Материал: Конспект лекций для студентов специальности 1 48 01 02 Химическая технология органических веществ, материалов и изделий

₃^.NH₃, BF₃^.NH₃ и др. Межмолекулярные связи в этих соединениях образуются за счет донорных свойств азота в молекуле аммиака и акцепторных свойств атомов алюминия или бора в молекулах их галогенидов.Образование ковалентной межмолекулярной связи по обменному механизму встречается редко, т.к. молекулярные радикалы, как правило, нестабильны. Примерами относительно стабильных молекулярных радикалов могут быть оксиды азота, NO и NO₂. Наличием у них неспаренных электронов объясняется возможность их димеризации (и, как следствие – особенностями кинетики реакций с их участием, см. тему 5).Энергия ван-дер-ваальсова взаимодействия в сравнении с ковалентной связью гораздо слабее. Так, если для разрыва связи между атомами в молекуле I–I требуется 148,8 кДж/моль, то энергия разрыва межмолекулярных связей при сублимации (возгонке) кристаллического иода равна 62,4 кДж/моль.

4 Общие закономерности протекания химических реакций

При анализе возможности заданного превращения веществ или при выборе оптимального способа получения заданного продукта приходится решать две основные задачи: какой вариант энергетически более выгоден (реализуется с большей степенью превращения) и какой протекает с большей скоростью.Вопросы, связанные с принципиальной возможностью осуществить заданное превращение веществ, независимо от того, как это будет происходить, изучаются в разделе химической теории – химической термодинамике. Вопросы, связанные с механизмом химических реакций и их скоростью, рассматриваются в химической кинетике.4.1 Тепловой эффект химической реакции. Понятие об энтальпииБольшинство химических реакций сопровождается выделением или поглощением тепла: первые называют экзотермическими, другие – эндотермическими. Какова природа теплового эффекта реакции? Если вспомнить, что химические превращения – это результат разрыва одних химических связей (с поглощением энергии) и образования других связей (с выделением энергии), то станет понятным, что величина и знак теплового эффекта реакции зависят от соотношения суммарной энергии связей в исходных веществах и в продуктах реакции. Если суммарная энергия связей в исходных веществах больше, чем в продуктах, то реакция будет эндотермической

; если более прочные связи в продуктах – экзотермической.

Например, для реакции образования иодоводорода из простых веществ:

0,5 I_2(т)+ 0,5 H_2(г)+ = HI_(г)

тепловой эффект реакции (Q) – это разность между энергией образующейся связи (Е_H_–_I) и суммой связей в исходных веществах: энергии испарения твердого йода (Е_субл) и связей в молекулах йода (Е_I_–_I) и водорода (Е_H_–_H):

Q = Е_H–I – 0,5[Е_сублI₂ + (Е_I–I + Е_H–H)] = 298,3 – 0,5(436 + 62,4 + 148,8) =

= – 25,3 кДж/моль.

Эта реакция эндотермическая, т.к. сопровождается поглощением тепла.

Раздел химии, в котором изучаются тепловые эффекты химических реакций, называется термохимией.

Тепловым эффектом химической реакции называют количество теплоты, выделившейся или поглощенной в результате превращения исходных веществ в продукты при p = const (изобарный процесс) или V = const (изохорный процесс) и равенстве температур исходных веществ и продуктов (Т _исх = Т _прод).

Согласно первому закону термодинамики, количество теплоты (Q), поглощенное системой (или выделившееся из нее), ведет к изменению внутренней энергии системы ( ) и совершению работы (А) против внешних сил (первое начало термодинамики):

Q = + A

(4.1.1)

В химических реакциях изменение внутренней энергии системы обусловлено изменением потенциальной и кинетической энергии всех ее составных частей: молекул, атомов (или ионов), электронов, ядер атомов, их протонов и нейтронов: = U₂ – U₁,где U₁и U₂– внутренняя энергия системы до и после реакции.Работа (А) в химических реакциях – это чаще всего работа расширения (или сжатия), т.е.А =

= P(V₂ –V₁),

где V₁и V₂–объем системы до и после реакции.

Тогда для изохорного процесса (А_V = = 0) уравнение (4.1.1) преобразуется в следующее:

Q_V = ,

(4.1.2)

т.е. если химическая реакция не сопровождается изменением объема системы ( = 0), то тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы.Если реакция протекает при постоянном давлении, тоQ_P = (U₂ – U₁) – P(V₂ – V₁)После раскрытия скобок и перегруппировки получим: Q_P = (U₂ + PV₂) – (U₁ + PV₁)Функцию (U + PV) называют энтальпией (H) системы.

Тогда для изобарного процесса

Q_p= H₂ - H₁ = _p

(4.1.3)

Таким образом, если для изохорного процесса тепловой эффект реакции равен изменению внутренней энергии системы, то для изобарного процесса – изменению энтальпии (взятой с обратным знаком).Для того чтобы можно было сравнивать тепловые эффекты различных реакций, их следует относить к равным количествам вещества и к равным условиям (P, T). Стандартными для химических реакций считаются условия, когда T = 298,15 K, P = 101325 Па (1 атм) и n(X) = 1 моль.Если тепловой эффект реакции определен (или отнесен) к образованию 1 моль сложного вещества из простых веществ, то его называют теплотой образования (или энтальпией образования) вещества. Стандартные энтальпии образования (_fH⁰₂₉₈, кДж/моль) приводятся в справочниках (для устойчивых аллотропных форм простых веществ _fH⁰₂₉₈= 0).Запись _fH⁰₂₉₈ обозначает изменение энтальпии при образовании (formation) 1 моль данного вещества из простых веществ в стандартном состоянии (⁰) при Т = 298 К (25⁰С).Следует отметить, что энтальпии образования однотипных соединений меняются периодически. Например, стандартные энтальпии образования галогеноводородов в ряду HF, HCl, HBr, HI увеличиваются и равны соответственно –269, –92, –36 и +25 кДж/моль. Из этих величин видно также, что реакции образования HF, HCl, HBr – экзотермические, а реакция образования HI – эндотермическая (и поэтому молекулы иодоводорода непрочные, при нагревании разлагаются на исходные H₂ и I₂).

Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода (т.е. от числа промежуточных стадий).

Пример: Стандартная энтальпия образования серной кислоты по справочным данным равна _fH⁰ = – 814 кДж/моль и по определению _fH⁰соответствует схеме превращения: H_2(г) + S(кр) + 2O_2(Г) = H₂SO_4.(ж).Практически синтез H₂SO_4.из простых веществ можно реализовать в несколько стадий:H_2(г) + ½O_2(г) = H₂O_(ж) H₁⁰ = – 286 кДж/мольS_(кр) + O_2(г) = SO_2(г) H₂⁰ = – 297 кДж/мольSO_2(г) + + ½O_2(г) = SO_3(г) H₃⁰ = – 101 кДж/моль H₂O₍_ж₎ + SO₃₍_г₎ = H₂SO₄₍_ж₎ H₄⁰ = – 130 кДж/моль ___________________________________________________________H₂₍_г₎ + S₍_кр₎ + 2O₂₍_Г₎ = H₂SO₄₍_ж₎ _рH⁰ = H₁⁰ + H₂⁰ + H₃⁰ + H₄⁰ = – (286 + 297 + 101 + 130) = – 814 кДж/мольИз приведенных расчетов видно, что независимо от того, в одну или в четыре стадии осуществлено превращение, суммарный тепловой эффект – один и тот же.Следствия из закона ГессаПервое следствие:тепловой эффект химической реакции равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ (с учетом стехиометрических коэффициентов в виде соответствующих множителей):

Источник: https://files.student-it.ru/previewfile/274165

Смотрите также:

ЦЕНОВАЯ ПОЛИТИКА ПРЕДПРИЯТИЯ НА ПРИМЕРЕ ООО «ДНС РИТЕЙЛ»
_archivetempпротивовоспалительные
- Сопротивление изоляции 25
!Контрольная работа (задание)
!Фармакология препаратов для терапии заболеваний дыхательных путей
'Свадьба'. Керамика
«Предмет, метод предпринимательского права и принципы предпринимательского права» (Понятие предмета и метода российского предпринимательского права)
«Українська література в першій половині ХХ століття»
03
0303_Болкунов_ВО_ЛР1