Выполнить вопрос №19 из теста.

Последовательные реакции.

Последовательными называют реакции с промежуточными стадиями, когда продукт предыдущей стадии служит исходным веществом для последующей:

Зависимость концентраций реагентов этой двустадийной реакции приведена на рис. 5.6.

Рисунок 5.6. Изменение концентраций A, B и С для последовательной реакции A → B → C; x – концентрация A0, превратившегося в В, y – концентрация образовавшегося С.

При k₁ >> k₂ все исходное вещество может превратиться в промежуточный продукт В, прежде чем начнется вторая реакция. Скорость всей реакции определяется второй стадией. При k₁ << k₂ концентрация промежуточного продукта мала, поскольку он не успевает накапливаться; эта стадия определяет скорость реакции в целом. Таким образом, скорость определяется самой медленной стадией (принцип лимитирующей стадии).

Параллельные реакции.

Реакции, в которых исходные вещества способны образовывать разные продукты реакции или одно вещество одновременно способно реагировать с несколькими веществами, называются параллельными.

Скорости превращения по каждому из параллельных путей соответственно равны

где x₁ и x₂ – концентрации А, превращенного в В и С соответственно, x = x₁ + x₂.

Отношение скоростей этих процессов

при любом τ постоянно (принцип независимости химических реакций).

Цепные реакции.

К цепным реакциям относят реакции, протекающие с образованием свободных радикалов, способных превращать реагенты в конечные продукты, поддерживая постоянство свободных радикалов или даже увеличивая их (разветвленная цепная реакция).

В цепных реакциях выделяют три стадии: зарождение цепи, ее развитие и обрыв. Зарождение (иницирование) происходит под воздействием светового, радиационного, термического или другого воздействия.

Модель 5.5. Цепная реакция.   В этой модели показаны различные стадии цепной реакции, которая происходит между водородом и хлором на свету. Реакция начинается с поглощения молекулой хлора достаточно энергичного кванта света, что приводит к распаду молекулы на два отдельных атома (стадия инициирования). Отдельный атом хлора имеет неспаренный электрон, более того, ему не хватает всего одного электрона до конфигурации благородного газа, и потому химически он очень активен (является радикалом). Он в состоянии атаковать молекулу водорода и оторвать один из атомов водорода, образовав с ним молекулу HCl. После этого второй атом водорода остается свободным. У него также имеется один неспаренный электрон, и когда такой атом сталкивается с молекулой хлора, он аналогичным образом отрывает от нее один из атомов хлора. Второй атом хлора остается свободным, что обусловливает повторение описанного процесса. Этот процесс называется стадией роста цепи в цепной реакции. Если же встречаются вместе два свободных атома (в нашей модели так встречаются атом водорода и атом хлора), то они соединяются в молекулу. После этого процесса радикалов не остается, и данная цепочка цепной реакции обрывается. Поэтому данная стадия цепной реакции называется стадией обрыва цепи.

Примером неразветвленной цепной реакции может служить H₂ + Br₂ = 2HBr, иницирование которой определяется термо- и фотодиссоциацией:

иницирование:

рост цепи (развитие):

обрыв цепи:

Горение водорода относится к разветвленным цепным реакциям:

По цепному механизму протекают многие реакции горения, полимеризации, окисления, термического разложения.

Фотохимические реакции.

Реакции, протекающие под воздействием светового излучения, называются фотохимическими, а раздел, изучающий фотохимические превращения, – фотохимией.

Основной закон фотохимии – закон квантовой эквивалентности (А. Эйнштейн, 1912 г): каждый поглощенный квант света hν вызывает изменение одной молекулы.

Важнейшим параметром фотохимической реакции служит квантовый выход γ:

В зависимости от типа фотохимической реакции квантовый выход может меняться в широких пределах. Это связано с возможностью потери поглощенной энергии до фотопревращения. Если время существования фотовозбужденной молекулы и скорость фотодиссоциации совпадают, то γ ~ 1. При γ >> 1 фотореакция идет по цепному механизму. В частности для реакции H₂ + Cl₂ = 2HCl γ = 10⁵.

Типы фотохимических реакций:

1. Фотодиссоциация (фотолиз) приводит к разложению исходного вещества, поглотившего световую энергию. Примерами реакции фоторазложения служат такие: разложение галогенидов серебра (основа серебряной фотографии), фотолиз паров ацетона CH₃CO CH₃ → CO + другие продукты.

2. Фотосинтез приводит к образованию более сложных соединений. Примерами реакций фотосинтеза служат:

· фотосинтез озона в верхних слоях атмосферы, создающий защитный озоновый слой:

	фотодиссоциация
	фотосинтез;

Рисунок 5.7. Кислород, которым зеленые растения обогащают атмосферу, образуется в процессе фотосинтеза.

· фотосинтез органических соединений из углекислого газа, воды, минеральных веществ зелеными растениями. В частности, синтез глюкозы может быть описан уравнением:

3. Фотохромизм – явление обратимого изменения пространственного или электронного строения молекул под действием света, сопровождающееся изменением окраски вещества. На основе фотохромных материалов изготовляются линзы с переменным светопропусканием, оконные стекла, фотохромные системы на основе некоторых органических и координационных соединений.

Тема 6: Растворы.

Цели:

1.Ознакомиться с определениями электролит и неэлектролит.

2. Знать способы выражения концентрации.

3. Уметь вычислять моляльность вещества, если известна его массовая доля.

4. Уметь определите молярную концентрацию, если известна массовая доля растворенного вещества и плотность этого раствора.

5. Знать концентрации, не меняющие свою величину при изменении температуры.

6. Знать какие растворы называют идеальными.

7. Уметь формулировать законы идеальных растворов (Рауля и Вант-Гоффа).

8. Узнать в чем состоит явление осмоса, и привести примеры, где осмос и осмотическое давление проявляется наиболее ярко.

9. Понимать в чем преимущество осмометрического метода определения молекулярных масс растворенных соединений.

10. Узнать какое из веществ: неэлектролит глюкоза (C₆H₁₂O₆) и два электролита NaCl и BaCl₂ при эквимолекулярной концентрации способно к наибольшему понижению температуры замерзания водного раствора.

11. Знать чем активность отличается от концентрации, и от каких факторов зависит коэффициент активности электролитов.

12. Узнать что такое ионная сила раствора электролита.

13. Узнать к каким соединениям применимо понятие произведение растворимости.

Классификация растворов.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов).

По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе.

В зависимости от размеров частиц растворы делятся на истинные и коллоидные. В истинных растворах (часто называемых просто растворами) растворенное вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня, частицы растворенного вещества не видимы ни визуально, ни под микроскопом, свободно передвигаются в среде растворителя. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы, неограниченно стабильные во времени.

Лабораторная работа №1.

Получение растворов.

Цели:

1. Ознакомиться с классификациями раствора и механизмом растворения.

2. Изобразить механизм растворов и описать гидратациию, диссоциацию, ионизацию.

3. Выучить и научиться вычислять разные способы выражения концентрации.

Модель 6.1. Растворение хлорида натрия.

Эта модель демонстрирует процесс растворения NaCl в воде. Вода является наиболее универсальным растворителем. Это ее свойство связано с тем, что молекулы воды являются электрическими диполями. В результате молекулы веществ, являющихся электролитами, особенно хорошо растворяются в воде. Кристалл NaCl при растворении существует в окружении плотной группы молекул воды. Такой ион называется гидратированным. Интересно, что размер гидратированного иона (вместе с окружающими его молекулами воды) гораздо больше размера иона в свободном состоянии (или в кристалле). Это объясняет наличие осмотических эффектов в растворах электролитов.   Выполнить вопросы №20 из теста.

Движущими силами образования растворов являются энтропийный и энтальпийный факторы. При растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается ΔS < 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS > 0). Чем сильнее взаимодействие растворенного вещества и растворителя, тем больше роль энтальпийного фактора в образовании растворов. Знак изменения энтальпии растворения определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, из которых основной вклад вносят разрушение кристаллической решетки на свободные ионы (ΔH > 0) и взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя (сольтивация, ΔH < 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T·ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.

Концентрация насыщенного раствора определяется растворимостью вещества при данной температуре. Растворы с меньшей концентрацией называются ненасыщенными.

Растворимость для различных веществ колеблется в значительных пределах и зависит от их природы, взаимодействия частиц растворенного вещества между собой и с молекулами растворителя, а также от внешних условий (давления, температуры и т. д.)

В химической практике наиболее важны растворы, приготовленные на основе жидкого растворителя. Именно жидкие смеси в химии называют просто растворами. Наиболее широко применяемым неорганическим растворителем является вода. Растворы с другими растворителями называются неводными.

Растворы имеют чрезвычайно большое практическое значение, в них протекают многие химические реакции, в том числе и лежащие в основе обмена веществ в живых организмах.

Концентрация растворов.

Важной характеристикой растворов служит их концентрация, которая выражает относительное количество компонентов в растворе. Различают массовые и объемные концентрации, размерные и безразмерные.

К безразмерным концентрациям (долям) относятся следующие концентрации:

· Массовая доля растворенного вещества W(B) выражается в долях единицы или в процентах:

· где m(B) и m(A) – масса растворенного вещества B и масса растворителя A.

· Объемная доля растворенного вещества σ(B) выражается в долях единицы или объемных процентах:

· где V_i – объем компонента раствора, V(B) – объем растворенного вещества B. Объемные проценты называют градусами^*).

· ^*) Иногда объемная концентрация выражается в тысячных долях (промилле, ‰) или в миллионных долях (млн^–1), ppm.

· Мольная доля растворенного вещества χ(B) выражается соотношением

· Сумма мольных долей k компонентов раствора χ_i равна единице

К размерным концентрациям относятся следующие концентрации:

· Моляльность растворенного вещества C_m(B) определяется количеством вещества n(B) в 1 кг (1000 г) растворителя, размерность моль/кг.

· Молярная концентрация вещества B в растворе C(B) – содержание количества растворенного вещества B в единице объема раствора, моль/м³, или чаще моль/литр:

· где μ(B) – молярная масса B, V – объем раствора.

· Молярная концентрация эквивалентов вещества B C_Э(B) (нормальность – устаревш.) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора, моль∙литр^–1:

· где n_Э(B) – количество вещества эквивалентов, μ_Э – молярная масса эквивалента.

· Титр раствора вещества B(T_B) определяется массой растворенного вещества в г, содержащегося в 1 мл раствора:

г∙мл–1 или

·

г∙мл–1.

Массовые концентрации (массовая доля, процентная, моляльная) не зависят от температуры; объемные концентрации относятся к определенной температуре.

Все вещества в той или иной степени способны растворяться и характеризуются растворимостью. Некоторые вещества неограниченно растворимы друг в друге (вода-ацетон, бензол-толуол, жидкие натрий-калий). Большинство соединений ограниченно растворимы (вода-бензол, вода-бутиловый спирт, вода-поваренная соль), а многие малорастворимы или практически нерастворимы (вода-BaSO₄, вода-бензин).