Мишустин А.И. - Физическая химия для групп М
Описание файла
Документ из архива "Мишустин А.И. - Физическая химия для групп М", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "физическая химия" из 4 семестр, которые можно найти в файловом архиве МПУ. Не смотря на прямую связь этого архива с МПУ, его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лекции и семинары", в предмете "физическая химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "Мишустин А.И. - Физическая химия для групп М"
Текст из документа "Мишустин А.И. - Физическая химия для групп М"
А.И.Мишустин. Лекции по физической химии для групп "М"
А.И.Мишустин.
Физическая химия для групп М
Если ты учишь, старайся быть кратким, чтоб разум послушный тотчас понял слова и хранил бы их в памяти верно! Все, что излишне, хранить понятие наше не может (Гораций).
1. ПРЕДМЕТ И МЕТОДЫ ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Это наука, описывающая химические реакции на основе экспериментальных и теоретических методов физики. Кроме этого, изучает законы перераспределения веществ между различными фазами, дающие основу методов разделения и очистки веществ. Дочерние науки изучают воздействие на реакции электрических полей (электрохимия), света (фотохимия), магнитных полей (магнетохимия). Основные два раздела физической химии, составляющие теоретическую основу для неорганической, аналитической и органической химии , а также химической технологии, металлургии, производства стройматериалов и т.п. - химическая кинетика и химическая термодинамика. Первая изучает скорости и механизмы химических реакций, вторая - тепловые эффекты реакций, химические и фазовые равновесия. Два раздела дают взаимодополняющее описание химических реакций - как быстро она протекает и до какого предела. Пример - уголь на воздухе. Химические реакции дают людям полезные вещества, тепло и полезную работу, и физическая химия изучает законы, с помощью которых можно рассчитать тепловой эффект реакции, полезную работу химической реакции и выход продуктов химической реакции.
2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
это наука о скоростях и механизмах химических реакций
2.1. Основы формальной кинетики. Константа скорости, порядок и молекулярность.
Скорость химической реакции измеряется изменением числа молей n одного из участников реакции за единицу времени в единице объема. Это средняя скорость, а истинная выражается производной по времени:
w= +-1/v(dn/dt) (V- объем )
Скорость всегда положительна, поэтому надо выбрать знак + или -, чтобы компенсировать знак производной. Обычно скорость выражают через производную концентрации по времени, так как n/v=C:
w=+-dC/dt
Количества (концентрации) реагентов и продуктов связаны между собой стехиометрическим уравнением, и также связаны их производные по времени, т.е. скорости по отдельным компонентам. Если записать уравнение химической реакции в алгебраическом виде:
aA+bB = lL+mM
можно сравнить скорости по отдельным компонентам:
-1/a dCa/dt= -1/b dCb/dt= 1/l dCl/dt= 1/m dCm/dt
Таким образом, определив скорость реакции по одному из компонентов, можно рассчитать остальные.
Основной постулат химической кинетики: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций исходных веществ, каждая из которых возведена в степень, называемую порядком реакции по компоненту:
w=kCanaCbnb
Сумма показателей называется общим порядком реакции. Он может быть целым, дробным и нулевым. Коэффициент пропорциональности называется константой скорости реакции, он численно равен скорости, которая была бы при единичных значениях концентраций всех исходных веществ. Поэтому его называют также удельной скоростью реакции и используют справочные данные по k для сравнения скоростей различных реакций. Константа скорости не зависит от времени и концентраций.
При исследовании механизмов реакций вводят понятие молекулярности реакции. Это число молекул, одновременно участвующих в элементарном акте химического взаимодействия; оно может быть равно 1 (мономолекулярные реакции), 2 (бимолекулярные) или 3 (тримолекулярные), Примеры:
С2H5Cl=C2H4+HCl
H2+I2=2HCl
2NO+O2=2NO2
Большинство реакций бимолекулярны, тримолекулярных известно несколько. Молекулярность реакции совпадает с общим порядком только для простых реакций, протекающих в одну стадию. Большинство реакций протекает в несколько стадий, поэтому порядок отражает усредненную кинетическую характеристику.
2.2.Кинетические уравнения простых реакций
Рассмотрим кинетические уравнения простых реакций. Пусть порядок равен 1, например для реакции типа A=L+M. Запишем основной постулат :
-dC/dt=kC
Для того чтобы решить это дифференциальное уравнение, надо сначала разделить переменные:
-dC/C=kdt
затем интегрируем от Со до С и от 0 до t:
lnC0-lnC=kt.
Можно потенциировать:
C=C0 e-kt.
Два последних уравнения тождественны и называются кинетическим уравнением реакции первого порядка.
Кроме константы скорости, реакцию можно охарактеризовать временем полупревращения t1/2. Оно определяется как время, за которое концентрация исходного вещества уменьшится вдвое. Подставим это условие в кинетическое уравнение и получим:
t1/2=ln2/k.
Размерность константы скорости 1 порядка с-1.
Теперь рассмотрим реакцию 2-го порядка , А+В=L:
Для нее основной постулат кинетики:
-dCA/dt=kCACB
Примем для простоты CA=CB=C
Тогда -dC/dt=kC2
Разделим переменные и интегрируем:
-dC/C2=kdt
Получаем с начальными условиями:
1/C-1/C0=kt
Время полупревращения для этого случая t1/2=1/kC0
График зависимости С от t имеет другой вид:
Для общего случая n-го порядка кинетическое уравнение имеет вид:
kt=1/(n-1) [1/Cn-1-1/C0n-1],
а время полупревращения равно (2n-1-1)/(n-1)kC0n-1.
2.3. Методы определения порядка реакций
Порядок реакции и константу скорости можно определить только из экспериментальных данных. Для этого определяют концентрации одного из веществ в зависимости от времени:
t | C | lnC | 1/C |
0 | C0 | ||
t1 | C1 | ||
t2 | C2 | ||
t3 | C3 | ||
… | … | ||
tk | Ck |
Далее обрабатывают экспериментальные данные одним из методов.
1) Метод аналитический (подстановки) заключается в выборе кинетического уравнения (например, сначала первого порядка), подстановки нескольких пар значений ti , Ci из разных мест таблицы и расчете значений ki. Если рассчитанные значения k сходятся, то порядок угадан верно, а константа скорости равна среднему арифметическому из рассчитанных значений. Если нет, подбор уравнений продолжается (2-й, 3-й порядок и т.д.)
2) Графический метод заключается в построении графика зависимости такой функции С, которая линейно зависит от времени. Например, для 1 порядка это lnC, для 2 порядка это 1/С.Тангенс угла наклона соответствующих прямых равен k.
3) Универсальный метод основан на том, что логарифмирование основного постулата кинетики дает уравнение :
lnw=lnk+ nlnC
Чтобы найти w, надо построить сначала кинетическую кривую (график зависимости С от t) и графическим дифференцированием получить несколько значений w, логарифмировать их и построить график зависимости lnw от lnC. Тангенс угла наклона прямой даст значение n.
4) Метод избытков Оствальда позволяет определить порядки по отдельным компонентам. Основной постулат: -dCA/dt=kCAnaCBnb
Берем вещество А в большом избытке: СА>>CB. Тогда можно считать СА почти постоянным и объединить с константой: kCAna =k1. Тогда упрощается основной постулат:
-dCA/dt=k1CBnb, и любым методом можно определить nB. Затем в избытке берется вещество В и так же определяется na.
5) Метод Оствальда-Нойеса
Берём хороший график зависимости С исходного вещества (H2O2) от t (кинетическую кривую). Выберем С01, проведём горизонталь и из графика найдём t01. Рассчитаем С1=2/3С01 и найдём t1. Подставим эти две пары в универсальное кинетическое уравнение и вычтем одно из другого:
kt1-kt01=k(t1)=1/(n-1)[(1/C1)n-1-(1/C01)n-1]= 1/(n-1)[(3/2)n-1-1](1/C01)n-1
Повторяем для второй пары значений из другой части графика, получаем:
k(t2)= 1/(n-1)[(3/2)n-1-1](1/C02)n-1
Делим одно на другое и получаем:
t1/t2= (C02/C01)n-1
Логарифмируем:
lg(t1/t2)=(n-1)lg(C02/C01)
Отсюда:
n=1+lg(t1/t2)/ lg(C02/C01)
2.3.ТЕМПЕРАТУРНАЯ ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИЙ
Скорость реакций сильно растет с ростом температуры. Эмпирическое правило Вант-Гоффа: при нагревании на 100С скорость растет в 2-4 раза. Более точное уравнение Аррениуса:
k=k0exp(-E/RT),
где к0 - предъэкспоненциальный множитель, Е - энергия активации, R - универсальная газовая постоянная, равная 8,3 Дж/моль град. В логарифмической форме lnk=A-B/T. График зависимости логарифма константы скорости от 1/T прямой и тангенс угла наклона позволяет определить энергию активации Е.
Аррениус теоретически обосновал это уравнение в рамках теории активных соударений, основанной на молекулярно-кинетической теории газов. Молекулы газа рассматриваются как шарики с массой m и радиусом r, совершающие хаотическое движение и упруго сталкивающиеся друг с другом и со стенкой сосуда. Скорости молекул распределены по Максвеллу-Больцману, а средняя скорость равна v=(8kT/pm)1/2.
Рассчитаем среднее число соударений одной молекулы типа А с молекулами типа В за с. Выделенная молекула А летит вдоль оси х со средней скоростью и за 1 с столкнется со всеми молекулами В, центры которых находятся в цилиндре радиусом r= rA+rB длиной v. Объем цилиндра равен pr2v. В этом цилиндре окажутся nBpr2v молекул типа В, где nB - число молекул В в единице объема. Это число равно числу соударений одной молекулы А с молекулами В в единице объема за 1 с, а общее число ZAB всех соударений молекул А и В равно 1/2nAnBr2pv.(в v входит приведенная масса mAmB/(mA+mB).
Если бы каждое соударение приводило к реакции, то скорость реакции была бы пропорциональна ZAB. На деле можно пересчитать число столкновений в скорость реакции, и опыт показывает, что реальные скорости реакций существенно меньше, чем предсказывает теория. Т.о., к реакции провидит лишь малая часть соударений, которые называются активными. Их кинетическая энергия сближения превосходит величину потенциального барьера, создаваемого отталкиванием электронных оболочек сталкивающихся молекул и энергией, требуемой для разрыва старой химической связи. Этот барьер называется энергией активации. Он почти не зависит от температуры.
На основании известного распределения молекул по скоростям Максвелла-Больцмана можно рассчитать число молекул с кинетической энергией, превышающей заданную энергию активации; она равна
Nакт=Nexp(-E/RT)
exp(E/RT) называется больцмановским множителем, характеризует долю активных соударений. Если для реакции водорода с иодом рассчитать ZAB ,и из экспериментальных данных взять значение энергии активации, и рассчитать больцмановский множитель, то получим число активных соударений молекул А с В в единице объема за единицу времени :
Zакт=ZABexp(-E/RT).
Результаты расчета хорошо совпадают с экспериментально определенной константой скорости реакции. (различие в 2-3 раза) . Таким образом, теория активных соударений способна приближенно рассчитать скорость реакции на основе параметров молекул и Е. Для реакций между более сложными молекулами необходимо ввести стерический фактор, показывающий вероятность благоприятной взаимной ориентации молекул при соударении, Р. Например, при реакции замещенного винила с НСl реакция зависит от того, в какое место ударит молекула HCl . Если подлетит со стороны замещающей углеводородной группы, реакция может не произойти. RCH=CH2+HCl= RCH2-CH2Cl
Р лежит в диапазоне от 0 до 1, для реакций простых молекул Р ближе к 1.