Чем больше значение g, тем значительнее влияние температуры на скорость реакции

Так, если g равен трем, то при увеличении температуры на 100 ° скорость реакции возрастет в 3¹⁰ раза, т.е. приблизительно в 59 тыс. раз. Следует иметь в виду, что правило Вант-Гоффа позволяет лишь примерно оценить влияние температуры на скорость реакции.

Энергией активации называют: (Е_а)м инимальную энергию, необходимую для того, чтобы произошло химическое взаимодействие.

· k - константа скорости реакции;

· A - предэкспоненциальный множитель - постоянная величина, определяемая природой реагентов;

· E_а - энергия активации;

· R - универсальная газовая постоянная;

· e = 2,71828 - основание натуральных логарифмов;

· T – температура;

Чем больше величина Е_a, тем меньше скорость реакции

Катализатор - это вещество, которое или резко меняет скорость реакции, или вызывает последнюю, если она не идет, но принципиально возможна, т.е. DG < 0.

Например, самопроизвольное разложение пероксида водорода:

2H₂O₂ = 2H₂O + O₂

происходит медленно, но добавление незначительного количества диоксида марганца (MnO₂) ускоряет реакцию почти до взрыва. Смесь алюминия и паров иода при комнатных температурах не обнаруживает заметных признаков взаимодействия, но достаточно капли воды, чтобы вызвать бурную реакцию.

Хим. Равновесие:

когда химическое превращение не доходит до конца, а возникает равновесная смесь всех участников реакции, входящих как в левую, так и в правую часть стехиометрического уравнения

K_c - константа химического равновесия, выраженная через равновесные концентрации участников реакции.

2NO_2(г) «N₂O_{4(г) -}

CO_(г) + H₂O_(пар) «CO_2(г) + H_{2(г) -}

Если в процессе химического превращения участвуют две или несколько фаз, то в выражении для константы равновесия следует учитывать только те из них, в которых происходят изменения концентраций реагентов. Например, выражения констант равновесия для систем:

CaCO_3(т) «CaO_(т) + CO_2(г)

К_с = [CO₂]

3Fe_(т) + 4H₂O_(пар) «Fe₃O_4(т) + 4H_2(г)

Смещение Равновесия: Принцыпы Ле Шателье

Температура: повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. При понижении температуры равновесие смещается в направлении экзотермической реакции.

Концентрация: увеличение концентрации любого из участников реакции вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, которая приводит к уменьшению концентрации этого вещества.

При изменении концентрации компонентов равновесной системы величина константы равновесия остается неизменной, однако, само равновесие смещается, т.к. при этом создаются благоприятные условия для протекания прямой или обратной реакции.

Давление: повышение давления приводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газообразных частиц, т.е. в сторону меньшего объема. 2NO_2(г) ® 2NO_(г) + O_2(г)

Катализатор: Введение в равновесную смесь катализатора не влияет на смещение равновесия, т.к. одинаково увеличивает и (катализатор в равной мере снижает энергию активации, как для прямой, так и для обратной реакции), не изменяя их отношение. Однако, роль катализатора в обратимых реакциях очень велика.

Растворы представляют собой дисперсные системы, в которых частицы одного вещества равномерно распределены в другом.

Дисперсные системы по характеру агрегатного состояния могут быть газообразными (г), жидкими (ж) и твердыми (т),

А по степени дисперсности – взвесями, коллоидными и истинными растворами.

В истинном растворе (или просто растворе ) распределенное в среде вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня.

Для истинных растворов характерна неограниченная устойчивость во времени.

Растворы состоят из двух и более компонентов, растворенное вещество (или вещества) и растворитель.

Растворителем считают тот компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора.

Растворимостью называют способность вещества растворяться в том или ином растворителе.

Раствор называют насыщенным, если растворитель находится в равновесии с растворяемым веществом (DG = 0), т.е. насыщенный раствор содержит предельное (при данных условиях) количество растворенного вещества.

Раствор, содержащий вещества больше, чем это определяется его растворимостью, - пересыщенный; раствор, содержащий вещества меньше, чем это определяется его растворимостью - ненасыщенный.

По растворимости вещества делят на:

· хорошо растворимые (условно при K_S >1 г в 100 г растворителя),

· мало растворимые (при 10^-3 < K_S < 1 г в 100 г растворителя),

· практически нерастворимые (при K_S < 10^-3 г в 100 г растворителя).

Выражения растворов:

Массовая доля растворенного вещества,

Молярная концентрация вещества

(моль/л);

Титр раствора вещества (г/мл);

Растворы неэлектролитов

Давление надд растворами

Первый закон Рауля: относительное понижение парциального давления пара растворителя над разбавленным раствором неэлектролита равно молярной доле растворенного вещества:

- давление насыщенного пара чистого растворителя при данной температуре;

P₁ - давление насыщенного пара растворителя над раствором;

x₁ и x₂ - молярная доля растворителя и растворенного вещества, соответственно.

x₁ + x₂ = 1; P₁ = × x₁

Формулировка вторая: парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором прямо пропорционально его молярной доле.

Второй закон Рауля: повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы: DT_кип. = E×C_m; DT_зам. = K×C_m.

Эбуллиоскопический коэф. K = 1,86

Криоскопический коэф., E = 0,516

C_m - моляльность неэлектролита в растворе.

Осмос – явление проникания растворителя в раствор через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление – гидравлическое давление которое необходимо приложить к системе чтобы предотвратить проникновение растворителя в раствор.

P_осм. = C*R*T

где R - универсальная газовая постоянная.

Подставляя в выражение

С = n/V, где n - количество растворенного вещества, моль; V - объем раствора, л;

получим уравнение, аналогичное уравнению газового состояния:

P_осм.×V = n*R*T

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем, равный объему раствора.

Электролитической диссоциацией называют: Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя, или ионизацией вещества в растворах.

Основные положения теории электролитической диссоциации:

1. При растворении солей, кислот и оснований в воде происходит ионизация этих веществ с образованием заряженных частиц - ионов: положительных (катионов) и отрицательных (анионов);

2. Электрическая проводимость растворов солей, кислот и оснований в воде прямо пропорциональна общей концентрации ионов в растворе.

По способности распадаться или не распадаться вещества в расплаве или растворе на ионы различают, соответственно, электролиты и неэлектролиты.

Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Неэлектролиты - это сложные вещества, которые не распадаются на ионы и вследствие чего их растворы и расплавы не проводят электрический ток.

Степень диссоциации (a) - это отношение числа распавшихся на ионы молекул (N_дис.) к общему числу молекул растворенного вещества (N_общ.)

Сильные Электролиты - a = 1

Слабые Электролиты - a < 1

Сильными электролитами: называют электролиты, которые в разбавленном водном растворе диссоциируют практически полностью.

Слабыми электролитами: называют, электролиты которые в разбавленном водном растворе диссоциируют частично.

Диссоциация сильных электролитов - это практически необратимый процесс:

HCl ® H⁺ + Cl^-

Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс, например:

(при 25° С)

HCN «H⁺ + CN^- a=7×10^-5 (или 0,007)

NH₃×H₂O « + OH^- a=0,013 (или 1,3%)

Степень электролитической диссоциации зависит от:

а) природы электролита и растворителя;

б) концентрации раствора;

в) возрастает при увеличении температуры и разбавления раствора.

· Константу равновесия в реакции диссоциации слабого электролита называют константой диссоциации (константой ионизации).

KA «K^y+ + A^x-;

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, температуры и не зависит от концентрации раствора.

Константа диссоциации - важная характеристика слабых электролитов. Чем меньше величина K_д, тем слабее диссоциирует электролит в данном растворителе.

Закона разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита увеличивается при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его молярной концентрации.

K_д» a²×C или

Кислоты - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка.

Слабые многоосновные кислоты -диссоциируют ступенчато. Каждую ступень характеризуют своим значением константы диссоциации.

Основания - это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием гидроксид-ионов OH^- и катионов металла.

Амфотерные гидроксиды - это вещества, диссоциирующие в водном растворе как по типу кислот, так и по типу оснований.

Ионное произведение воды:

Свободные ионы водорода H не способны к существованию в водном растворе - они мгновенно гидратируются водой до катионов оксония (H₃O⁺).

Однако, для простоты записи часто используют обозначение H⁺:

H₂O «H⁺ + OH^-.

Ионное произведение воды (K_В) есть величина постоянная - Произведение равновесных концентраций ионов водорода и гидроксила в воде и разбавленных водных растворах (при постоянной температуре)

K_в = [H⁺]×[OH^-] = 1×10^-14 при 25 °С

Водородный показатель - отрицательный десятичный логарифм числового значения молярной концентрации ионов водорода:

pH = -lg[H⁺]

По аналогии используют гидроксильный показатель (pOH): pOH = -lg[OH^-]

В кислых растворах преобладает концентрация ионов H⁺:

[H⁺] > [OH^-], т.е. [H⁺] > 1×10^-7 и [OH^-] < 1×10^-7 моль/л.

В основных растворах преобладает концентрация ионов [OH ]:

[OH^-] > [H⁺], т.е. [OH^-] >1×10^-7 и [H⁺] < 1×10^-7 моль/л.

в кислой среде pH < 7,

в нейтральной среде pH = 7,

в основной среде pH > 7.

Произведение растворимости

ПР = [K^y+]^x×[A^x-]^y

Чем больше ПР тем больше растворимость этого вещество.

Ионные реакции обмена:

Необходимым условием протекания обменных реакций в растворах электролитов является удаление из раствора тех или иных ионов вследствие образования малодиссоциирующих (слабые электролиты и комплексные ионы) или малорастворимых веществ (осадки и газы).

Ионные реакции протекают только если:

· Образуются малодиссоциирующие соед. (вода)

· Выподает осадок

· Выделяется газ

Малодиссоциирующие и малорастворимые в-ва в ионно молек-ых уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.

Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

1. HF + NaOH «NaF + H₂O,

HF + OH^- «F^- + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

2. NH₃×H₂O + HCl «NH₄Cl + H₂O,

NH₃×H₂O + H⁺ « + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

3. HF + NH₃×H₂O «NH₄F + H₂O,

HF + NH₃×H₂O « + F^- + H₂O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

4. AgCl¯ + NaI «NaCl + AgI¯,

AgCl¯ + I^- «Cl^- + Ag¯ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

ПР(AgCl) = 1,78×10^-10 ПР(AgI) = 8,3×10^-17

ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.

5. MnS¯ + 2HCl «H₂S­ + MnCl₂,

MnS¯ + 2H⁺ «H₂S­ + Mn²⁺ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

6. Be(OH)₂¯ + 2KOH «K₂[Be(OH)₄],

Be(OH)₂¯ + 2OH^- «[Be(OH)₄]^2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Гидролизом называют: Обменную реакцию между водой и соединением

ü Соли, образованные анионом сильной кислоты и катионом сильного основания, гидролизу не подвергаются (рН = 7).

Гидролиз по катиону.

Ему подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (ZnSO₄, FeCl₂, Co(NO₃)₂ и др.). При гидролизе создается кислая среда (рН < 7).

Например:

катион однозарядный.

NH₄Cl ® NH⁺₄ + Cl^-

NH⁺₄ + HOH «NH₄(OH) + H⁺

молекулярное уравнение гидролиза:

NH₄Cl + H₂O «NH₄(OH) + HCl.

Продуктами гидролиза в данном случае являются слабое основание и сильная кислота.

катион многозарядный. Гидролиз многозарядного катиона протекает ступенчато, в связи со ступенчатой диссоциацией многокислотных оснований. Например:

CuCl₂ ® Cu²⁺ + Cl^-

Cu²⁺ + HOH «CuOH⁺ + H⁺ (1 ступень)

CuOH⁺ + HOH «Cu(OH)₂ + H⁺ (2 ступень)

Молекулярные уравнения, соответственно, имеют вид:

CuCl₂ + H₂O «CuOHCl + HCl (1 ступень)

CuOHCl + H₂O «Cu(OH)₂ + HCl (2 ступень)

Гидролиз по аниону. Он характерен для солей, образованных катионом сильного основания и анионом слабой кислоты

анион однозарядный.

KCN ® K⁺ + CN^-

CN^- + HOH «HCN + OH^-

Молекулярное уравнение гидролиза:

KCN + H₂O «HCN + KOH

Продуктами гидролиза в данном случае являются слабая кислота и сильное основание.

анион многозарядный.

K₂CO₃ ® 2K⁺ + ,

+ HOH « + OH^-

Молекулярное уравнение 1 ступени гидролиза:

K₂CO₃ + H₂O «KHCO₃ + KOH

В связи с накоплением в реакционной системе ионов OH гидролизом по второй ступени можно пренебречь. Продуктами гидролиза в этом случае будут кислая соль и сильное основание.

Гидролиз по катиону и аниону. Этот случай имеет место для солей, образованных катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

NH₄CN ® + CN^-

+ HOH «NH₃×H₂O + H⁺

CN^- + HOH «HCN + OH^-

+ CN^- + 2H₂O «NH₃×H₂O + HCN + H⁺ + +OH^-

Молекулярное уравнение гидролиза:

NH₄CN + 2H₂O «NH₃×H₂O + HCN

Электрохимические процессы:

Процессы взаимного превращения химической и электрохимической форм энергии называют электрохимическими.

Гальваника:

При погружении металла в раствор начинается сложное взаимодействие металла с компонентами раствора.

Металл с поверхности становится заряженным отрицательно, а раствор - положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. На границе металл - раствор возникает двойной электрический слой.

Между металлом и раствором возникает разность потенциалов, которая называется электродным потенциалом (ЭП) или потенциалом электрода.

Гальванический элемент Даниэля-Якоби

Он состоит из медной пластины, погруженной в раствор CuSO₄ и цинковой пластины, погруженной в раствор ZnSO₄.

при работе медно-цинкового элемента протекают следующие основные процессы:

1) реакция окисления цинка

Процессы окисления в электрохимии получили название анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы окисления, называют анодами;

2) 2 ) реакция восстановления ионов меди

Процессы восстановления в электрохимии получили название катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы восстановления, называют катодами;

Дата добавления: 2015-08-10