Общие закономерности химических реакций.

Выводы

Таким образом, на основании данной работы можно сделать следующие выводы. Химические явления с начала веков проникли в нашу повседневную жизнь и играют в ней одну из ведущих ролей. Разнообразие реакций подтолкнуло учёных к разработке различных теорий и закономерностей химических процессов, основными из которых являются учение о состояниях – химическая термодинамика и учение о переходах из одного состояния в другое – химическая кинетика. Они, по моему мнению, бесспорно, занимают почётное место в физической химии.
Разработанные великими учёными и рассмотренные в данном реферате закономерности протекания химических реакций играют важную роль в понимании тех или иных процессов. Химическая реакция идёт самопроизвольно в направлении уменьшения энергии Гельмгольца и Гиббса с точки зрени ...

Содержание

1 Введение………………………………………………………………….....3
2 Классификация химических реакций……………………………………..4
3 Закономерности протекания химических реакций……………………....5
3.1 Термодинамические закономерности
протекания химических реакций……………………………………………5
3.2 Кинетические закономерности протекания химических реакций…....9
3.3 Химическое равновесие…………………………………………………14
4 Выводы……………………………………………………………….…….17
5 Список использованной литературы……………………………………..18

Введение

Часто встречающееся определение химии – это наука о веществах, их свойствах и взаимных превращениях. Но в последнее время основной акцент ставится на изучение процессов взаимных превращений одних веществ в другие, то есть на химические реакции. Химические процессы происходят в окружающем нас мире повсюду. Типичный пример – процессы горения разнообразных веществ (метан, уголь, бензин, керосин).
Общее изображение химической реакции производится с помощью уравнения

где вещества А и В, которые вступают в химическую реакцию, являются реагентами или исходными веществами, а новые вещества С и D, которые образуются в процессе протекания химической реакции, – продуктами или конечными веществами. Величины a, b, c и d в уравнении реакции – это стехиометрические коэффициенты. Это целоч исленные параметры, которые показывают, какое количество вещества вступает в химическое взаимодействие и какое получается после него.
Различные закономерности протекания химических реакций исследуются с давних пор, написано множество научной и научно-исследовательской литературы на данную тематику, в которой отражаются наиболее важные аспекты рассматриваемой темы. Множество исследований, направленных на изучение протекания химических процессов, проводится в настоящее время, поэтому данная тема является очень актуальной. В связи с этим, целью данного реферата является рассмотрение различных подходов для исследования протекания химических реакций.
Использование термодинамического метода исследования химических процессов помогает сделать вывод о возможности протекания изучаемого явления в рассматриваемых условиях, а также о глубине его протекания. Химические реакции могут идти с абсолютно любыми скоростями – от чрезвычайно больших до очень маленьких. В некоторых случаях нужно повысить скорость химической реакции, в других – уменьшить. В связи с этим исследование закономерностей протекания химических явлений чрезвычайно важно.

Для данного случая при постоянном давлении изменение энтальпии представляет собой тепловой эффект данной термохимической реакции.
Для расчёта тепловых эффектов химических превращений используется закон Гесса, который гласит, что тепловой эффект реакции не зависит от пути её протекания, а определяется конечным и начальным состоянием системы. На основании этого закона и многочисленных справочных данных по стандартным энтальпиям образования веществ легко вычислять тепловые эффекты химических реакций. Так для реакции приведённой выше стандартное (298 К и 1 атм) изменение энтальпии равно
где – это стехиометрические коэффициенты.
Если ΔН<0, то это превращение относится к экзотермической реакции, если ΔН>0, то – к эндотермической реакции. При экзотермическом процессе происходит понижение энергии системы, что является выгодным. Эндотермическая реакция не выгодна с энергетической точки зрения, так как она требует затрат тепла из окружающей среды.
Так, например, горение водорода и азота очень сильно различаются по тепловому эффекту реакции.
Таким образом, рассчитывая тепловой эффект химической реакции, можно предположить в каком направлении пойдёт процесс. Из предложенного примера следует, что энергетически выгодным течением реакции является образование воды из молекулярного водорода и кислорода и формирование молекулярного азота и кислорода из оксида азота (I).
Теплоэффект химической реакции является важным критерием для определения её направления, но при этом не достаточным, так как существует второй закон термодинамики. Одна из его формулировок гласит, что нельзя построить машину, в которой в результате кругового процесса тепло переносится от холодного тела к горячему. Он вводит новую величину – энтропию системы (S). Энтропия это мера упорядоченности системы, она характеризует ту часть энергии, которую нельзя превратить в работу. В аналитическом виде второй закон для обратимых процессов записывается следующим образом:
где Т – это температура.
Энтропия газов всегда больше энтропии жидкостей, которая, в свою очередь, больше энтропии твёрдых тел. Это связано с увеличением числа степеней свободы при переходе от твёрдого к жидкому и далее к газообразному состоянию вещества.
Изменение энтропии однозначно указывает направление процесса только в изолированной системе. Так, химические реакции, идущие самопроизвольно в этом случае, протекают только с её ростом.
Изменение энтропии рассчитывается также как и в случае энтальпии, так как эти величины для огромного количества веществ приведены в различных справочниках по физической химии
Объединяя первый и второй закон термодинамики и разбивая работу на механическую и полезную, получается выражение
Из этого уравнения можно получить однозначные критерии направленности протекания любых процессов. Выражая полезную работу при постоянном объёме и температуре, помня, что , получим выражение
Данная величина называется изменением энергии Гельмгольца и обозначается ΔF. Выражая полезную работу при постоянном объёме и давлении, получим выражение
Полученная величина представляет собой изменение энергии Гиббса и обозначается ΔG.
Зная правила расчёта изменения энтальпии и энтропии легко показать, что
Таким образом, направление химической реакции определяется двумя факторами – это тепловой эффект и изменение энтропии в конкретном химическом процессе.
В итоге, самопроизвольные процессы протекают с уменьшением энергии Гельмгольца и Гиббса. Если ΔF<0 или ΔG<0, то процесс разрешён термодинамически. Так, например, одной из самых выгодных химических реакций является горение твёрдого тела. При этом образуется значительное количество тепла и газообразных веществ, что говорит об увеличении энтропии системы.
Например, горение углерода при стандартных условиях протекает с большим понижением энергии Гиббса, так как
Кинетические закономерности протекания химических реакций
Химическая кинетика – это наука о скоростях химических реакций и механизмах превращения реагентов. При изучении скорости реакции требуется определить аналитическое выражение, которое предсказывало бы изменения количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания химического процесса.
При изучении механизма реакции необходимо выявить эле­ментарные стадии всего химического превращения и последовательности их про­текания. Обычно процесс состоит из не­скольких промежуточных стадий, которые, складываясь, и дают полную реакцию. Скорость химической реакции (υ) определяется количе­ством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема. Изменение концент­рации (ΔС) одного из реагентов при постоянном объеме и температуре за определённое время (Δt) даёт следующее выражение для скорости реакции:
Важнейшими факторами, которые влияют на скорость любой химической реакции являются: концентрация, температура и присутствие ка­тализатора. Рассмотрим каждый фактор более подробно.
Увеличение концентрации реагентов приводит к повышению скорости химической реакции, так как в этом случае происходит более частое соударение реагирующих частиц в заданном объе­ме. Аналитическая зависимость скорости химической реакции от молярных концентраций реагентов записывается на основании закона действующих масс, который гласит, что скорость химической реакции при постоянной темпе­ратуре прямо пропорциональна произведению концентра­ций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов
где k - константа скорости, [А] и [В] - моляр­ные концентрации веществ А и В, а и b – стехиометрические коэффициенты.
Формально константа скорости – это скорость химической реакции при концентрации реагирующих веществ равных единице. Данное выражение для скорости химического превращения является справедливым только для реакций в газе или в растворе. Для твёрдофазных процессов следует учитывать также размер поверхности, на которой протекает реакция, поскольку только на поверхности раздела фаз мо­лекулы различных веществ могут сталкиваться между собой. При увеличении поверхности происходит рост скорости реакции. Для многих газофазных реакций и некоторых превращений в растворе константы скорости при определённой температуре приведены в справочных таблицах.
При увеличении температуры скорость химических реакций существенно возрастает, так как химическое взаимодействие происходит только при столкновении активных молекул, которые обладают повышенной энергией для преодоления энергетического барьера реагентами. Эта энергия называется энергией активации, а молекулы с такой энергией – активированным комплексом или переходным состоянием. Повышение температуры приводит к увеличению числа таких активных молекул.
По закону Аррениуса, константа скорости химической реакции зависит от температуры следующим образом
где Еa – энергия активации, R – универ­сальная газовая постоянная, Т – абсолютная температура, А – предэкспонентный множитель. Соотношение между энергией активации и тепловым эф­фектом реакции представлено на рисунке 2.
Рис. 2 Соотношение между энергией активации и энергией реакции (тепловым эффектом)
Из рисунка видно, что любая химическая реакция – это совокупность элементарных химических актов, которые протекают через переходное состояние с энергией активации, которая обусловлена энергетическим барьером. Только преодоление этого барьера позволяет реагентам превратиться в продукты, а это влечёт за собой ещё одну важную закономерность протекания химических реакций. Каким бы термодинамически выгодным не был процесс, он не будет происходить, пока реагирующие вещества не преодолеют активационный барьер. Обычно энергия активации тем меньше, чем более выгодна химическая реакция с точки зрения термодинамики и наоборот.
Так, например, образование воды протекает с сильным понижением энергии, но при стандартных условиях этот процесс не идет, так как очень мала его скорость. Это объясняется тем, что одна из элементарных стадий формирования воды требует преодоления высокого энергетического барьера. Только активация этой стадии, например, нагреванием или электрическим разрядом, позволяет молекулам водорода и кислорода прореагировать.
Физическое воздействие не всегда можно использовать для активации химического процесса. Для преодоления высокого барьера иногда требуется изменить маршрут реакции. Для этого в реакционную смесь добавляют специальные вещества, называемые катализаторами (К), которые ускоряют химическое превращение, участвуя в нём, но восстанавливающиеся в неизменном виде и количестве в конце реакции. Механизм действия катализаторов состоит в том, что он образует через низкий активационный барьер высоко реакционный промежуточный продукт (интермедиат) при взаимодействии с одним из реагентов, а интермедиат также с малой энергией активацией взаимодействует со вторым реагентом, после чего катализатор восстанавливается в неизменном виде. Так, например, химическая реак­ция А + В = АВ без катализатора протекает медленно, в то время как при его наличии уже быстро, так как данное вещество реагирует с одним из реагентов, образуя интермедиат А + К = АК. Далее нестабильное соединение АК взаимодействует со вторым реагентом В с образованием конечного продукта реакции АВ и восстановленным ка­тализатором К в первоначальном виде АК + В = АВ + К.
По похожей схеме протекает реакция этерификации – образования сложных эфиров из карбоновых кислот и спирта под действием сильной кислоты в качестве катализатора. Этот процесс кислотного катализа представлен на рисунке 3.
Рис. 3 Механизм этерификации при кислотном катализе
Рассмотренная реакция без катализатора протекает чрезвычайно медленно. При протонировании карбоновой кислоты возникает интермедиат, который способен провзаимодействовать со спиртом с образованием ещё нескольких промежуточных соединений, которые в конечном итоге дают сложный эфир и высвобождают кислоту.
В итоге, анализ кинетических закономерностей приводит к выводу, что химическая реакция при наличии нескольких альтернативных путей будет протекать по тому, у которого имеется наименьший энергетический барьер, невзирая на термодинамику этого процесса. В этом случае говорят, что реализуется кинетический контроль химической реакции. По прошествии довольно большого количества времени молекулы всё же смогут накопить достаточное количество энергии, чтобы преодолеть более высокий активационный барьер и, тогда будут образовываться термодинамически более выгодные продукты. В этом случае будет реализовываться термодинамический контроль химической реакции. Данная ситуация означает, что наступило химическое равновесие, то есть скорость прямой и обратной реакции одинаковые и образование продуктов контролируется только термодинамическими факторами. Если химическая реакция протекает необратимо, что соответствует условию ухода одного из продуктов из реакционной среды (образование газа при горении органических веществ, выпадение осадка при образовании нерастворимой соли, получение мало диссоциирующего соединения, например, воды при реакциях окисления), то термодинамическое равновесие никогда не наступит за конечный промежуток времени. Такие реакции будут иметь кинетический контроль. Если химический процесс идет обратимо, что соответствует возможности протекания реакции в противоположных направлениях в одних и тех же условиях, то он будет иметь термодинамический контроль.
Химическое равновесие
Химическое равновесие обратимых реакций характеризуется константой равнове­сия. Для обратимого процесса, который имеет вид
где k1 и k2 –константа скорости прямой и обратной реакции соответственно, можно записать согласно закону действующих масс, что скорость прямого и обратного химического процесса
В состоянии химического равнове­сия скорости прямой и обратной реакций равны
где К - константа равновесия, равная от­ношение констант скорости прямой и обратной реакций или отношению произведений равновесных мольных концентраций продуктов и реагентов взятых в степенях стехиометрических коэффициентов.