуется числом молекул продукта реакции, приходящихся на одну активную частицу – длиной цепи. 3. Обрыв цепи (рекомбинация): Н• + Н• – – > Н 2 Сl• + Сl• – – > Сl 2 Н• + Сl• – – > НСl Обрыв цепи возможен также при взаимодействии активных частиц с материалом стенки сосуда, в котором проводится реакция, поэтому скорость цепных реакций может зависеть от материала и даже от формы реакционного сосуда. Реакция образования хлороводорода является примером неразветвленной цепной реакции – реакции , в которой на одну прореагировавшую активную частицу приходится не б олее одной вновь возникающей . Разветвленными называют цепные реакции , в которых на каждую прореагировавшую активную частицу приходится более одной вновь возникающей , т . е . число активных частиц в ходе реакции постоянно возрастает . Примером разветвленной цеп ной реакции является реакция взаимодействия водорода с кислородом : 1. Инициация: Н 2 + О 2 – – > Н 2 О + О• 2. Развитие цепи: О• + Н 2 – – > Н• + ОН• Н• + О 2 – – > О• + ОН• ОН• + Н 2 – – > Н 2 О + Н• 2.1.9 Влияние температуры на константу скорости реакции Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры, как правило, увеличивает константу скорости. Первая попытка учесть влияние температуры была сделана Вант-Гоффом , который сформулировал следующее эмпирическое правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается константа скорости при повышении температуры на 10 градусов, есть температурный коэффициент константы скорости реакции г . Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом: (II.29) (II.30) Однако правило Вант-Гоффа применимо лишь в узком температурном интервале, поскольку температурный коэффициент скорости реакции г сам является функцией от температуры; при очень высоких и очень низких температурах г становится равным единице (т.е. скорость химической реакции перестает зависеть от температуры). 2.1.10 Уравнение Аррениуса Очевидно, что взаимодействие частиц осуществляется при их столкновениях; однако число столкновений молекул очень велико и, если бы каждое столкновение приводило к химическому взаимодействию частиц, все реакции протекали бы практически мгновенно. Аррениус постулировал, что столкновения молекул будут эффективны (т.е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии – энергией активации. Энергия активации есть минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию. Рассмотрим путь некоторой элементарной реакции А + В – – > С Поскольку химическое взаимодействие частиц связано с разрывом старых химических связей и образованием новых, считается, что всякая элементарная реакция проходит через образование некоторого неустойчивого промежуточного соединения, называемого активированным комплексом: А – – > K# – – > B Образование активированного комплекса всегда требует затраты некоторого количества энергии, что вызвано, во-первых, отталкиванием электронных оболочек и атомных ядер при сближении частиц и, во-вторых, необходимостью построения определенной пространственной конфигурации атомов в активированном комплексе и перераспределения электронной плотности. Таким образом, по пути из начального состояния в конечное система должна преодолеть своего рода энергетический барьер. Энергия активации реакции приближённо равна превышению средней энергии активированного комплекса над средним уровнем энергии реагентов. Очевидно, что если прямая реакция является экзотермической, то энергия активации обратной реакции Е' А выше, нежели энергия активации прямой реакции E A . Энергии активации прямой и обратной реакции связаны друг с другом через изменение внутренней энергии в ходе реакции. Вышесказанное можно проиллюстрировать с помощью энергетической диаграммы химической реакции (рис. 2.5). Рис . 2.5 Энергетическая диаграмма химической реакции. E исх – средняя энергия частиц исходных веществ, E прод – средняя энергия частиц продуктов реакции Поскольку температура есть мера средней кинетической энергии частиц, повышение температуры приводит к увеличению доли частиц, энергия которых равна или больше энергии активации, что приводит к увеличению константы скорости реакции (рис.2.6): Рис . 2.6 Распределение частиц по энергии Здесь nЕ /N – доля частиц , обладающих энергией E; E i - средняя энергия частиц при температуре T i (T 1 < T 2 < T 3 ) Рассмотрим термодинамический вывод выражения, описывающего зависимость константы скорости реакции от температуры и величины энергии активации – уравнения Аррениуса . Согласно уравнению изобары Вант-Гоффа, (II.31) Поскольку константа равновесия есть отношение констант скоростей прямой и обратной реакции, можно переписать выражение (II.31) следующим образом: (II.32) Представив изменение энтальпии реакции Д H є в виде разности двух величин E 1 и E 2 , получаем: (II.33) (II.34) Здесь С – некоторая константа. Постулировав, что С = 0, получаем уравнение Аррениуса, где E A – энергия активации : (II.35) После неопределенного интегрирования выражения (II.35) получим уравнение Аррениуса в интегральной форме: (II.36) (II.37) Рис . 2.7 Зависимость логарифма константы скорости химической реакции от обратной температуры . Здесь A – постоянная интегрирования. Из уравнения (II.37) нетрудно показать физический смысл предэкспоненциального множителя A, который равен константе скорости реакции при температуре, стремящейся к бесконечности. Как видно из выражения (II.36), логарифм константы скорости линейно зависит от обратной температуры (рис.2.7); величину энергии активации E A и логарифм предэкспоненциального множителя A можно определить графически (тангенс угла наклона прямой к оси абсцисс и отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат). (II.38) Зная энергию активации реакции и константу скорости при какой-либо температуре T 1 , по уравнению Аррениуса можно рассчитать величину константы скорости при любой температуре T 2 : (II.39) 2.1.11 Кинетика двусторонних (обратимых) реакций Химические реакции часто являются двусторонними ( обратимыми ), т . е . могут протекать при данных условиях в двух противоположных направлениях ( понятие обратимая реакция следует отличать от термодинамического понятия обратимый процесс ; двусторонняя р еакция обратима в термодинамическом смысле лишь в состоянии химического равновесия ). Рассмотрим элементарную двустороннюю реакцию А + В <– – > D + E Скорость уменьшения концентрации вещества А при протекании прямой реакции определяется уравнением (II.40): , (II.40) а скорость возрастания концентрации вещества А в результате протекания обратной реакции – уравнением (II.41): (II.41) Общая скорость двусторонней реакции в любой момент времени равна разности скоростей прямой и обратной реакции: (II.42) По мере протекания двусторонней реакции скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции – увеличивается; в некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции становятся равными и концентрации реагентов перестают изменяться. Таким образом, в результате протекания в закрытой системе двусторонней реакции система достигает состояния химического равновесия; при этом константа равновесия будет равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции: (II.43) 2.1.12 Кинетика гетерогенных химических реакций Когда реакция совершается между веществами , находящимися в разных фазах гетерогенной системы , основной постулат химической кинетики становится неприменимым . В гетерогенных реакциях роль промежуточных продуктов обычно игра ют молекулы , связанные химическими силами с поверхностью раздела фаз ( химически адсорбированные на поверхности ). Во всяком гетерогенном химическом процессе можно выделить следующие стадии : 1. Диффузия реагентов к реакционной зоне, находящейся на поверхности раздела фаз. 2. Активированная адсорбция частиц реагентов на поверхности. 3. Химическое превращение адсорбированных частиц. 4. Десорбция образовавшихся продуктов реакции. 5. Диффузия продуктов реакции из реакционной зоны. Стадии 1 и 5 называются диффузионными , стадии 2, 3 и 4 – кинетическими . Универсального выражения для скорости гетерогенных химических реакций не существует, поскольку каждая из выделенных стадий может являться лимитирующей. Как правило, при низких температурах скорость гетерогенной реакции определяют кинетические стадии (т.н. кинетическая область гетерогенного процесса; скорость реакции в этом случае сильно зависит от температуры и величины площади поверхности раздела фаз; порядок реакции при этом может быть любым). При высоких температурах скорость процесса будет определяться скоростью диффузии ( диффузионная область гетерогенной реакции, характеризующаяся, как правило, первым порядком реакции и слабой зависимостью скорости процесса от температуры и площади поверхности раздела фаз). 2.2 ФОТОХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ Передача энергии для активации вступающих во взаимодействие молекул может осуществляться либо в форме теплоты (т. н. темновые реакции), либо в виде квантов электромагнитного излучения. Реакции, в которых активация частиц является результатом их взаимодействия с квантами электромагнитного излучения видимой области спектра, называют фотохимическими реакциями. При всех фотохимических процессах выполняется закон Гротгуса : Химическое превращение вещества может вызвать только то излучение, которое поглощается этим веществом. Излучение, отражённое веществом, а также прошедшее сквозь него, не вызывают никаких химических превращений. Иногда фотохимические процессы происходят под действием излучения, которое не поглощается реагирующими веществами; однако в таких случаях реакционная смесь должна содержать т.н. сенсибилизаторы . Механизм действия сенсибилизаторов заключается в том, что они поглощают свет, переходя в возбуждённое состояние, а затем при столкновении с молекулами реагентов передают им избыток своей энергии. Сенсибилизатором фотохимических реакций является, например, хлорофилл (см. ниже). Взаимодействие света с веществом может идти по трём возможным направлениям: 1. Возбуждение частиц (переход электронов на вышележащие орбитали): A + h н – – > A* 2. Ионизация частиц за счет отрыва электронов: A + h н – – > A + + e – 3. Диссоциация молекул с образованием свободных радикалов (гомолитическая) либо ионов (гетеролитическая): AB + h н – – > A• + B• AB + h н – – > A + + B – Между количеством лучистой энергии, поглощенной молекулами вещества, и количеством фотохимически прореагировавших молекул существует соотношение, выражаемое законом фотохимической эквивалентности Штарка – Эйнштейна : Число молекул, подвергшихся первичному фотохимическому превращению, равно числу поглощенных веществом квантов электромагнитного излучения. Поскольку фотохимическая реакция, как правило, включает в себя и т.н. вторичные процессы (например, в случае цепного механизма), для описания реакции вводится понятие квантовый выход фотохимической реакции: Квантовый выход фотохимической реакции г есть отношение числа частиц, претерпевших превращение, к числу поглощенных веществом квантов света. Квантовый выход реакции может варьироваться в очень широких пределах: от 10 -3 (фотохимическое разложение метилбромида) до 10 6 (цепная реакция водорода с хлором); в общем случае, чем более долгоживущей является активная частица, тем с большим квантовым выходом протекает фотохимическая реакция. Важнейшими фотохимическими реакциями являются реакции фотосинтеза, протекающие в растениях с участием хлорофилла: Процесс фотосинтеза составляют две стадии : световая , связанная с поглощением фотонов , и значительно более медленная темновая , представляющая собой ряд химических превращений , осуществляемых в отсутствие света . Суммарный процесс фотосинтеза заключается в окислении воды до кислорода и восстановлении диоксида углерода до углеводов : СО 2 + Н 2 О + h н – – > (СН 2 О) + О 2 , Д G° = 477.0 кДж/моль Протекание данного окислительно-восстановительного процесса (связанного с переносом электронов) возможно благодаря наличию в реакционном центре хлорофилла Сhl донора D и акцептора A электронов; перенос электронов происходит в результате фотовозбуждения молекулы хлорофилла: DChlA + h н – – > DChl*A – – > DChl + A – – – > D + ChlA – Возникающие в данном процессе заряженные частицы D + и A – принимают участие в дальнейших окислительно-восстановительных реакциях темновой стадии фотосинтеза. 2.3 КАТАЛИТИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ Скорость химической реакции п ри данной температуре определяется скоростью образования активированного комплекса , которая , в свою очередь , зависит от величины энергии активации . Во многих химических реакциях в структуру активированного комплекса могут входить вещества , стехиометрически не являющиеся реагентами ; очевидно , что в этом случае изменяется и величина энергии активации процесса . В случае наличия нескольких переходных состояний реакция будет идти в основном по пути с наименьшим активационным барьером . Катализ – явление изменения скорости химической реакции в присутствии веществ, состояние и количество которых после реакции остаются неизменными. Различают положительный и отрицательный катализ (соответственно увеличение и уменьшение скорости реакции), хотя часто под термином "катализ" подразумевают только положительный катализ; отрицательный катализ называют ингибированием . Вещество, входящее в структуру активированного комплекса, но стехиометрически не являющееся реагентом, называется катализатором. Для всех катализаторов характерны такие общие свойства, как специфичность и селективность действия. Специфичность катализатора заключается в его способности ускорять только одну реакцию или группу однотипных реакций и не влиять на скорость других реакций. Так, например, многие переходные металлы (платина, медь, никель, железо и т.д.) являются катализаторами для процессов гидрирования; оксид алюминия катализирует реакции гидратации и т.д. Селективность катализатора – способность ускорять одну из возможных при данных условиях параллельных реакций. Благодаря этому можно, применяя различные катализаторы, из одних и тех же исходных веществ получать различные продукты: [Cu]:СО + Н 2 – – > СН 3 ОН [Al 2 О 3 ]: С 2 Н 5 ОН – – > С 2 Н 4 + Н 2 О [Ni]: СО + Н 2 – – > СН 4 + Н 2 О [Cu]: С 2 Н 5 ОН – – > СН 3 СНО + Н 2 Причиной увеличения скорости реакции при положительном катализе является уменьшение энергии активации при протекании реакции через активированный комплекс с участием катализатора ( рис . 2.8). Поскольку, согласно уравнению Аррениуса , константа скорости химической реакции находится в экспоненциальной зависимости от величины энергии активации, уменьшение последней вызывает значительное увеличение константы скорости. Действительно, если предположить, что предэкспоненциальные множители в уравнении Аррениуса (II.32) для каталитической и некаталитической реакций близки, то для отношения констант скорости можно записать: (II.44) Если Д E A = – 50 кДж/моль, то отношение констант скоростей составит 2,7·10 6 раз (действительно, на практике такое уменьшение E A увеличивает скорость реакции приблизительно в 10 5 раз). Необходимо отметить, что наличие катализатора не влияет на величину изменения термодинамического потенциала в результате процесса и, следовательно, никакой катализатор не может сделать возможным самопроизвольное протекание термодинамически невозможного процесса (процесса, Д G ( Д F) которого больше нуля). Катализатор не изменяет величину константы равновесия для обратимых реакций; влияние катализатора в этом случае заключается только в ускорении достижения равновесного состояния. В зависимости от фазового состояния реагентов и катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ. Рис . 2.8 Энергетическая диаграмма химической реакции без катализатора (1) и в присутствии катализатора (2). 2.3.1 Гомогенный катализ. Гомогенный катализ – каталитические реакции, в которых реагенты и катализатор находятся в одной фазе. В случае гомогенно-каталитических процессов катализатор образует с реагентами промежуточные реакционноспособные продукты. Рассмотрим некоторую реакцию А + В – – > С В присутствии катализатора осуществляются две быстро протекающие стадии, в результате которых образуются частицы промежуточного соединения АК и затем (через активированный комплекс АВК # ) конечный продукт реакции с регенерацией катализатора: А + К – – > АК АК + В – – > С + К Примером такого процесса может служить реакция разложения ацетальдегида, энергия активации которой E A = 190 кДж/моль: СН 3 СНО – – > СН 4 + СО В присутствии паров йода этот процесс протекает в две стадии: СН 3 СНО + I 2 – – > СН 3 I + Н I + СО СН 3 I + Н I – – > СН 4 + I 2 Уменьшение энергии активации этой реакции в присутствии катализатора составляет 54 кДж/моль; константа скорости реакции при этом увеличивается приблизительно в 105 раз. Наиболее распространенным типом гомогенного катализа является кислотный катализ, при котором в роли катализатора выступают ионы водорода Н + . 2.3.2 Автокатализ . Автокатализ – процесс каталитического ускорения химической реакции одним из её продуктов. В качестве примера можно привести катализируемую ионами водорода реакцию гидролиза сложных эфиров. Образующаяся при гидролизе кислота диссоциирует с образованием протонов, которые ускоряют реакцию гидролиза. Особенность автокаталитической реакции состоит в том, что данная реакция протекает с постоянным возрастанием концентрации катализатора. Поэтому в начальный период реакции скорость её возрастает, а на последующих стадиях в результате убыли концентрации реагентов скорость начинает уменьшаться; кинетическая кривая продукта автокаталитической реакции имеет характерный S-образный вид (рис. 2.9). Рис . 2.9 Кинетическая кривая продукта автокаталитической реакции 2.3.3 Гетерогенный катализ. Гетерогенный катализ – каталитические реакции, идущие на поверхности раздела фаз, образуемых катализатором и реагирующими веществами. Механизм гетерогенно-каталитических процессов значительно более сложен, чем в случае гомогенного катализа. В каждой гетерогенно-каталитической реакции можно выделить как минимум шесть стадий: 1. Диффузия исходных веществ к поверхности катализатора. 2. Адсорбция исходных веществ на поверхности с образованием некоторого промежуточного соединения: А + В + К – – > АВК 3. Активация адсорбированного состояния (необходимая для этого энергия есть истинная энергия активации процесса): АВК – – > АВК # 4. Распад активированного комплекса с образованием адсорбированных продуктов реакции: АВК # – – > СDК 5. Десорбция продуктов реакции с поверхности катализатора. СDК – – > С + D + К 6. Диффузия продуктов реакции от поверхности катализатора. Специфической особенностью гетерокаталитических процессов является способность катализатора к промотированию и отравлению. Промотирование – увеличение активности катализатора в присутствии веществ, которые сами не являются катализаторами данного процесса (промоторов). Например, для катализируемой металлическим никелем реакции СО + Н 2 – – > СН 4 + Н 2 О введение в никелевый катализатор небольшой примеси церия приводит к резкому возрастанию активности катализатора. Отравление – резкое снижение активности катализатора в присутствии некоторых веществ (т. н. каталитических ядов). Например, для реакции синтеза аммиака (катализатор – губчатое железо), присутствие в реакционной смеси соединений кислорода или серы вызывает резкое снижение активности железного катализатора; в то же время способность катализатора адсорбировать исходные вещества снижается очень незначительно. Для объяснения этих особенностей гетерогенно-каталитических процессов Г. Тэйлором было высказано следующее предположение: каталитически активной является не вся поверхность катализатора, а лишь некоторые её участки – т.н. активные центры , которыми могут являться различные дефекты кристаллической структуры катализатора (например, выступы либо впадины на поверхности катализатора). В настоящее время нет единой теории гетерогенного катализа. Для металлических катализаторов была разработана теория мультиплетов . Основные положения мультиплетной теории состоят в следующем: 1. Активный центр катализатора представляет собой совокупность определенного числа адсорбционных центров, расположенных на поверхности катализатора в геометрическом соответствии со строением молекулы, претерпевающей превращение. 2. При адсорбции реагирующих молекул на активном центре образуется мультиплетный комплекс , в результате чего происходит перераспределение связей , приводящее к образованию продукт ов реакции . Теорию мультиплетов называют иногда теорией геометрического подобия активного центра и реагирующих молекул . Для различных реакций число адсорбционных центров ( каждый из которых отождествляется с атомом металла ) в активном центре различно – 2, 3 , 4 и т . д . Подобные активные центры называются соответственно дублет , триплет , квадруплет и т . д . ( в общем случае мультиплет , чему и обязана теория своим названием ). Например , согласно теории мультиплетов , дегидрирование предельных одноатомных спиртов проис ходит на дублете , а дегидрирование циклогексана – на секстете ( рис . 2.10 – 2.11); теория мультиплетов позволила связать каталитическую активность металлов с величиной их атомного радиуса . Рис. 2.10 Дегидрирование спиртов на дублете Рис . 2.11 Дегидрирование циклогексана на секстете 2.3.4 Ферментативный катализ. Ферментативный катализ – каталитические реакции, протекающие с участием ферментов – биологических катализаторов белковой природы. Ферментативный катализ имеет две характерные особенности: 1. Высокая активность , на несколько порядков превышающая активность неорганических катализаторов, что объясняется очень значительным снижением энергии активации процесса ферментами. Так, константа скорости реакции разложения перекиси водорода, катализируемой ионами Fе 2+ , составляет 56 с -1 ; константа скорости этой же реакции, катализируемой ферментом каталазой, равна 3.5·10 7 , т.е. реакция в присутствии фермента протекает в миллион раз быстрее (энергии активации процессов составляют соответственно 42 и 7.1 кДж/моль). Константы скорости гидролиза мочевины в присутствии кислоты и уреазы различаются на тринадцать порядков, составляя 7.4·10 -7 и 5·10 6 с -1 (величина энергии активации составляет соответственно 103 и 28 кДж/моль). 2. Высокая специфичность . Например, амилаза катализирует процесс расщепления крахмала, представляющего собой цепь одинаковых глюкозных звеньев, но не катализирует гидролиз сахарозы, молекула которой составлена из глюкозного и фруктозного фрагментов. Согласно общепринятым представлениям о механизме ферментативного катализа, субстрат S и фермент F находятся в равновесии с очень быстро образующимся фермент-субстратным комплексом FS, который сравнительно медленно распадается на продукт реакции P с выделением свободного фермента; т.о., стадия распада фермент-субстратного комплекса на продукты реакции является скоростьопределяющей (лимитирующей). F + S <– – > FS – – > F + P Исследование зависимости скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата при неизменной концентрации фермента показали, что с увеличением концентрации субстрата скорость реакции сначала увеличивается, а затем перестает изменяться (рис. 2.12) и зависимость скорости реакции от концентрации субстрата описывается следующим уравнением: (II.45) Здесь К m – константа Михаэлиса , численно равная концентрации субстрата при V = Ѕ V max . Константа Михаэлиса служит мерой сродства между субстратом и ферментом: чем меньше К m , тем больше их способность к образованию фермент-субстратного комплекса. Характерной особенностью действия ферментов является также высокая чувствительность активности ферментов к внешним условиям – рН среды и температуре. Ферменты активны лишь в достаточно узком интервале рН и температуры, причем для ферментов характерно наличие в этом интервале максимума активности при некотором оптимальном значении рН или температуры; по обе стороны от этого значения активность ферментов быстро снижается. Рис . 2.12 Зависимость скорости ферментативной реакции от концентрации субстрата. 3 ТЕРМОДИНАМИКА РАСТВОРОВ Существование абсолютно чистых веществ невозможно – всякое вещес тво обязательно содержит примеси , или , иными словами , всякая гомогенная система многокомпонентна . Если имеющиеся в веществе примеси в пределах точности описания системы не оказывают влияния на изучаемые свойства , можно считать систему однокомпонентной ; в п ротивном случае гомогенную систему считают раствором . Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, состав которой может непрерывно изменяться в некоторых пределах без скачкообразного изменения её свойств. Раствор может иметь любое агрегатное состояние; соответственно их разделяют на твердые, жидкие и газообразные (последние обычно называют газовыми смесями). Обычно компоненты раствора разделяют на растворитель и растворенное вещество. Как правило, растворителем считают компонент, присутствующий в растворе в преобладающем количестве либо компонент, кристаллизующийся первым при охлаждении раствора; если одним из компонентов раствора является жидкое в чистом виде вещество, а остальными – твердые вещества либо газы, то растворителем считают жидкость. С термодинамической точки зрения это деление компонентов раствора не имеет смысла и носит поэтому условный характер. Одной из важнейших характеристик раствора является его состав, описываемый с помощью понятия концентрация раствора. Ниже дается определение наиболее распространенных способов выражения концентрации и формулы для пересчета одних концентраций в другие, где индексы А и В относятся соответственно к растворителю и растворенному веществу. Молярная концентрация С – число молей н В растворенного вещества в одном литре раствора. Нормальная концентрация N – число молей эквивалентов растворенного вещества (равное числу молей н В , умноженному на фактор эквивалентности f) в одном литре раствора. Моляльная концентрация m – число молей растворенного вещества в одном килограмме растворителя. Процентная концентрация щ – число граммов растворенного вещества в 100 граммах раствора. (III.1) (III.2) (III.3) Еще одним способом выражения концентрации является мольная доля X – отношение числа молей данного компонента к общему числу молей всех компонентов в системе. (III.4) 3.1 ОБРАЗОВАНИЕ РАСТВОРОВ. РАСТВОРИМОСТЬ Концентрация компонента в растворе может изменяться от нуля до некоторого максимального значения, называемого растворимостью компонента. Растворимость S – концентрация компонента в насыщенном растворе. Насыщенный раствор – раствор, находящийся в равновесии с растворенным веществом. Величина растворимости характеризует равновесие между двумя фазами, поэтому на неё влияют все факторы, смещающие это равновесие (в соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна ). Образование раствора является сложным физико-химическим процессом. Процесс растворения всегда сопровождается увеличением энтропии системы; при образовании растворов часто имеет место выделение либо поглощение теплоты. Теория растворов должна объяснять все эти явления. Исторически сложились два подхода к образованию растворов – физическая теория, основы которой были заложены в XIX веке, и химическая, одним из основоположников которой был Д.И. Менделеев . Физическая теория растворов рассматривает процесс растворения как распределение частиц растворенного вещества между частицами растворителя, предполагая отсутствие какого-либо взаимодействия между ними. Единственной движущей силой такого процесса является увеличение энтропии системы Д S; какие-либо тепловые или объемные эффекты при растворении отсутствуют ( Д Н = 0, Д V = 0; такие растворы принято называть идеальными). Химическая теория рассматривает процесс растворения как образование смеси неустойчивых химических соединений переменного состава, сопровождающееся тепловым эффектом и изменением объема системы (контракцией), что часто приводит к резкому изменению свойств растворенного вещества (так, растворение бесцветного сульфата меди СuSО 4 в воде приводит к образованию окрашенного раствора, из которого выделяется не СuSО 4 , а голубой кристаллогидрат СuSО 4 ·5Н 2 О). Современная термодинамика растворов основана на синтезе этих двух подходов. В общем случае при растворении происходит изменение свойств и растворителя, и растворенного вещества, что обусловлено взаимодействием частиц между собой по различным типам взаимодействия: Ван-дер-Ваальсового (во всех случаях), ион-дипольного (в растворах электролитов в полярных растворителях), специфических взаимодействий (образование водородных или донорно-акцепторных связей). Учет всех этих взаимодействий представляет собой очень сложную задачу. Очевидно, что чем больше концентрация раствора, тем интенсивнее взаимодействие частиц, тем сложнее структура раствора. Поэтому количественная теория разработана только для идеальных растворов, к которым можно отнести газовые растворы и растворы неполярных жидкостей, в которых энергия взаимодействия разнородных частиц E A-B близка к энергиям взаимодействия одинаковых частиц E A-A и E B-B . Идеальными можно считать также бесконечно разбавленные растворы, в которых можно пренебречь взаимодействием частиц растворителя и растворенного вещества между собой. Свойства таких растворов зависят только от концентрации растворенного вещества, но не зависят от его природы. 3.1.1 Растворимость газов в газах Газообразное состояние вещества характеризуется слабым взаимодействием между частицами и большими расстояниями между ними. Поэтому газы смешиваются в любых соотношениях (при очень высоких давлениях, когда плотность газов приближается к плотности жидкостей, может наблюдаться ограниченная растворимость). Газовые смеси описываются законом Дальтона : Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений всех входящих в неё газов. (III.5) (III.6) 3.1.2 Растворимость газов в жидкостях Растворимость газов в жидкостях зависит от ряда факторов : природы газа и жидкости , давления , температуры , концентрации растворенных в жидкости веществ ( особенно с ильно влияет на растворимость газов концентрация электролитов ). Наибольшее влияние на растворимость газов в жидкостях оказывает природа веществ. Так, в 1 литре воды при t = 18 °С и P = 1 атм. растворяется 0.017 л. азота, 748.8 л. аммиака или 427.8 л. хлороводорода. Аномально высокая растворимость газов в жидкостях обычно обусловливается их специфическим взаимодействием с растворителем – образованием химического соединения (для аммиака) или диссоциацией в растворе на ионы (для хлороводорода). Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот. Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри – Дальтона : Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью. (III.7) Здесь С – концентрация раствора газа в жидкости, k – коэффициент пропорциональности, зависящий от природы газа. Закон Генри – Дальтона справедлив только для разбавленных растворов при малых давлениях, когда газы можно считать идеальными. Газы, способные к специфическому взаимодействию с растворителем, данному закону не подчиняются. Растворимость газов в жидкостях существенно зависит от температуры; количественно данная зависимость определяется уравнением Клапейрона – Клаузиуса (здесь X – мольная доля газа в растворе, л – тепловой эффект растворения 1 моля газа в его насыщенном растворе): (III.8) Как правило, при растворении газа в жидкости выделяется теплота ( л < 0), поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Растворимость газов в жидкости сильно зависит от концентрации других растворенных веществ. Зависимость растворимости газов от концентрации электролитов в жидкости выражается формулой Сеченова (X и X o – растворимость газа в чистом растворителе и растворе электролита с концентрацией C): (III.9) 3.1.3 Взаимная растворимость жидкостей В зависимости от природы жидкости могут смешиваться в любых соотношениях ( в этом случае говорят о неограниченной взаимной растворим ости ), быть практически нерастворимыми друг в друге либо обладать ограниченной растворимостью . Рассмотрим последний случай на примере системы анилин – вода . Если смешать примерно равные количества воды и анилина , система будет состоять из двух слоев жидкос ти ; верхний слой – раствор анилина в воде , нижний – раствор воды в анилине . Для каждой температуры оба раствора имеют строго определенный равновесный состав , не зависящий от количества каждого из компонентов . Рис . 3.1 Диаграмма растворимости системы анилин – вода Зависимость концентрации растворов от температуры принято изображать графически с помощью диаграммы взаимной растворимости. Эта диаграмма для системы анилин-вода приведена на рис. 3.1. Область под кривой – это область расслаивания жидкостей. Повышение температуры приводит к увеличению концентрации каждого из растворов (увеличению взаимной растворимости), и при некоторой температуре, называемой критической температурой расслоения (Т кр на рис. 3.1) взаимная растворимость воды и анилина становится неограниченной. Система анилин – вода относится к т.н. системам с верхней критической температурой расслоения; существуют также и системы, для которых повышение температуры приводит к уменьшению взаимной растворимости компонентов. 3.1.4 Растворимость твердых веществ в жидкостях Растворимость твердых веществ в жидкостях определяется природой веществ и , как правило , существенно зависит от температуры ; сведения о растворимости твердых тел целиком основаны на опытных д анных . Качественным обобщением экспериментальных данных по растворимости является принцип " подобное в подобном ": полярные растворители хорошо растворяют полярные вещества и плохо – неполярные , и наоборот . Рис . 3.2 Крив ые растворимости некоторых солей в воде. 1 – К NО 3 , 2 – Nа 2 SО 4 · 10Н 2 О , 3 – Nа 2 SО 4 , 4 – Ва (NО 3 ) 2 Зависимость растворимости S от температуры обычно изображают графически в виде кривых растворимости (рис . 3.2). Поскольку теплота растворения твердых веществ в жидкостях может быть как положительной , так и отрицательной , растворимость при увеличении температуры может увеличиваться либо уменьшаться (согласно принципу Ле Шатель е – Брауна ). 3.2 РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ 3.2.1 Давление насыщенного пара разбавленных растворов Представим, что в равновесную систему жидкость А – пар введено некоторое вещество В. При образовании раствора мольная доля растворителя X А становится меньше единицы; равновесие в соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна смещается в сторону конденсации вещества А, т.е. в сторону уменьшения давления насыщенного пара Р А . Очевидно, что, чем меньше мольная доля компонента А в растворе, тем меньше парциальное давление его насыщенных паров над раствором. Для некоторых растворов выполняется следующая закономерность, называемая первым законом Рауля : Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. (III.10) Поскольку сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице, для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В легко получить следующее соотношение, также являющееся формулировкой первого закона Рауля: (III.11) Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества. Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называют идеальными растворами . Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам (оптические изомеры, гомологи и т.п.) и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором. Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области бесконечно малых концентраций. 3.2.2 Давление пара идеальных и реальных растворов Е сли компоненты бинарного ( состоящего из двух компонентов ) раствора летучи , то пар над раствором будет содержать оба компонента ( относительное содержание компонентов в парах будет , как правило , отличаться от содержания их в растворе – пар относительно богач е компонентом , температура кипения которого ниже ). Рассмотрим бинарный раствор , состоящий из компонентов А и В , неограниченно растворимых друг в друге . Общее давление пара , согласно первому закону Рауля , равно (III.12) Таким образом, для идеальных бинарных растворов зависимость общего и парциального давления насыщенного пара от состава раствора, выраженного в мольных долях компонента В, является линейной при любых концентрациях (рис.3.3). К таким системам относятся, например, системы бензол – толуол, гексан – гептан, смеси изомерных углеводородов и др. Рис . 3.3 Зависимость парциальных и общего давлений пара идеального раствора от концентрации Для реальных растворов данные зависимости являются криволинейными. Если молекулы данного компонента взаимодействуют друг с другом сильнее, чем с молекулами другого компонента, то истинные парциальные давления паров над смесью будут больше, чем вычисленные по первому закону Рауля ( положительные отклонения ). Если же однородные частицы взаимодействуют друг с другом слабее, чем разнородные, парциальные давления паров компонентов будут меньше вычисленных ( отрицательные отклонения ). Реальные растворы с положительными отклонениями давления пара образуются из чистых компонентов с поглощением теплоты ( Д Н раств > 0), растворы с отрицательными отклонениями образуются с выделением теплоты ( Д Н раств < 0). Рис . 3.4 Зависимость парциальных и общего давлений пара ид еальных (штриховая линия ) и реальных (сплошная линия ) бинарных растворов от состава при положительных (слева ) и отрицательных (справа ) отклонениях от закона Рауля. 3.2.3 Температура кристаллизации разбавленных растворов Раствор в отличие от чистой жидкости не отвердевает целиком при постоянной температуре; при некоторой температуре, называемой температурой начала кристаллизации, начинают выделяться кристаллы растворителя и по мере кристаллизации температура раствора понижается (поэтому под температурой замерзания раствора всегда понимают именно температуру начала кристаллизации). Замерзание растворов можно охарактеризовать величиной понижения температуры замерзания Д Т зам , равной разности между температурой замерзания чистого растворителя T° зам и температурой начала кристаллизации раствора T зам : (III.13) Рассмотрим Р – T диаграмму состояния растворителя и растворов различной концентрации (рис. 3.5), на которой кривая ОF есть зависимость давления пара над твердым растворителем, а кривые ОА, ВС, DE – зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответственно. Кристаллы растворителя будут находиться в равновесии с раствором только тогда, когда давление насыщенного пара над кристаллами и над раствором одинаково. Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, температура, отвечающая этому условию, всегда будет более низкой, чем температура замерзания чистого растворителя. При этом понижение температуры замерзания раствора Д T зам не зависит от природы растворенного вещества и определяется лишь соотношением числа частиц растворителя и растворенного вещества. Рис . 3.5 Понижение темпер атуры замерзания разбавленных растворов Можно показать, что понижение температуры замерзания раствора Д T зам прямо пропорционально моляльной концентрации раствора: (III.14) Уравнение (III.14) называют вторым законом Рауля . Коэффициент пропорциональности K – криоскопическая постоянная растворителя – определяется природой растворителя. 3.2.4 Температура кипения разбавленных растворов Температура кипения растворов нелетучего вещества всегда выше , чем темпер атура кипения чистого растворителя при том же давлении . Рассмотрим Р – T диаграмму состояния растворителя и растворов различной концентрации ( рис .3.5). Любая жидкость – растворитель или раствор – кипит при той температуре , при которой давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению . Соответственно температуры , при которых изобара Р = 1 атм . пересечет кривые ОА , ВС и DE, представляющие собой зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответст венно , будут температурами кипения этих жидкостей ( рис . 3.6). Повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ Д T к = T к – T° к пропорционально понижению давления насыщенного пара и, следовательно, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Коэффициент пропорциональности E есть эбулиоскопическая постоянная растворителя , не зависящая от природы растворенного вещества. (III.15) Рис . 3.6 Повышение тем пературы кипения разбавленных растворов Т.о., второй закон Рауля можно в наиболее общем виде сформулировать следующим образом: Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворенного вещества. Второй закон Рауля является следствием из первого; данный закон справедлив только для бесконечно разбавленных растворов. Коэффициенты пропорциональности в уравнениях (III.14 – III.15) – эбулиоскопическая и криоскопическая константы – имеют физический смысл соответственно повышения температуры кипения и понижения температуры замерзания растворов с моляльной концентрацией, равной 1 моль/кг. Однако, поскольку такие растворы не являются бесконечно разбавленными, эбулиоскопическая и криоскопическая константы не могут быть непосредственно определены и относятся поэтому к числу т.н. экстраполяционных констант. 3.2.5 Осмотическое давление разбавленных растворов Если разделить два рас твора с различной концентрацией полупроницаемой перегородкой , пропускающей молекулы растворителя , но препятствующей переходу частиц растворённого вещества , будет наблюдаться явление самопроизвольного перехода растворителя через мембрану из менее концентрир ованного раствора в более концентрированный – осмос . Осмотические свойства раствора количественно характеризуются величиной осмотического давления . Давление , которое необходимо приложить к раствору , чтобы предотвратить перемещение растворителя в раствор че рез мембрану , разделяющую раствор и чистый растворитель , есть осмотическое давление р . Осмотическое давление идеальных растворов линейно зависит от температуры и молярной концентрации раствора С и может быть рассчитано по уравнению (III.16): (III.16) Уравнение (III.16) есть т.н. принцип Вант-Гоффа : осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор. Осмос играет важнейшую роль в процессах жизнедеятельности животных и растений, поскольку клеточная плазматическая мембрана является полупроницаемой. Осмос обусловливает поднятие воды по стеблю растений, рост клетки и многие другие явления. Рассмотрим роль осмоса в водном режиме растительной клетки . Осмотическое давление жидкости , контактирующей с кле ткой , может быть больше , меньше либо равно осмотическому давлению внутриклеточной жидкости . Соответственно выделяют гипертонические , гипотонические и изотонические растворы . Если клетка находится в контакте с гипертоническим раствором , вода выходит из неё путём осмоса через плазматическую мембрану. Протопласт (живое содержимое клетки) при этом уменьшается в объёме, сморщивается и в конце концов отстаёт от клеточной стенки. Этот процесс называют плазмолизом . Процесс плазмолиза обычно обратим. Если клетку поместить в чистую воду или гипотонический раствор , вода путём осмоса поступает в клетку; протопласт при этом увеличивается в объёме и оказывает давление на сравнительно жёсткую клеточную стенку. Этот процесс называется тургором . Тургорное давление препятствует дальнейшему поступлению воды в клетку. Именно тургорное давление поддерживает стебли растений в вертикальном положении, придаёт растениям прочность и устойчивость. Изотонические растворы не оказывают влияния на водный режим клетки. У животных клеток нет клеточной стенки, поэтому они более чувствительны к осмотическому давлению жидкости, в которой находятся. Животные клетки имеют систему защиты, основанную на осморегуляции ; организм животного стремится поддерживать осмотическое давление всех тканевых жидкостей на постоянном уровне. Например, осмотическое давление крови человека – 800 000 Н/м 2 . Такое же осмотическое давление имеет 0,9 %-ный раствор хлорида натрия. Физиологический раствор, изотоничный крови, широко применяется в медицине. 3.2.6 Понятие активности растворенного вещества Если концентрация растворенного вещества не превышает 0.1 моль/л, раствор неэлектролита обычно считают разбавленным. В таких растворах взаимодействие между молекулами растворителя существенно преобладает над взаимодействием между молекулами растворителя и растворенного вещества, поэтому последним обычно можно пренебречь. В случае более концентрированных растворов такое приближение неправомерно и для формального учета взаимодействия частиц растворителя и растворенного вещества, а также частиц растворенного вещества между собой, вводится эмпирическая величина, заменяющая концентрацию – активность (эффективная концентрация) а, связанная с концентрацией через коэффициент активности f, который является мерой отклонения свойств реального раствора от идеального: (III.17) Как правило, коэффициент активности меньше единицы (при малых концентрациях считают f = 1 и а = С). Необходимо отметить, что активность компонента не прямо пропорциональна его концентрации – коэффициент активности уменьшается с увеличением концентрации. 3.3 РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ 3.3.1 Теория электролитической диссоциации Законы Рауля и принцип Вант-Гоффа не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток – растворов электролитов. Обобщая экспериментальные данные, Я.Г. Вант-Гофф пришел к выводу, что растворы электролитов всегда ведут себя так, будто они содержат больше частиц растворенного вещества, чем следует из аналитической концентрации: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление для них всегда больше, чем вычисленные. Для учета этих отклонений Вант-Гофф внес в уравнение (III.16) для растворов электролитов поправку – изотонический коэффициент i : (III.18) Аналогичная поправка вносится в законы Рауля , и изотонический коэффициент определяется следующим образом: (III.19) Изотонический коэффициент для растворов электролитов всегда больше единицы, причем с разбавлением раствора i возрастает до некоторого целочисленного значения. Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах: 1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют; 2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом; 3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными). Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием полярных молекул растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность. Для оценки полноты диссоциации в теории электролитической диссоциации вводится понятие степень диссоциации б , которая равна отношению числа молекул n, распавшихся на ионы, к общему числу молекул N: (III.20) Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные ( б
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Жена причитает:
- Как ты мог, Вася! Ну как же ты мог!
Муж:
- Лена, ты о чём?! Что такое?
Жена, не обращая внимания, продолжает:
- Как ты мог! Эх, Вася-Вася...
- Да что ты, Лена, ведь я же ничего...
Жена, перебивая:
- Вот именно, Вася! Ты ничего! Ничего ты уже не можешь. А как ты мог, Вася! Как же ты мог!
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Лекции по коллоидной химии", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru