Учебное пособие по изучению дисциплины Прикладные разделы курса. М.: Мгту га, 2007. с - davaiknam.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
Похожие работы
Название работы Кол-во страниц Размер
Гражданской авиации 3 651.35kb.
Г 24 Рецензент канд филос наук, доц. Ж. В. Пименова 1 334.21kb.
Методические указания по самостоятельному изучению дисциплины, задания... 6 1112.68kb.
Методические указания по самостоятельному изучению дисциплины, задания... 4 997.91kb.
Учебное пособие по коллоидной химии для самоподготовки студентов. 3 425.42kb.
Учебное пособие по гармонии предназначается для студентов музыкального... 5 1720.06kb.
Ю. А. Психология театра: Учебное пособие. Спб.: Ивэсэп, Данное учебное... 3 841.44kb.
Учебное пособие «Программирование для биологов» 1 21.54kb.
Учебное пособие по английскому языку часть I для I курса 19 1715.53kb.
Учебное пособие для студентов четвертого курса специальности 032301. 8 558.85kb.
Практикум по психологии менеджмента и профессиональной деятельности... 1 26.61kb.
Методические указания по выполнению контрольной работы слушателями... 8 1288.82kb.
Направления изучения представлений о справедливости 1 202.17kb.

Учебное пособие по изучению дисциплины Прикладные разделы курса. М.: Мгту га, 2007. - страница №1/8





Рецензент докт. техн. наук, проф. Коняев Е.А.

Голубева М.Г., Чепурин А.Н., Засимов В.М.
Г 62 Химия: Учебное пособие по изучению дисциплины

Прикладные разделы курса. М.: МГТУ ГА, 2007. - с.


Учебное пособие является частью комплекса учебно-методической литературы по дисциплине «Химия» и содержит прикладные разделы курса, такие как электролиты, гальваника, химические источники электрического тока, коррозия металлов и сплавов и другие, широко применяющиеся при эксплуатации и ремонте авиационной техники.

Оно представляет собой краткое адаптированное к специфике гражданской авиации изложение разделов курса «Химия», не вошедших в « Пособие по изучению дисциплины «Химия» ч. 1, М. МГТУ ГА, 2004 г.» Построенное логически последовательно и убедительно, данное учебное пособие будет способствовать успешному решению задач контрольных работ студентами 1 курса всех специальностей как дневного, так и заочного отделения, а также лучшему усвоению ими дисциплин, изучаемых на технических кафедрах МГТУ ГА.

Данное учебное пособие издается в соответствии с учебным планом для студентов 1 курса всех специальностей дневного и заочного обучения.

Рассмотрено и одобрено на заседании кафедры АТО и РЛА

22 марта 2007 г.(Протокол № 6) и методическом Совете механического факультета




СОДЕРЖАНИЕ
Введение………………………………………………………………… 4
Программа курса, изложенная в данном пособии………………… 4
Учебно-методический материал по программе курса………….…. 6
Тема 7. Химическая кинетика и равновесие…………………..……… 6
Тема 8. Растворы и их свойства………………………………………..19
Тема 9. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация...33
Тема 10. Реакции в растворах электролитов………………………… 41
Тема 11. Практическое использование реакций в растворах

электролитов при эксплуатации и ремонте авиационной техники… 54


Приложения ……………………………………………………………93
Литература...............................................................................................96

ВВЕДЕНИЕ

Дисциплина «Химия» как общеобразовательная естественная наука, изучает закономерности окружающего нас материального мира, формирует у будущих инженеров по эксплуатации авиационной техники техническую грамотность и кругозор, закладывает фундамент для изучения других инженерных дисциплин.

В данном учебном пособии изложены разделы курса «Химия», не вошедшие в предыдущее пособие (Химия: Пособие по изучению дисциплины. Часть 1. Общетеоретические разделы курса. - М.: МГТУ ГА, 2004г.). Кроме общетеоретических положений, таких как химическая кинетика и равновесие, теория электролитической диссоциации, оно содержит разделы прикладного характера, такие как свойства растворов и растворов электролитов как проводников электрического тока второго рода, законы электролиза-гальваники, химические источники электрического тока, коррозия металлов и сплавов.

Глубокое изучение материалов данного учебного пособия позволит студентам всех специальностей дневного и заочного обучения справиться с решением задач контрольных работ, успешно сдать зачеты и экзамены по дисциплине «Химия», более углубленно и осознанно изучать другие технические дисциплины, а также грамотно ориентироваться в сложных производственных ситуациях.



ПРОГРАММА КУРСА,

изложенная в данном пособии
Тема 7. Химическая кинетика и равновесие
Понятие о химической кинетике и скоростях протекания химических реакций. Гомо- и гетерогенные химические реакции. Факторы, определяющие скорость химических реакций:

  • Химическая природа взаимодействующих веществ.

  • Концентрация исходных веществ. Закон действующих масс.

  • Температура, законы Вант-Гоффа и Аррениуса. Понятие об энергии активации химических реакций.

  • Катализаторы. Катализаторы ускорители (активаторы) и замедлители (ингибиторы).

Понятие о молекулярности и порядке химических реакций. Цепные реакции. Понятие о свободных радикалах. Понятие о химическом равновесии. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Тема 8. Растворы и их свойства
Понятие о растворах и их концентрации. Способы выражения концентрации растворов. Виды растворов (нормальные, насыщенные и пересыщенные). Свойства растворов. Законы Рауля и Вант-Гоффа.
Тема 9. Электролитическая диссоциация
Теория электролитической диссоциации. Растворы электролитов. Степень диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Закон разведения Оствальда для слабых электролитов. Понятие о константе диссоциации слабого электролита. Экспериментальное определение степени диссоциации слабых электролитов по изотоническому коэффициенту Вант-Гоффа и электропроводности электролита. Термодинамика электролитической диссоциации.
Тема 10. Реакции в растворах электролитов
Основные виды реакций в растворах электролитов. Реакции ионного обмена. Молекулярная и ионная форма записи реакций. Реакции гидролиза. Степень и константа гидролиза. Экспериментальное определение. Основные виды реакций гидролиза. Смещение равновесия в реакциях гидролиза по принципу Ле-Шателье. Реакции окисления-восстановления. Типичные окислители и восстановители. Порядок определения окислительных чисел атомов и ионов, участвующих в реакции. Порядок составления электронного и молекулярного балансов. Основные виды реакций окисления-восстановления. Влияние реакционной среды на процессы окисления-восстановления.
Тема 11. Реакции в растворах электролитов, имеющие место при эксплуатации и ремонте авиационной техники
Реакции ионного обмена и реакции гидролиза при подготовке деталей авиационной техники к дефектации и ремонту. Реакции окисления-восстановления. Гальваника. Законы электролиза (Фарадея), химические источники электрического тока (гальванические элементы, аккумуляторы). Понятие об электродных потенциалах металлов и их экспериментальное определение. Стандартные электроды (полуэлементы), уравнение Нернста. Концентрационные гальванические элементы. Кислотные и щелочные аккумуляторы. Процессы окисления-восстановления на электродах (активных массах).

Коррозия металлов и сплавов. Классификация по внешнему проявлению и механизму разрушающего действия. Химическая и электрохимическая коррозия. Способы защиты авиационной техники от коррозии.



Пример:


NaOH(ж) + HCl(ж)NaCl(ж) + H2O(ж) - гомогенная или однофазная реакция;
Zn(т) + 2HCl(ж)ZnCl2(ж) + H2(г)гетерогенная реакция окисления-восстановления на границе двух фаз Zn(твердая) и HCl(жидкая).
Факторы, определяющие скорость химических реакций
7.1. Химическая природа взаимодействующих веществ
В качестве примеров можно привести следующие:

2Na(т) + H2O(ж) → 2NaOH(ж) + H2(г)

реакция идет быстро с выделением тепла.



Al(т) + H2O(ж)реакция не идет.

Al(т) + 6HCl(ж) → 2AlCl3(ж) + 3H2(г)

реакция идет с достаточной скоростью.


CH

HC CH

+ CH2O → реакция не идет ни при каких

HC CH температурах

CH

бензол формальдегид


OH OH

HC CH HC C CH2OH
+ CH2O →

HC CH HC CH

CH CH

фенол фенил метиловый спирт

реакция идет с достаточной скоростью при нагреве.


Введение в молекулу бензола полярного заместителя (-ОН) вызвало поляризацию химических связей атомов водорода с углеродом в орто- положении (от полярного заместителя), что привело к увеличению их подвижности и миграции к сильно электроотрицательному атому кислорода в молекуле формальдегида. Реакция фенола с формальдегидом позволяет получать высокомолекулярные соединения – фенолформальдегидные смолы.


    1. . Концентрация взаимодействующих веществ

Эмпирическим (опытным) путем было установлено, что с увеличением концентрации исходных веществ скорость химической реакции возрастает пропорционально произведению концентраций этих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении химической реакции. Таким образом, если имеется химическая реакция: mA + nB = gAB, то скорость этой реакции определяется уравнением (7.2.1):


υ = K [A]m ∙ [B]n


закон действующих масс (7.2.1)

В законе действующих масс (З.Д.М.) не принимают участие твердые вещества, т.к. для них не существует понятия «концентрация», а в химическую реакцию они вступают своей поверхностью. Чем больше поверхность этих веществ, т.е. чем выше степень их раздробленности или дисперсности, тем больше скорость реакции с их участием.

Примеры:

2NO(г) + O2(г) → 2NO2(г) ; 2Ca(т) + O2(г) → 2CaO(т) ;




υ = K [NO]2 ∙ [O2] ; υ = K [Ca(т)]2 ∙ [O2(г)].

твердое вещество

Коэффициент пропорциональности К в З.Д.М. представляет собой константу скорости реакции и является важнейшей постоянной для данной химической реакции только при данной температуре. Константа скорости К представляет собой скорость химической реакции при концентрациях взаимодействующих веществ, равных 1 моль/л, т.е. К = υ при [A] = [B] = 1 моль/л. Поэтому при оценке влияния какого-то внешнего фактора определяют не скорость, а константу скорости реакции.


Все химические реакции различаются по молекулярности и порядку.
Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия.
В зависимости от молекулярности химические реакции подразделяются на:

  • мономолекулярные – реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия участвует одна молекула, например, реакция разложения или радиоактивного распада.

Пример: MnO2

H2O2(ж)H2O(ж) + O(г) , O + OO2

перекись водорода

υ1 = К1 [ H2O2 ]

  • бимолекулярные – реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия встречаются две молекулы разных веществ.

Пример:

H2(г) + Cl2(г) → 2HCl(г)
υ2 = K2 [H2] ∙ [Cl2].

  • тримолекулярные – реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия участвуют три молекулы.

Пример:

2H2(г) + O2(г) → 2H2O(ж)
υ3 = K3 [H2]2 ∙ [О2].

Одновременная встреча в элементарном акте взаимодействия даже трех молекул случается довольно редко. Реакции более высокой молекулярности неизвестны. Зависимость скорости химической реакции от ее молекулярности показана на рис. 7.2.1.


Рис. 7.2.1. Зависимость скорости химической реакции от ее молекулярности
Если из химического уравнения следует, что в реакции участвует большее число молекул, то это значит, что процесс происходит более сложным путем – через две и большее число промежуточных стадий моно- и бимолекулярных реакций.

Порядок реакции определяется суммой показателей степени веществ, участвующих в реакции, определяемой по закону действующих масс. Таким образом, мономолекулярные реакции – это реакции первого порядка, а бимолекулярные и тримолекулярные соответственно второго и третьего порядка.

Для реакции первого порядка константу скорости довольно легко определить экспериментально, изучая изменение концентрации исходного вещества или продуктов реакции во времени.

Так dC(А)



υ = - ——— = К ∙ С(А) , где С(А) – концентрация исходного

вещества к моменту времени τ.

Если к моменту времени τ прореагировало Сτ вещества, то к этому моменту времени С(А) = Сисх - Сτ .



Разделим переменные и возьмем определенный интеграл по переменным. Тогда получим:

-[ ln(Cисх - Cτ ) – lnCисх ] = Kτ или ln(CисхCτ )/Cисх = – Kτ ,
у = - К∙ х

т


(Cисх - Cτ) = Cисх ∙ e -Kτ

огда (7.2.2)

K
K = 2,3/τ lg [Cисх /(Cисх – Cτ )]

= 1/τln[Cисх/(CисхCτ)] или (7.2.3)

Полученное уравнение можно использовать при решении задач. Например, при определении периода полураспада (τ1/2), т.е. времени, за которое исходная концентрация вещества уменьшится в 2 раза.



2,3 ∙ lg [Cисх /(Cисх – Cисх/2 )] 2,3 lg(1 / (1 - ½) 2,3 lg 2

τ1/2 = ————————————— = ———————— = ————

К К К


2,3 lg 2



τ1/2 = ————

К

(lg 2 = 0,3010)

(7.2.4)

Среднее время жизни ( τ = 1/К) – это время, за которое концентрация исходного вещества уменьшится е раз.

Для реакций второго порядка расчетные формулы более сложные и они рассматриваться не будут.


    1. . Температура

С повышением температуры скорости большинства химических реакций возрастают.

7
В интервале температур до 1000С с увеличением температуры на каждые 100 С скорость реакции возрастает в 2-4 раза
.3.1. Правило (температурный закон) Вант-Гоффа

Математическое выражение закона Вант-Гоффа




K t1+1 0 Kt2 t2 – t1

——— = 2 – 4 или ——— = γ 10



K t1 Kt1



(7.3.1)

где Kt2 и Kt1 константы скорости реакции соответственно при t2 и t1, причем t2 > t1 ; γ – температурный коэффициент Вант-Гоффа.


7.3.2. Закон Аррениуса (для интервала температур выше 1000С)

В 1889 г. С. Аррениус опубликовал теорию активации (активных соударений), согласно которой реакционноспособны только те молекулы, которые обладают запасом энергии, необходимым для осуществления той или иной реакции, т.е. избыточной энергией по сравнению со средней величиной – активные молекулы. Он показал, что количество активных молекул может быть вычислено по закону Максвелла – Больцмана.


А/RT

Nакт = Nобщ ∙ е

(7.3.2)


закон Максвелла – Больцмана

где Nакт и Nобщ – количество соответственно активных молекул и общее количество молекул; Еакт – энергия активации; R – универсальная газовая постоянная; Т – температура в градусах Кельвина (T = t 0C +273 K).



Э
Е1 – средняя энергия молекул исходного вещества;

Еа – энергия активных молекул;

ЕА- энергия активации молекул.
нергия активации (Еакт) представляет собой энергетический барьер, который необходимо преодолеть одному молю молекул исходной системы, чтобы стать активными и вступить в химическое взаимодействие. Наглядно это представлено на рис. 7.3.1.

Рис. 7.3.1. Энергия активации химической реакции




ΔN/N - основная доля молекул системы;

Е1 и Е2 – средние энергии молекул системы при Т1 и Т2;

Еа – энергия активации.
Как следует из закона Максвелла-Больцмана, с увеличением темпера-туры возрастает доля активных молекул, т.е. обладающих энергией Еа (рис. 7.3.2).

Рис. 7.3.2. Распределение молекул по энергиям при различных температурах




Из приведенного графика следует:

lnK = lnK0 + (- a/T) или



K = K0 ∙ e – a / T , откуда a = EA/R = tg δ;
EA = tgδ ∙ R (если сравнить полученное уравнение с уравнением Максвелла- Больцмана – 7.3.2.)
Закон Аррениуса был установлен эмпирическим путем при построении графика зависимости lnK = f (1/T), где К – константа скорости химической реакции (рис. 7.3.3).

Рис. 7.3.3. Графическое определение энергии активации

Таким образом, уравнение Аррениуса может быть записано следующим образом:


А / RT



К = К0 ∙ е

(7.3.3)


Однако в такой форме записи этим уравнением не всегда удобно пользоваться при решении задач.

Несложные математические преобразования позволяют получить уравнение Аррениуса в другом виде:



d lnK EA

lnK = lnK0 + (-EA / RT); ———— = —— .

dT RT2

Разделив переменные и взяв определенный интеграл левой и правой частей уравнения, получим:



KT2 T2

d lnK = (EA / RT2) dT,



KT1 T1
EA 1 1

ln KT2 - ln KT1 = - ———— —— - ——

R T2 T1 или

KT2 EA 1 1

ln —— = —— — - —



KT1 R T1 T2 .
Перейдя от натурального логарифма к десятичному и учитывая, что R=1,958 ккал/моль, получим уравнение Аррениуса в логарифмическом виде (десятичные логарифмы):
KT2 EA 1 1

lg —— = ———— — - —



KT1 2,3 ∙ 1,958 T1 T2 или


ккал/моль

KT2 EA 1 1

lg —— = —— — - —



KT1 4,575 T1 T2 (7.3.4)

Рекомендуется при решении задач пользоваться уравнением Аррениуса (7.3.4).



    1. . Катализаторы

Катализаторами называются вещества, изменяющие скорости химической реакции, но не входящие в состав продуктов реакции.

Например: С + В → СВ – скорость низкая;

С + К → СК – промежуточный продукт образуется с

большей скоростью;



СК + В → СВ + К – скорость, достаточная для данного процесса, где К – катализатор.


Еа – энергия активных молекул;
ЕА(к1) – энергия активации образования промежуточного продукта СК1;
ЕА – энергия активации реакции без катализатора;

ЕА(к2) – энергия активации образования промежуточного продукта СК2.


Еа
Катализаторы (К) изменяют скорость химических реакций за счет того, что образуют с одним из исходных веществ промежуточный продукт, обладающий либо большим запасом энергии, чем исходная система (Е ск1), что приводит к уменьшению энергетического барьера, т.е. (ЕА(к1)), либо наоборот, меньшим запасом энергии (Е ск2), что увеличивает ЕА(к2) (рис. 7.4.1).
Рис. 7.4.1. Влияние катализатора на величину энергии активации

химической реакции

Катализаторы, понижающие энергетический барьер химической реакции, называются ускорителями или активаторами (К1), а понижающие (К2) – замедлителями или ингибиторами.

Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими.

Если реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему (газовую или жидкую), то такой катализ называется гомогенным.

Гомогенный катализ объясняется теорией промежуточных соединений. Например, окисление SO2 в SO3 с участием NO.



SO2 + ½ O2 = SO3 ; NO + ½ O2 = NO2

следующая страница >>



Есть люди, которые не верят даже прогнозам государственного метеорологического института, если не прочтут их в своей газете. Карел Чапек
ещё >>