Факторы влияющие на скорость химической реакции природа вещества

Факторы влияющие на скорость химической реакции природа вещества, концентрация температура, катализатор и др. реагентов, Природа реагирующих веществ 2 NO + O 2 = 2 NO 2 2 CO + O 2 = 2 CO 2 Концентрация реагентов (Закон действующих масс) а. А + в. В = с. С v = k[A]a[B]b v = k[C]c 2 NO(г) + O 2(г) = 2 NO 2(г) v=k×[NO]2·[O 2]. С(тв. ) + О 2(г) = СО 2(г) v=k×[O 2].

Влияние температуры на скорость гомогенных реакций Правило Вант-Гоффа: повышение температуры на 10° увеличивает скорость гомогенных химических реакций примерно в 2 -4 раза. v t 2 = v t 1 (τ -τ )/10 Δv = Δτ/10 2 2

Обратимые и необратимые химические реакции Химическое равновесие - состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в исходные реагенты. а. А + в. В = с. С + d. D v = k[A]a[B]b v = k[C]c[D]d v = v k k[A]a[B]b = k[C]c[D]d / k = ([C]c[D]d)/([A]a[B]b )= K 2 NO(г) + O 2(г) = 2 NO 2(г) K=[NO 2]2 / [NO]2·[O 2] С(тв. ) + CО 2(г) = 2 СО (г) K= [CO]2 / [CO 2]

Химическое равновесие является динамическим, то есть его установление не означает прекращения реакции. Признаки истинного химического равновесия: 1. состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии внешних воздействий; 2. состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь малы бы они ни были; 3. состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

Смещение химического равновесия Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это воздействие к минимуму. V = 1+3 V = 2 N 2 (г) + 3 H 2 (г) 2 NH 3 (г) Δ H = -92. 4 Q = +92. 4 T↑ (-Q или +ΔН) эндотермической реакции T↓ (+Q или -ΔН) эндотермической реакции P↑ (Vmin) меньшего объема P↓ (Vmax) большего объема С↑исх. в-в продуктов С↑продук исходных С↓исх. в-в исходных в-в С↓продук продуктов

РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ Раствор - гомогенная система, состоящая из двух или более независимых компонентов, соотношение между которыми может изменяться. Растворителем считается то вещество, количество которого преобладает в данной системе и определяет агрегатное состояние раствора. По агрегатному состоянию растворы делятся: • газообразные растворы: воздух • твердые растворы: сплавы металлов; • жидкие растворы в свою очередь делятся: растворы твердых веществ в жидкостях: соль+Н 2 О, растворы газообразных веществ в жидкостях: лимонады растворы жидких веществ в жидкостях: уксус, водка

Устойчивость раствора определяется размером растворенных частиц: истинные растворы (10 -9 – 10 -10 м); растворы электролитов (ионные); растворы неэлектролитов (молекулярные); коллоидные растворы (10 -6 – 10 -8 м); суспензии (Т+Ж), эмульсии (Ж+Ж) (10 -4 – 10 -5 м). Истинный раствор - устойчивая гомогенная система переменного количественного состава, состоящая из двух или более компонентов, между которыми существуют достаточно сильные взаимодействия.

Классификация растворов: • по относительным количествам растворенного вещества и растворители: разбавленные и концентрированные; • по соотношению преобладания частиц, переходящих в раствор и удаляющихся из раствора: насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. Насыщенный раствор - это раствор, который находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества и содержит максимально возможное при данных условиях количество этого вещества. Количественной характеристикой соотношения компонентов насыщенного раствора является растворимость.

Способы характеристики растворимости Коэффициент растворимости вещества (Р) – наибольшая масса вещества, способная при данной температуре раствориться в 100 г растворителя. Р 20 H 2 O(Na. Cl) = 36. Молярная растворимость вещества (S) - число молей вещества, способное при данной температуре раствориться в 1 л указанного растворителя с образованием насыщенного раствора. S(Na. CI) = 6, 154 моль/л Коэффициент поглощения газа –наибольший объем газа, который может раствориться в единице объема растворителя при данной температуре и парциальном давлении газа 1 атм.

Способы выражения состава раствора Массовая доля Мольная доля Молярная концентрация (молярность) Моляльная концентрация (моляльность) Титр

Способы выражения состава раствора Молярная концентрация (молярность) Нормальная концентрация (нормальность) n(Р. В. )=nf(Р. В. )* f

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Свойства растворов, которые зависят только от концентрации частиц в растворе и не зависят от природы растворенного вещества, называются коллигативными: • осмотическое давление • давление насыщенного пара р-ля над р-ром • температура кристаллизации раствора • температура кипения раствора

ОСМОС – односторонняя самопроизвольная диффузия молекул растворителя через полупроницаемую перегородку из раствора с низкой концентрацией в раствор с более высокой концентрацией. Осмотическое давление (π) - избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью. π= i*Cm*R*T к. Па R = 8, 314 Дж/моль* К

Закон Вант-Гоффа Осмотическое давление разбавленного идеального раствора неэлектролита равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы при той же температуре находилось бы в газообразном состоянии и занимало бы объем, равный объему раствора. i = число частиц р. в. /число частиц исх. в. i(Na. CI)=2 i(Ca. CI 2)=3 i(Na 3 PO 4)=4 Изотонические растворы – имеют равное осмотическое давление. Гипертонические растворы– имеют большее осмотическое давление по сравнению с другим раствором. Гипотонические растворы – имеют меньшее осмотическое давление по сравнению с другим раствором.

Закон Рауля I : Относительное понижение давление насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества. P = N(р-ля)*P 0 Закон Рауля II. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения не зависят от природы растворенного вещества и прямопропорциональны моляльной концентрации раствора. ∆t кип = i*Кэб*Сm ∆t кип = t кип р-ра - t кип р-ля ∆t зам = i*Kкр*Сm ∆t зам = t зам р-ля - t зам р-ра

Константы некоторых растворителей Вещество формула Тем-ра Криоскопиче замерзания, ская 0 С константа, К*кг/моль Вода H 2 O 0. 0 1. 86 100. 0 0. 52 Бензол C 6 H 6 5. 45 5. 07 80. 2 2. 57 -177. 0 1. 79 34. 6 2. 02 78. 0 1. 15 Диэтиловый (C 2 H 5)2 O эфир Этанол C 2 H 5 OH -114. 0 Тем-ра Эбулиоскап кипения, ическая 0 С константа, К*кг/моль Как изменится температура замерзания жидкости, если в 100 г воды растворить 1 г поваренной соли (20 г). ∆t зам = i*Kкр*Сm Cm = m(Na. Cl)*1000/(M(Na. Cl)*m(H 2 O) Cm = 1*1000/58. 4*100=0. 17 моль/кг ∆t зам = 2*1, 86*Сm Cm = 20*1000/58. 4*100=3. 40 моль/кг ∆t зам 1 = 2*1, 86*0. 17=0. 63 t зам 1 = 0 -0. 63=-0. 63 o. C ∆t зам 2 = 2*1, 86*3. 40=12. 65 t зам 2 = 0 -12. 65=-12. 65 o. C

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. Электролитами являются вещества, которые способны проводить электрический ток в растворах или расплавах (кислоты, основания, соли). Электролитическая диссоциация - процесс распада молекул электролитов на ионы в растворе или расплаве. An+Bm- n. A+ + m. BH+Cl- H+ + Cl. Ступенчатая диссоциация: на примере двухосновной кислоты. I H 2+(CO 3)-2 H+ + (H+CO 3 -2)II (H+CO 3 -2)- H+ + CO 32 H 2 CO 3 2 H+ + CO 32 -

Количественно процесс диссоциации характеризуют две величины: степень и константа диссоциации. Степень диссоциации (α) – число, показывающее, какая часть молекул распадается на ионы: α=n/N*100%, n- число молекул, распавшихся на ионы N- общее число молекул в растворе Константа диссоциации (Кд) – количественная хааоактеристика слабых электролитов. Величина Кдис электролита зависит от природы электролита и растворителя, температуры, но не зависит от концентрации раствора. An+Bm- n. A+ + m. BКд = [A+]n[B-]m [An. Bm] H 2 SO 3 2 H+ + SO 32 Kд = [H+]2[SO 32 -] [H 2 SO 3]

Класс веществ Кислоты Сильные электролиты, α>30% HCl. O 4, HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HMn. O 4 Средние электролиты, 3%<α<30% HF, H 2 SO 3, H 3 PO 4 Слабые электролиты, α<30% H 2 S, H 2 CO 3, HCN, H 2 Si. O 3, HNO 2, H 3 BO 3, CH 3 COOH Основания Ca(OH)2, Li. OH, Mg(OH)2, Na. OH, KOH, Be(OH)2 Rb. OH, Cs. OH Sr(OH)2, Ba(OH)2 NH 4 OH, нерастворимые основания Соли Нерастворимые соли Растворимые соли Например: Кд(HCl)=107 Кд(HF)=6. 8*10 -4 Кд 1(H 2 S)=1. 0*10 -7 Кд 2(H 2 S)=2. 5*10 -13

Закон разбавления Оствальда степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации. при α<1% Кд=α 2*c 0 Зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита Повышение концентрации ведет к снижению степени диссоциации. При бесконечном разбавлении (когда концентрация электролита стремится к 0) степень диссоциации стремится к 1

Водородный показатель кислотности и щелочности водных растворов. Водородный показатель (р. Н), величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Характер среды (раствора) кислая нейтральная щелочная Величина р. Н <7 ~7 >7 Концентрация [Н+], моль/л >10 -7 ~10 -7 <10 -7 Кислый раствор - раствор, в котором концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов Щелочной раствор - раствор, в котором концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов Нейтральный раствор - раствор, в котором концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов

Ионное произведение воды Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии: 1. образование ионов водорода и гидроксид–ионов: Н 2 О <=> Н+ + ОН 2. гидратация иона водорода с образованием иона гидроксония: Н+ + Н 2 О <=> Н 3 О+. KH 2 O=const=[Н+]·[ОН-] KH 2 O – ионное произведение воды для чистой воды при 25 о. С [Н+]=[ОН-]=10 -7 моль/л, KH 2 O=10 -7· 10 -7=10 -14 р[Н+]+р[ОН-]=14 сумма водородного и гидроксильного показателей в водных растворах при 25°С равна 14.

Водородный показатель Для выражения кислотности или щелочности раствора используют величину водородного показателя (р. Н), равную десятичному логарифму концентрации ионов водорода [H+], взятому с обратным знаком: Для сильной к-ты р. Н=-lg[H+], где [H+]=[моль/л]. Для сильного о-ния р. OН=-lg[OH-] или p. H=14+lg[OH-] Для слабой к-ты р. Н=0, 5(p. Ka - lg[H+]) Для слабого о-ния р. Н=14 - 0, 5(p. Kb - lg[OH-]) Для слабых электролитов [H+] = (Kд*C)0. 5 Вычислите p. H раствора соляной кислоты (уксусной кислоты) с концентрацией 0, 01 моль/л. (Кд(СН 3 СООН)=1, 74*10 -5 p. H (HCl) = -lg 0. 01 = 2 p. H(CH 3 COOH) = -lg 4. 17*10 -4 = 3. 4 [H+] = (1. 74*10 -5*0. 01)0. 5= 4. 17*10 -4 p. H(CH 3 COOH) = 0. 5(-lg 1. 74*10 -5 -lg 0. 01) = 0. 5(4. 76+2)=3. 4

Гидролиз – процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита. по КАТИОНУ по АНИОНУ Сил. К-та + сл. О-ние Сл. К-та + сил. О-ние по КАТИОНУ и АНИОНУ Сл. К-та + сл. О-ние Не идет Сил. К-та + сил. О-ние NH 4 NO 3 NH 4+ + NO 3 - NH 4+ +H+(OH-) NH 4 OH + H+ среда кислая p. H<7 NH 4 NO 3 + H 2 O NH 4 OH + HNO 3 Cu. Cl 2 Cu 2+ + 2 Cl- Cu 2+ + H+(OH-) Cu. OH+ + H+ среда кислая p. H<7 Cu. Cl 2 + H 2 O Cu. OHCl + HCl

Гидролиз по КАТИОНУ Сил. К-та + сл. О-ние по АНИОНУ Сл. К-та + сил. О-ние по КАТИОНУ и АНИОНУ Не идет Сил. К-та + сил. О-ние Сл. К-та + сл. О-ние KCN K+ + CN- +H+(OH-) HCN + OH- среда щелочная p. H>7 KCN + H 2 O HCN + KOH Na 2 CO 3 Na+ + CO 32 - + H+(OH-) HCO 3 - + OH- среда щелочная p. H<7 Na 2 CO 3 + H 2 O Na. HCO 3 + Na. OH

Гидролиз по КАТИОНУ Сил. К-та + сл. О-ние по АНИОНУ Сл. К-та + сил. О-ние Не идет по КАТИОНУ и АНИОНУ Сил. К-та + сил. О-ние Сл. К-та + сл. О-ние (NH 4)2 S = 2 NH 4+ +S 2 NH 4+ +HOH = NH 4 OH + H+ по катиону S 2 - + HOH = HS- + OH- I ступень по аниону HS- + H 2 O = H 2 S + OH II ступень. Без нагревания гидролиз идет, в основном, по I ступени. NH 4+ +S 2 - + 2 H 2 O = NH 3*H 2 O + HS- + H+ + OH(NH 4)2 S + H 2 O = NH 3*H 2 O + NH 4 HS При нагревании гидролиз сульфида аммония идет до конца (т. е. необратим): 2 NH 4 + +S 2 - + 4 H 2 O = 2 NH 3*H 2 O + H 2 S +2 H 2 O (NH 4)2 S + 2 H 2 O = 2 NH 3*H 2 O + H 2 S = 2 NH 3 + H 2 S + 2 H 2 O