Лекція хімічна кінетика



Скачати 281.43 Kb.
Дата конвертації26.12.2016
Розмір281.43 Kb.
Факультет: хімічний

Кафедра: харчових технологій


Спеціальність: ТМ Прикладне матеріолознавство

Курас 1 курс

Назва дисципліни: хімія
Ф І П викладача: Чернушенко О.О.

Лекція
ХІМІЧНА КІНЕТИКА
На заставці ви бачити предмети, які на перший могляд ніяк не пов’язані з темою нашої лекції. Однак це не так. Треба розглядати процеси, що на них зображені, а це хімічні реакції. Свіжовідрізіна скибочка яблука досить швидко на повітрі вкривається коричневою плівкою, а бронзовий пам’ятник у вологому повітрі повільно вкривається нальотом зеленого кольору – основного карбоната купруму. Золоті прикраси зберігають на повітрі свою красу і блиск століттями. Петарда, кинута у полум’я, миттєво вибухає.

Цікаво, що з точки зору термодинаміки можливі всі ці процеси, навіть окиснення золота. Просто у них різні швидкості.

Для правильного розуміння перебігу хімічної реакції крім енергетичних характеристик ( DН, DS) необхідно також знати основні закономірності її перебігу за певний час, тобто мати дані про швидкість і механізм процесу.

Розділ хімії, який вивчає перебіг хімічних процесів за певний час, називається хімічною кінетикою.

Дослідження кінетики хімічних процесів має не тільки теоретичний, а й практичний інтерес. Необхідність врахування кінетичного фактора при розгляді хімічних реакцій можна побачити на прикладі взаємодії кисню і водню. Не звертаючи уваги на те, що реакція

2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) , DG = - 456,4 кДж

характеризується значним зменшенням енергії Гіббса, тобто є можливість самочинного перебігу процесу, за звичайних умов водень і кисень між собою не реагують, а їх суміш може зберігатися будь-який час. При наявності каталізатора чи при нагріванні до » 7000С (DG01000 = - 495,3 кДж) суміш реагує дуже швидко, а іноді навіть з вибухом. В обох випадках енергія Гіббса системи майже однакова, а кінетичні особливості різні.

Таким, чином від’ємне значення зміни енергії Гіббса є необхідною умовою, але не достатньою.

Так, для реакції N2 + 3Н2 = 2NН3 за стандартних умов DG < 0; однак за цих умов, тобто за температури 0°С і парціального тиску 1 атм (101 325 Па), аміак із суміші азоту і водню практично не утворюється, ця реакція йде дуже повільно. Для практичного одержання аміаку треба створити такі умови, щоб реакція відбувалася з достатньою швидкістю. Продуктив­ність апаратури, яку використовують у хімічній технології, металургії, передусім залежить від швидкості процесів.

Є багато інших галузей технології і науки, де швидкості реакцій належить провідна роль. Наприклад, з якою швидкістю згоряє паливо в автомобільному двигуні? Як швидко твердне бетон або нанесений на підлогу лак? Від чого залежить швидкість корозії металу?



Вивчення чинників, які впливають на швидкість процесів, визначення оптимальних умов, за яких можна здійснити реакцію добування заданої речовини, є предметом хімічної кінетики.

Перш ніж розглядати питання, що таке швидкість реакції, зазначимо, що хімічні реакції можуть відбуватися в гомогенній (однорідній) і в гетерогенній (неоднорідній) системах. Гомогенна система складається з однієї фази, гетерогенна — з кількох фаз.

Фазою називають однорідну частину системи, однакову за складом та властивостями і відокремлену від інших фаз поверхнею поділу.

Гомогенні реакції відбуваються в усьому об’ємі системи, гетерогенні – на поверхні поділу фаз. Прикладами гомогенних реакцій є реакції у газових сумішах, розчинах, гетерогенних – взаємодія металів з киснем, розчинами кислот, солей тощо.

Швіидкість хімічних реакцій

Хімічні перетворення відбуваються в разі зіткнення молекул, якщо в результаті зіткнення перебудовуються хімічні зв’язки, тобто зв’язки у вихідних молекулах розриваються, а нові зв’язки утворюються. Швидкість хімічних реакцій характеризує інтенсивність хімічного процесу, тобто число елементарних актів взаємодії чи розкладу в одиницю часу в одиниці об’єму (для гомогенних дій) чи на одиницю поверхні поділу фаз (для гетерогенних реакцій).



Для гомогенних процесів, які здійснюються без зміни об’єму, швидкість хімічної реакції визначають як зміна концентрацій реагуючих речовин чи продуктів реакції за одиницю часу.

Зміна концентрацій дорівнює різниці між концентрацією С2, яка відповідає моменту часу t2, і вихідною (початковою) концентрацією С1 в момент часу t1. Тоді середня швидкість реакції дорівнює:

v

Концентрація речовин у процесі реакції весь час змінюється, а це впливає на її швидкість, тому слід розглядати миттєву швидкість реакції, тобто швидкість у даний момент часу. Для гомогенних реакцій – це похідна концентрації за часом.

v








Оскількі швидкість хімічних реакцій завжди позитивна і характеризується зміною концентрацій реагируючих речовин (С21), то величина DС (dC) буде негативною і відношення DС/Dt (dC/dt) треба брати з знаком “мінус”. Якщо швидкість реакції визначають за зміною концентрації одного з продуктів реакції, то величина DС позитивна і відношення DС/Dt (dC/dt) необхідно брати із знаком “плюс”. Швидкість хімічної реакції дорівнює тангенсу кута нахилу дотичної до кривої залежності концентрації від часу:

v = tg a.

Швидкість хімічних реакцій залежить від природи реагуючих речовин, їх концентрацій, температури, наявності каталізатора і деяких інших зовнішніх факторів.

Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин - закон діючих мас

Необхідною умовою перебігу хімічної реакції поміж двома речовинами є зіткнення їх молекул. Швидкість хімічної реакції залежить від числа таких зіткнень в одиниці об’єму. Ймовірність зіткнення взаємодіючих молекул для гомогенної реакції пропорційна концентраціям реагуючих речовин.

Таким чином, швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин в ступенях, які дорівнюють коефіцієнтам, що стоять перед формулами речовин у відповідному рівнянні реакції.

Ця закономірність була встановлена експериментально у 1867 р. Гульбергом і Вааге і носить назву закона діючих мас (ЗДМ). Діючими масами на той час називали концентрації речовин.

Для взаємодії двох молекул, наприклад водню і йоду за рівнянням

Н2 + I2 = 2HI,

в элементарному акті якої приймають участь по одной молекулі, ЗДМ в математичній формі має вираз :

v = kC(H2)C(I2).


Для реакції

2NO + Cl2 = 2NOCl

швидкість v = kC2(NO)C(I2).

Для загальної реакції



aA + bB = cC + dD

швидкість дорівнює:

v = kCa(A)Cb(B) = k[A]a[B]b.

Величина k – коефіцієнт пропорційності поміж швикістю і концентрацією і називається константою швидкості реакції. Вона чисельно дорівнює швидкості реакції, якщо концентрація відповідних речовин дорівнює одиниці. Константа швидкості за сталої температури величина стала і характеризуєть природу реагуючих речовин.



Константа швидкості – це швидкість реакції за умови, що концентрації реагуючих речовин дорівнюють 1 моль/л.

Рівняння, що пов’язує швидкість реакції з концентраціями реагентів, називають рівнянням швидкості, або кінетичним рівнянням реакції.

Для більшості хімічних реакцій сумарне стехіометричне рівняння не відображає дійсного механізму процесу (проміжних стадій), а є загальним виразом для вихідних речовин і продуктів реакції. При цьому показники ступеню в законі діючих мас не дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам і мають формальний характер.

Розглянемо простий приклад. Фотохімічний розклад газоподібного НBr перебігає за стехіометричним рівнянням

2HBr (г) = Н2 (г) + Br2 (г).

Відомо, що в механізмі цієї реакції немає стадії взаємодії двох молекул HBr. Насправді ця фотохімічна реакція здійснюється за таким механізмом:

HBr +hv = H + Br;

H + HBr = H2 + Br;

Br + Br = Br2.

Таким чином, ніякого зв’язку між стехіометрією рівняння і механізмом реакції, як і між стехіометричними коефіцієнтами і показниками ступенів в кінетичному рівнянні, зовсім немає. Схожість, що спостерігається для деяких реакцій, має випадковий характер.

Перебіг більшості хімічних реакцій такий, що утворення продуктов відбувається через ряд проміжних елементарних стадій (послідовних чи паралельних), які можна вважати елементарними реакціями. Кожна з цих реакцій описується своїм кінетичним рівнянням. В таких випадках залежність швидкості від концентрації може виявитися дуже складною. Ситуація спрощується, якщо яка-небудь з цих стадій пребігає набагато повільніше від інших. Тоді вступає в силу один з важливих принципів кінетики – принцип лімітуючої стадії: швидкість складної реакційї визначається швидкістю найповільнішої (лімітуючої) елементарної стадії.

Цей принцип ще називають принципом бутилочного горлушка, вузького місця, вузького містка, тощо. Дійсно, якщо вода виливається через систему отворів, то швидкість всього процесу буде визначатися швидкістю її проходження крізь самий вузький отвір. Середня швидкість автомобіля на жвавій автомагістралі залежить від швидкості руху через “пробки” – місця, де збирається багато машин. Якщо взвод солдат біжить крос, то результат взводу визначається швидкістю бігу найповільнішого солдату.



Сума показників ступенів в рівнянні швидкості хімічної реакції (кінетичного рівняння) є важливою характеристикою механізму процесу і називається порядком хімічної реакції. Окремі показники ступенів концентрацій реагентів визначають порядок реакції щодо даної речовини.

Визначити порядок реакції можна графічно. Наприклад, маємо кінетичне рівняння v, де n-порядок реакції за речовиною А. Прологарифмуємо це рівняння отримаємо: ln v = ln k + n ln CA. Графіком цього рівняння є пряма лінія, тангенс кута нахила якої і є порядком реакції за речовиною А.



n=tgA=

Якщо порядок нулевий (швидкість не залежить від концентрації реагуючих речовин), то v = k чи . Тоді розмірність константи швидкості моль/лс

Це, наприклад, реакція розкладу кальцій карбонату: CaCO3CaO+CO2.

Швидкість реакції першого порядку описується кінетичним рівнянням

v = kC.

Розмірність константи визначається

Якщо у лівій частині рівняння записати значення швидкості через зміну концентрації реагуючої речовини за одиницю часу, то отримаємо:



.

Щоб знайти залежність концентрацій реагентів від часу, потрібно розв’язати отримане диференціальне рівняння, таким чином після інтегрування ми отримаємо інтегральне рівняння для кінетичного рівняння першого порядку

ln C = ln C0 - k (графік пряма лінія залежності lnC від , тангенс кута нахилу якої дорівнює –k)

чи

k = ln(C0/C).



Прикладом реакції першого порядку є розклад нітроген (V) оксиду:

N2O5 = 2NO2 + 1/2O2.

Для реакцій другого порядку кінетичне рівняння має вигляд

v = k C2; v = kCACB

Для визначення розмірності константи
Чи інша форма записум .

Інтегрування цього рівняння дає таку залежність концентрації речовини від часу перебігу реакції

1/C=1/C0 + k (пряма лінія, tg  дорівнює k)

чи

k = 1/C - 1/C0



Прикладом реакції другого порядку є взаємодія водня і йода

H2 + I2 = 2HI

розклад нітроген (IV) оксиду: 2NO2 = 2NO + O2.

Реакції третього порядку описуються кінетичними рівняннями

v = kC3 = kC12C2 = kC1C2C3.

Залежність концентрації від часу виражається рівнянням:

1/C – 1/C= 2k

Прикладом таких реакцій є:

2NO + O2 = 2NO2;

2NO + Br2 = 2NOBr.

Порядок реакції загалом визначає характер математичної залежності швидкості реакції від концентрації реагентів. Порядок реакції, тобто сума показників ступенів в кінетичному рівнянні, як правило, може приймати дробові значення.

Елементарний акт реакції відбувається внаслідок зіткнення молекул. Для характеристики механізму реакцій застосовують поняття молекулярності реакції.



Число молекул, які беруть участь в елементарному акті реакції, називають молекулярністю реакції.

Реакція, для перебігу якої необхідна тільки одна молекула, называється мономолекулярною реакцією. Це реакція розкладу чи перегрупування, наприклад:

I2 = 2I;

HBr = H + Br;

N2O5 = 2NO2 + 1/2O2.

Для бімолекулярної реакції для елементарного акту потріюна наявність двох часток (молекул, іонів, атомів):

H2 + I2 = 3HI.

В тримолекулярній реакції реагують одночасно три молекули (ці реакції трапляються дуже рідко):

2NO + O2 = 2NO2.

Реакція, молекулярність яких більше трьох, не буває, оскільки одночасно зіткнення в одній точці чотирьох і більше молекул малоймовірно. Фактично всі елементарні хімічні реакції є мономолекулярними чи бімолекулярними, тобто всі реальні хімічні реакції дуже прості, не враховуючи іноді складності сумарних стехіометричних рівнянь. Таким чином, сумарна форма рівняння хімічної реакції не відоюражає складності і багатостадійності процесу, який може складатися з декількох елементарних реакцій різного порядку.

Наприклад, для реакцій:

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O;

2C4H10 + 13O2 = 8CO2 + 10H2O

Суми коефіцієнтів перед формулами вихідних речовин дорівнюють відповідно 18 і 15, але це не означає, що в елементарних актах цих реакцій беруть участь такі кількості молекул. Такі реакції відбуваються за багатьма стадіями, кожна з яких моно- чи бімолекулярна.

Завдання. Написати кінетичні рівняння для реакцій (закон действующих масс)

а)СaO(к) + СО2(г) = СаСО3(к);

б)В2Н6(г) + 6Сl2(г) = 2ВСl3(г) + 6НСl;

в)2SO2(г) + О2(г) = 2SO3(г);

г)NH4Cl(к) = NH3(г) + HCl(г).
Вплив температури на швидкість реакцій. Енергія активації

Як зазначалося, умовою елементарного акта взаємодії є зіткнення реагуючих часток. Однак не кожне зіткнення може привести до хімічної взаємодії. Насправді, хімічна взаємодія передбачає перерозподіл електронної густини, утворення нових хімічних зв’язків і перегрупування атомів. Таким чином, крім зіткнення енергія реагуючих часток повинна бути більша за енергію відштовхування (енергетичний бар’єр) між їх електронними оболонками.

Внаслідок перерозподілу енергії частина молекул в системі завжди має певний надлишок енергії порівняно із середньою енергією молекул. Тому вони можуть подолати енергетичний бар’єр і вступити в хімічну взаємодію. Такі реакційноздатні молекули называють активними молекулами.

Різниця між середньою енергією системи і енергією, необхідною для перебігу реакції, називається енергією активації реакции.

Вона необхідна для подолання енергетичного бар’єра.

Наявність енергетичного бар’єра приводить до того, що багато реакцій, перебіг яких повністю можливий, самочинно не починається. Наприклад, вугілля, деревина, нафта, здатні окиснюватися і горіти на повітрі, за звичайних умов не спалахують. Це пов’язано з великою енергвєю активації відповідних реакцій окиснення. Підвищення температури збільшує кількість активних молекул, і тому все більше молекул кисню, вугілля, деревини в нафти набувають необхідний запас енергії для початку реакції. За певної температури швидкість реакції досягає певної величини, і починається реакція горіння.

Перш ніж почнуть утворюва­тись нові хімічні зв'язки, мають бути ослаблені або розірвані зв'язки між атомами у вихідних молекулах. Для цього потрібно затратити енергію. Так, у реакції водню з йодом

Н2 + І2 = 2НІ

під час зіткнення молекул починають подовжуватись зв'язки Н—Н та І—І. Вони послаблюються і тільки після цього починають утворюватись нові зв'язки Н—І. У результаті виникає угруповання


яке називають активованим комплексом, або перехідним станом.

Після утворення перехідного стану відбувається процес по­дальшої побудови нових зв'язків і остаточного розриву вихідних зв'язків. Процес хімічного перетворення можна відобразити та­кою схемою:

Зміну енергії реагуючих часток під час хімічного перетво­рення можна відобразити на енергетичній діаграмі, абсцисою якої є координата реакції, пов'язана з між'ядерними відста­нями


Таким чином, під час хімічного процесу перехід системи вихідних речовин із енергетичного стану Евих в енергетичний стан Епр здійснюється через енергетичний бар’єр, який дорівнює енергії активації системы Е0. При цьому тепловий ефект реакції

DН = Епр – Евих.
Для ендотермічної реакції енергія продуктів реакції більша, ніж енергія вихідних речовин, для екзотермічної, навпаки, енергія про­дуктів менша за енергію вихідних речовин (див. рис.). Однак в обох випадках між вихідними речовинами і продуктами реакції утворюється активований комплекс, що має підвищену енергію.

Різницю енергій перехідного стану і вихідних речовин на­зивають енергією активації, або потенціальним бар'єром, реакції.

Іншими словами, енергія активації — це найменша енергія, потрібна для такого послаблення зв'язків у вихідних молекулах, після якого енергія утворення нових зв'язків переважає затрати енергії для подальшого послаблення вихідних зв'язків. Утворення пере­хідного стану — процес енергетичне вигідніший, ніж повний розрив зв'язків у вихідних молекулах. Для більшості реакцій енергія активації менша за енергію, потрібну для розриву навіть найслабкішого зв'язку у вихідних молекулах.

Отже, у хімічному перетворенні можуть брати участь не всі молекули, а тільки так звані активні, тобто ті, що мають енер­гію, достатню для утворення перехідного стану.

Енергія активації DЕакт – важливая характеристика хімічних перетворень. Саме енергія активації затримує чи робить неможливими багато реакцій, які з точки зору термодинаміки можуть перебігати самочинно. Якщо б енергія активації для всіх реакцій дорівнювала нулю, то в природі відбувалася безлічь хаотичних хімічних, реакцій, для яких DG негативна. Так, вугілля і нафта при контактв з повітрям загоралися б, азот повітря і вода утворювали б розчин нітратної кислоти, живі б клітини зруйнувалися внаслідок гідролізу.

Таким чином, існування більшості молекул, кристалічних речовин і навіть живі клітини можливо тому, що процеси їх перетворення і руйнування пов’язані з подоланням значного енергетичного бар’єра.

Підвищення температури реагуючих часток внаслідок зростання швидкості молекул зумовлює зростання загальної енергії системи і відповідно збільшення відносного вмісту активних молекул, що рівноцінно зростанню швидксоті хімічної реакції. Вплив температури і енергії активації на швидкість хімічних реакцій можна виразити за допомогою залежності константи швидкості реакції k від температури Т і енергії активації Еакт:

,

або у логарифмічній формі



де А – множник Арреніуса чи частотний фактор, пропорційний числу зіткнень молекул.

Якщо концентраці реагуючих речовин дорівнюють 1 моль/л, то рівняння Арреніуса надає можливість виразити залежність швидкості реакції від температури:

.

Оскільки у рівнянні температура входить в показник ступеню, то швидкість хімічних реакцій в значній мірі залежить від зміни температури.

Експериментально встановлено, що залежність швидкості хімічної реакції від температури можна виразити у вигляді емпіричного правила Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусівшвидкість реакції зростає в 2-4 рази.

В математичній формі правило Вант-Гоффа записується так:


де Dt – різниця (зростання) температур; v1 – швидкість реакції до підвищення температури; v2 – швидкість реакції після підвищення температури (при температурі t2); g - температурний коефіцієнт швидкості реакції (g=2…4).

Температурний коефіцієнт показує, у скільки разів зросте швидкість реакції у разі підвищення температури на 10 градусів.



Це рівняння є наближеним, оскільки швидкість реакції, крім температури залежить також від енергії активації, яка, в свою чергу, залежить від температури.

Каталіз


Каталізатор — це речовина, яка бере участь у проміжних стадіях, змінює швидкість реакції, але не входить до складу продуктів реакції і залишається після реакції в незмінній кількості.

Каталізатори майже завжди підвищують швидкості реакцій. Вони мають величезне значення в промислових і лабораторних хімічних процесах, а також у хімічних реакціях, що відбувають­ся в живих організмах, атмосфері, океанах.

Так, у зелених листках рослин під дією особливих каталіза­торів — ферментів — з вуглекислого газу і води з поглинанням сонячного світла синтезуються різноманітні складні органічні сполуки. В організмі людини за участю ферментів відбуваються складні процеси перетворення хімічних сполук, що забезпечу­ють життєдіяльність організму. Без каталізаторів неможливо було б добувати аміак, сірчану та азотну кислоти, більшість продуктів органічного синтезу.

Саме тому прогрес у хімічній промисловості значною мірою пов'язаний з розробкою нових каталізаторів, застосування яких забезпечило б збільшення виходу продуктів реакцій з одночас­ним зменшенням енергозатрат і кількості відходів, захистом навколишнього середовища від забруднення, відкриттям нових можливостей у галузі синтезу багатьох цінних речовин.

Швидкість реакції істотно залежить від енергії активації, причому зменшення енергії активації (потенціального бар'єру) забезпечує зростання швидкості. Здебільшого дію каталізаторів пояснюють тим, що вони знижують енергію активації. Каталіза­тор бере участь у проміжних стадіях реакції, змінює шлях ре­акції. За наявності каталізатора виникають інші активовані ком­плекси, для утворення яких потрібна менша енергія, ніж для утворення активованих комплексів без каталізатора. Наприклад, якщо деякій реакції

А + В = АВ

відповідає певна енергія активації Еа то за наявності каталіза­тора К речовина А спочатку утворює з ним нестійку сполуку:



А + К = А...К (Е'а),

яка далі реагує з речовиною В з виділенням каталізатора К й утворенням кінцевого продукту:



А...К + В = АВ + К (Еа).

Значення енергії активації проміжних стадій (Е'а та Е'а) менші за енергію активації реакції, яка відбувається без каталізатора, тому більша частка молекул матиме достатню енергію для утворення активованих комплексів, що виникають за наявності каталізатора.

Схема, що відображає різницю енергій активації стадій каталітичного процесу і того самого процесу, який відбувається без каталізатора, наведено на




рис..
Розрізняють два види каталізу — гомогенний і гетерогенний. У гомогенному каталізі каталізатор і речовини, що беруть участь у реакції, утворюють одну фазу (газ або розчин). У ге­терогенному каталізі каталізатор перебуває в системі у ви­гляді самостійної фази. Прикладом гомогенного каталізу є наве­дена вище реакція розкладу ацетальдегіду за наявності йоду (всі речовини за підвищеної температури перебувають у газо­подібному стані), гетерогенного — розклад йодоводню за наяв­ності золота або платини.

Реакція 2Н2О2 = 2Н2О + О2, яка відбувається у водному розчині, прискорюється в разі дода­вання іонів ОН- (розчину лугу), вільного Вr2 або твердого МnО2, тобто для однієї й тієї самої реакції можливий і гомогенний, і гетерогенний каталіз.

У хімічній промисловості найширше „застосовують гетероген­ний каталіз. Найчастіше — це газові реакції, що відбуваються на поверхні твердих каталізаторів. Перевага цього виду каталізу полягає в тому, що каталізатор нескладно відокремити від про­дуктів реакції і вихідних речовин, які не прореагували. У ката­лізатора має бути велика («розвинута») поверхня. Це означає, що якісний каталізатор має пористу структуру або перебуває в дуже подрібненому (високодисперсному) стані. На практиці ка­талізатори наносять на спеціальні носії (алюмосилікати, силіка­гель, оксид алюмінію та ін.), які мають дуже розвинуту поверх­ню. В порах цих носіїв мають формуватися активні центри, тоб­то такі угруповання атомів, на яких і відбувається задана реак­ція. Створенню активних центрів сприяють спеціальні активуючі добавки, які називають промоторами. Так, невелика добавка сульфатів лужних металів значно підвищує активність V2O5 — каталізатора окиснення SO2 до SO3; добавки Аl2О3 та К2О — активність заліза, що є каталізатором синтезу аміаку.

Активність каталізаторів значно зменшується за наявності в газовій суміші каталітичних отрут — домішок, які міцно зв'язуються з активними центрами каталізатора і перешкоджа­ють реакції. Прикладом можуть бути домішки сірководню в азо-товодневій суміші, який є каталітичною отрутою в разі добуван­ня аміаку. З огляду на це вихідні газові суміші ще до контакту з каталізатором слід дуже ретельно очищати від цих шкідливих домішок.


Лекція

Дисперсні системи. Характеристики дисперсних систем. Розчини. Способи вираження концентрацій розчинів

Розчини відносяться до дисперсних систем.

Дисперсні системи це системи, в яких одна з речовин у вигляді дрібних частинок розподілена в об'ємі іншої речовини

Речовина, що розподіляється - дисперсійна фаза або розчинена речовина.

Речовина в об'ємі, який розподілено інша речовина - дисперсійне середовище або розчинник

Розчином називається рідка або тверда гомогенна система, що складається з двох і більш за компоненти.

Розчинник зазвичай називають той компонент, якого більше. Розчини характеризуються однорідністю зберігають властивості вхідних в нього компонентів.

Розчинення кристала можна представити таким чином:

При внесенні кристала від його поверхні під дією розчинника відриваються окремі молекули і завдяки дифузії рівномірно розподіляються за всім обсягом. Молекули в кристалі коливаються, ослабляючи тим самим зв'язки зазнають тяжіння, со сторони розчинника відриваючись від кристала. З іншого боку спостерігається і зворотний процес кристалізація. Чим більше розчинника, тим більше молекул переходить в розчин.

У 19 сторіччі існували два погляди на утворення розчинів

Фізична теорія розглядала утворення розчину дробленням розчинником розчиненої речовини до молекулярного рівня. Проте вона не могла пояснити теплового ефекту при розчиненні, зменшення об'єму при змішуванні, наприклад спирту і води


  • не могла пояснити наявності солей-кристаллогидратов

Крісталлогидрати - Речовини в кристали, яких входить молекули води. Вода, що міститься в кристалах речовин носить назву кристалізації. При багато солей здатні гідролізуватися - притягати до себе воду. Склад кристаллогидратов прийняти зображати формулами що показують кількість води кристалізації на одну молекулу речовини СuSO4 5H2O. Міцність зв'язку води кристалізації різна. Багато хто втрачає воду кристалізації при кімнатній температурі інші при нагріванні.

Хімічна теорія розглядала процес розчинення як хімічну взаємодію розчиненої речовини і розчинника.

В даний час процеси розглядаються як сукупність хімічного і фізичного погляду на цей процес.


  1. руйнування структури і дифузія частинок в масі розчинника - це фізичний процес що супроводжується поглинанням тепла

  2. гидратация частинок розчиненої речовини - хімічний процес - що супроводжується виділенням тепла

Тепловий ефект реакції залежить від суми теплових ефектів

Нраств = Нхим + Нфіз



  1. Для ендотермічного процесу Н 0

При розчиненні солей NaNO3; KCl; K2SO4; KNO3 NH4Cl температура знижується

  1. Для екзотермічних процесів Н>H Hраств < 0

При розчиненні речовин AgNO3; Zn2SO4; KOH температура знижується

Розчин - физико-хімічна система, яка містить розчинену речовину, розчинник і продукти хімічної взаємодії розчинника і розчиненої речовини

Розчини займають проміжне положення між хімічними сполуками і механічними сумішами.

Розчинністю називається здатність речовини розчинятися в тому або іншому розчиннику

Розчинність можна показувати як кількість розчиненої речовини в 1 л розчину, або маса речовини, яка може розчинитися в 100 грамах розчинника.

По розчинності речовини діляться на



Розчинні (10 г речовини в 100 г води)

Нерозчинні

Малорозчинні (0.01 г речовини розчиняється в 100 г води)

Розчини слід ділити на:



ненасичені

насичені

пересичені

Ненасичений розчин це розчин, в якому можна розчинити ще деяку кількість речовини

Насичений розчин це розчин, в якому розчинена речовина і осад знаходяться в рівновазі.

Пересичені розчини Розчинність речовин залежить від температури. Якщо приготувати гарячий насичений розчин, а потім його поволі охолодити те можна отримати розчин, що містить значно більшу кількість розчиненої речовини, чим містив би насичений холодний розчин

Склад розчину може виражатися різними способами. У хімічній практиці що найбільш вживаються.

Для кількісної характеристики розчинів використовують поняття концентрированный або розбавлений розчин

Розбавлений розчин містить невелика кількість розчиненої речовини і велика кількість розчинника.

Концентрированный розчин містить велика кількість розчиненої речовини і невелика кількість розчинника.

Концентрація розчину називають кількість розчиненої речовини, що міститься певній масі або об'ємі



способи виразу концентрації:

Масова частка

Показує скільки грам розчиненої речовини розчинено в 100 г розчину. І є відношенням маси розчиненої речовини до маси розчину. Може бути виражено в долях від 1 і у відсотках.

W%=

Молярна частка


  • відношення кількості розчиненої речовини (або розчинника) до суми кількостей всіх речовин, складових розчин.

У разі, коли розчин складається з однієї розчиненої речовини і розчину

Молярна частка розчиненої речовини рівна:

N2 =

Молярна частка розчинника

N1 =

Де - кількість розчинника



  • кількість розчиненої речовини

Моляльность - відношення кількості розчиненої речовини до маси розчинника Показує кількість речовини в 1000 г розчинника ()

Титр - відношення маси розчиненої речовини до об'єму розчинника

Т = . г/мл

Молярна концентрація (молярність)

Показує кількість розчиненої речовини в одному літрі розчину.


  • це відношення кількості розчиненої речовини до об'єму розчину. Зазвичай молярність позначають буквою СМ

2 М розчин хлориду натрію означає, що 1 літр розчину хлориду натрію містить 2 моля сухого хлориду натрію.

СМ =2 М=2 Моль/літр



  • СМ =

Еквівалентна концентрація або нормальність

-это відношення числа еквівалентів розчиненої речовини до об'єму розчину



  • Зазвичай нормальність позначають буквою СN

2 H розчин хлориду натрію означає, що 1 літр розчину хлориду натрію містить 2 моля еквівалентів сухого хлориду натрію.

СN =2 H=2 Моль/літр



  • СN =



  • Лекція

Колігативні властивості розчинів. Осмос.
Якщо в концентрований розчин якого або речовини, що знаходиться в циліндрі налити небагато розчинник без перемішування, то через деякий час концентрація розчину за всім обсягом вирівнюється. Таким чином, розчинник і речовина прагнуть рівномірно розповсюдитися за об'ємом никнувши один в одного. Таке двостороннє переміщення обумовлене тепловим рухом частинок і складає суть дифузії

Дифузія - це процес мимовільного переміщення речовини, результатом якої є рівномірний розподіл концентрації в об'ємі

Дифузія може бути односторонньою, якщо розчин з різною концентрацією (розчин і розчинник) перегороджені підлозі проникаючою перегородкою, яка пропускає лише розчинник

Прикладом таких перегородок є - пергамент, целофан тд.

Візьмемо судину, розділену такою перегородкою на дві частини. Зліва буде судина з чистою водою, а справа - розчин, якого або речовини. Оскільки концентрації розчинів вирівнюватимуться, і молекули води диффундируют через перегородку розбавляють розчин. Рівень води з лева зменшуватиметься, а з права - збільшувався.

Така одностороння дифузія молекул розчинника через напівпроникну мембрану називається осмосом. А тиск, який виникає в наслідку дифузії розчинника в розчин, називається осмотичним тиском. Величина осмотичного тиску обумовлена зовнішнім тиском, який необхідно прикласти до розчину для припинення осмосу.

Осмотичний тиск залежить від концентрації раствора- чим більше концентрація розчину, тим більше осмотичний тиск. Величина осмотичного тиск розчину чисельно рівна тому тиск, яку проводила б розчинена речовина, знаходячись в газоподібному поляганні в тому ж об'ємі і тій же температурі, що в розчині

Математично закон Вант Гоффа має вигляд

Росм = СRT

С- концентрація в моль л

Величина осмотичного тиску для розчинів не залежить від природи розчинника і розчиненої речовини

Таке явище як осмос грає важливу роль в біосистемах - мембрани кліток тварин і рослин. Процес засвоєння пищи, обміну речовин пов'язаний з проникненням води речовин через клітки.

Як уже зазначалося, більшість хімічних реакцій у промисло­вості та наукових дослідженнях проводять саме в розчинах. Піс­ля цього синтезовані речовини виділяють з розчинів перегонкою або кристалізацією, тому вивчення процесів кипіння і кристалі­зації розчинів має важливе практичне значення.

Розглянемо, як змінюються температури кипіння і замерзання двокомпонентних рідких розчинів нелетких речовин у летких розчинниках. Температури кипіння і замерзання рідини пов'я­зані з тиском насиченої пари цієї рідини .

Тиск насиченої пари над кожною рідиною за певної температури є сталою величиною, але якщо в цій рідині розчинити якусь речовину, тиск її насиченої пари зміниться. В разі, коли розчинена речовина є нелеткою, тиск насиченої пари рідини зменшується. Це можна пояснити тим, що після розчинення в рідині нелеткої речовини концентрація розчинника в рідкій фазі зменшується. Згідно з принципом Ле Шательє рівновага між парою і розчином зміщується так, щоб послабити це зменшення; для цього частина молекул розчинника переходить з пари в рі­дину. Зменшення тиску насиченої пари рідини можна також пояснити, розглянувши зміну швидкості випаровування і конденсації. Справді, внаслідок розчинення нелеткої речовини в рідині частину поверхні рідини займуть молекули цієї речовини, які за рахунок перебігу процесу сольватації зв'яжуть частину молекул розчинника. Це зумовить зменшення швидкості випаровування розчинника. Швидкість конденсації стане більшою за швидкість випаровування, частина молекул розчинника перейде з парової фази в рідку. Число молекул в одиниці об'єму пари і відповідно тиск насиченої пари зменшаться, встановиться нова рівновага з меншими швидкостями процесів випаровування і конденсації.

Природно, що тиск насиченої пари розчинника над розчином Р пропорційний його концентрації в розчині. Найзручніше концентрацію розчинника виражати його молярною часткою N(S):





тиск насиченої пари над розчином нелеткої речовини дорівнює її тиску над чистим розчинником, помноженому на молярну частку розчинника в розчині.

Часто важливо знати не сам тиск насиченої пари, а різницю між тисками насиченої пари над розчинником і над розчином. Різницю ро-Р називають зниженням тиску насиченої пари над розчином. Величина ро-Р залежить від концентрації роз­чиненої речовини. Справді,



Оскільки— молярна частка розчиненої речовини, то





Отже,


відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином нелеткої речовини дорівнює молярній частці розчиненої речовини.

Залежність тиску насиченої пари над розчином від його концентрації установив французький учений Ф. М. Рауль, тому пов'язані між собою рівняння та відповідні формулювання називають першим законом Рауля.

Слід зазначити, що зниження тиску насиченої пари над роз­чином залежить тільки від числа частинок (молів) розчиненої речовини і не залежить від її властивостей (маси частинок, їхніх розмірів, хімічної природи та ін.).

Прямим наслідком зниження тиску насиченої пари над роз­чинами є зростання температур їх кипіння і зниження температур кристалізації.

Як уже зазначалося, рідина починає кипіти, коли тиск її на­сиченої пари досягає зовнішнього (атмосферного) тиску. Залежність тиску насиченої пари над розчинником виражає крива ОА. Аналогічна крива для розчину нелеткої речовини в рідині ( крива DE) згідно з першим законом Рауля лежить нижче від кривої ОА, Температура кипіння рідкого розчинника (вихідної рідини) за атмосферного тиску відповідає Т°кт. За цієї температури розчин не кипітиме, бо тиск його на­сиченої пари нижчий від атмосферного. Щоб тиск насиченої пари над розчином досягнув атмосферного, розчин требапідігріти до температури Ткип .

Різницю (Ткип - Т°ип) = ∆ТКИП називають підвищенням тем­ператури кипіння розчину. Якщо взяти розчин з вищою кон­центрацією розчиненої речовини, то тиск його насиченої пари буде ще нижчим, а температура кипіння відповідно зросте на ще більшу величину. Зниження тиску насиченої пари розчину визначається молярною часткою розчиненої речовини, тому й підвищення температури кипіння ∆ТКИП розчину пропорційне числу молів розчиненої речовини в певній кількості розчинника:



де b(Х) — моляльна концентрація розчиненої речовини, тобто число її молів в 1 кг розчинника.Фізичний зміст коефіцієнта пропорційності Е можна з'ясувати, прийнявши змінну величину b(Х) за одиницю, тобто 1 моль/кг. За цієї умови АТКИП = Е, тобто Е — це підвищення температури ки­піння одномоляльного розчину. Ф. М. Рауль довів, що розчини різних речовин з однаковою моляльною концентрацією в одному й тому самому розчиннику мають однакові значення ∆ТКИП. Отже, ∆ТКИП (і, відповідно, значення Е) не залежить від природи розчи­неної речовини. Проте розчинам однієї й тієї самої речовини в різних розчинниках з однаковою моляльною концентрацією розчиненої речовини b(Х) відповідають різні значення ∆ТКИП.

Отже, можна дійти висновку, що константа Е залежить від природи розчинника і тому її називають ебуліоскопічною сталою розчинника. Наприклад, для води, бензолу й оцтової кислоти значення ебуліоскопічної сталої відповідно дорівнюють 0,516, 2,57 і 3,10 К • кг/моль.

Під час охолодження розбавленого розчину кристалізація розпочинається з появи кристалу розчинника, який перебуває в рівновазі з рідким розчином. Наприклад, у разі охолодження розбавлених водних розчинів речовин утворюються кристали льоду. Рівновага між рідкою і твердою фазами встановлюється, коли тиск насиченої пари над ними однаковий. Для розчинника така рівновага встановлюється в потрійній точці. Потрійній точці відповідає температура температура замерзання рідкого розчинника.

Проте рідкий розчин за цієї температури не перебуватиме в рівновазі з твердою фазою, оскільки тиск насиченої пари над цими фазами неоднаковий. Ця умова виконується в точці пере­тину кривих ВО і DE (О1), що відображають залежності тиску насиченої пари від температури відповідно над твердим розчин­ником (наприклад, льодом) і над розчином. Точка О' зміщена в бік нижчих температур відносно точки О, .тобто розчин замерзає за температури Тзам нижчої за температуру за­мерзання розчинника. Різниця (T°-Тзам), яку позначають ∆Тзам, називають зниженням температури замерзання розчину.

Зі збільшенням концентрації розчину тиск насиченої пари над ним дедалі знижується, відповідно зміщується в бік нижчих температур і точка замерзання розчину, тому



Коефіцієнт пропорційності К відповідає зниженню темпера­тури замерзання розчину за b(Х) = 1 моль/кг. Вивчаючи темпе­ратури замерзання розчинів, що містили різні розчинені речо­вини в одному й тому самому розчиннику та одну й ту саму розчинену речовину в різних розчинниках, Ф. М. Рауль дійшов висновку, що величина К не залежить від природи розчиненої речовини, але є різною для різних розчинників, тому її було названо кріоскопічною (від грецьк. крио — холод) сталою розчинника. Наприклад, для води, бензолу та оцтової кислоти кріо­скопічні сталі К дорівнюють відповідно 1,86, 5,12 і 3,90 К • кг/моль.

Проаналізувавши рівняння , можна дійти висновку, що ∆ТКИП і ∆Тзам пропорційні числу молів розчиненої речовини. Оскільки кожен моль містить однакове число молекул (6,022 • 1023), то ці властивості розчинів залежать тільки від чис­ла частинок розчиненої речовини. Отже,

підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання розчинів пропорційні числу частинок розчине­ної речовини і не залежать від її природи.

Закони Рауля справедливі для розбавлених розчинів нелетких речовин, які в розчиненому стані не проводять електричний струм (неелектролітів).

Оскільки закони Рауля справедливі для розбавлених розчинів, значення ебуліоскопічної та кріоскопічної сталих не можна визначити експериментальне для розчинів з моляльною концентрацією b = 1 моль/л, Ці розчини вже є достатньо концентрованими, тому експериментальне визначають ∆ТКИП і ∆Тзам більш розбавлених розчинів, після чого за співвідношеннями обчислюють значення ебуліоскопіч­ної Е та кріоскопічної К сталих.

За експериментальне знайденими значеннями ∆ТКИП і ∆Тзам визначають молекулярні маси розчинених речовин. Частіше ви­користовують кріоскопічний метод, оскільки визначення ∆Тзам є точнішим і простішим. Для обчислення молекулярної маси (або чисельно рівної їй молярної маси) у формулу підставимо:



Тоді



Звідки

Такого висновку дійшов Ф. М. Рауль, згодом його було названо другим законом Рауля.


База даних захищена авторським правом ©lecture.in.ua 2016
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка