Химия
Другие рефераты
Законы термохимии.
1.З-н Гесса: Тепловой эффект хим. реакции не зависит от стадии процесса, а
завис. от нач. и конечн. сост. вещества. ?Н х.р.=?Н1+?Н2
Следствия: 1. n*A+m*B=x*C+y*D , х,у – стереохимические
коэффициенты, А,В – исходные вещества, С,D – продукты реакции
?Н х.р.=S?Н обр.прод.р.--S?Н обр.ис.в. или
?Н=(?Н обр.С*х+?H обр.D*y) — (?Н обр.A*n+?H обр.B*m)
2. ?Н пр.р.=--?Н обрат.р.
2.З-н Лавуазье-Лапласа: ?Н обр.в.=--?Н разл.в.
Следствия: 1. Чем 0-
самопр.протек.обр.проц.
?G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв. протекания
процесса. ?G образ.прост.в.=0 G[кДж.моль]
?G х.р.=S?G обр.пр.р.--S?G обр.исх.в. с учётом коэффициентов
Влияние температуры на ход реакции.
1. ?H<0 ?S<0
2. ?H>0 ?S<0
Скорости хим. реакций, хим. равновесие.
Системы протекания реакций:
1.Гомогенная (однор сист.) сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз,
т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже
гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. V
гом.р.=+?с/?Т=+?n/(V*?T), ?n – кол.активных взаимодействий, ?с –
изменен.концентрации вещ-ва, ?Т-отр.вр.
V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/мі*сек]
2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ.
поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд.
фаз.
V гет.р.=+?с/S*?T=[моль/литр*мІ*сек] , S – площадь раздела фаз.
Факторы, влияющие на скорость.
1.Концентрация - прямая завис.
Закон действующих масс (з.д.м.) V=k*[A]?*[B] ??, k – константа
равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ.
конц. вещ-ва в тв. сост.
2.Давление гомоген.(для газов) – прямая завис. При увел. давлен
концентрация растёт прям пропорционально.
3.Температура – прям. з. При небольших изменениях температуры скорость
реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа: При увеличении темрературы
на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. V т2=V т1
*?^((Т2-Т1)/10)
4.Площадь для гетероген (прямая) 5. Природа веществ.
6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.)
Уравнение Аррениуса (справедливо для больших интервалов ? t)
Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем
энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш.
Еа
K=K0*e^(-(Ea/R*T)) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость
реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель
^ Т => v Ea => ^ K => ^ V
Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс:
Гомогенный – ускорение во всём объёме
Гетерогенный
– на гране раздела фаз
Катализатор снижает Еа
Химическое равновесие
Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону
прямой и обратной реакций.
Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К
х.р.=К пр./К обр.=[C] *[D] /[A]?*[B]?? , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-
пр.р.,К х.р.<1-обр.р.
Сдвиг хим. равновесия. Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье: Если
изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону
противодействия измения.
1.Изменен. концентр. 2.Изменение темпер. ^Т эндо ,vТ экзо 3.Изменен.
давлен. ^Р меньшых объема vР большых объёмов 4.Катал. ускор. обе р., но
равновес. несмещ.
РАСТВОРЫ.
Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более
компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва)
2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е
растворы – саль ваты
Процесс растворения – физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь,
химического – образование хим. связи и тепловые явления.
Энергетика процесса растворения. Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки
вещества ?Н разр.>0;
2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора ?Н диф.? 0;
3.Процесс гидратации ?Н гидр.< 0.
Т.о. ?Н раствора=?Н разр.+?Н диф.+?Н гидр.
При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на
ионы). Их растворы проводят ток – электролиты.
Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества.
Электролиты характеризуются: 1.Степенью диссоциации ?=число
продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от
Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)
?>30% - сильн. эл., ?<3%
- сл. эл., ?( (3%;30%) – ср.силы.
2.Константа
диссоциации. Сл. эл: КА?К?+АЇ Сил. эл: КА> К?+АЇ (КА – молекула) К
равновес.=К диссоц.=[ К?]*[ А?]/[KA]
К диссоц. имеет смысл только для слабого
электролита(обр. процесс)
Ионные уравнения.
В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2.
Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые
осадки.
Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO3
+HCl>AgCl+HNO3
Ag?+ClЇ> AgClv - белого цвета
2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH>NaCl+H2O
H?+OHЇ>H2O – слабый электролит
3. Образование газа K2CO3 +2HCl>2KCl+CO2 ^+H2O
CO3 Ї+2H?> CO2 ^+H2O
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ
К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному
сущ.
Пример. HgJ2 *2KJ
Свёрнутый вид: К2[HgJ4] число легандов – координационное число
(к.ч.)
Лучшие компл. образователи – ионы d-элементов(эл. побочн. групп), т.к. у
них малый радиус
Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: JЇ, FЇ, ClЇ, NO2Ї, OHЇ или
H2O , NH3
Амфотерные гидрооксиды.
Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Sn(OH)2 , Sn(OH)4 , Cr(OH)3 , Al(OH)3
Доказательсво амфотерности:
|Основные |Кислотные |
|свойства |свойства |
|Be(OH)2+2HCl>Be|Be(OH)2+2NaO|
|Cl2+2H2O |H>Na2BeO2+2H|
|Be(OH)2+2H?>BeІ|2O |
|?+2H2O,иливкомп|Be(OH)2+2ОН?|
|л.в: |>BeO2І?+2H2O|
|Be(OH)2+2HCl+2H| |
|2O>[Be(H2O) |Be(OH)2+2NaO|
|4]Cl2 |H>Na2[Be(OH)|
|Be(OH)2+2H?+2H2|4] |
|O>[Be(H2O) 4]І?|Be(OH)2+2ОН?|
| |>[Be(OH)4]І?|
Гидролиз солей
Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды
смещается и среда становится кисл. или щелочной.
H2O>H?+OHЇ К диссоц.=[Н?]*[ОН?]/[H2 O] > К
диссоц.*[H2O] =[Н?]*[ОН?]=К H2O=1Е-14 - ионное произведение воды
Виды сред.
1. [Н?]=[ОН?]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н?]>[ОН?] кислая
среда(рН<7); 3. [Н?]<[ОН?] щелочная(рН>7)
рH=-lg[Н?] pOH=-lg[ОН?] pН+pОН=14
Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
|1.Соли образ. |2.Соли обр. сл.|3.Соли обр. |4.Соли обр. |
|сильн. и сл. |осн. и сиьн. |сл. осн. и |сильн. осн. и |
|кисл. |кисл. |сл. кисл. |сильн. кисл. |
| | |(полн. или | |
| | |совместный | |
| | |гидролиз) | |
|К2S>2K?+SІ? |MgCl2>MgІ?+2Cl?|MgS>MgІ?+SІ? |Na2SO4>2Na?+SO4|
|pH>7 |pH<7 |pH?7 |І? |
|Ступень I. |Ступень I. |MgІ?+SІ?+2H?O|pH=7 |
|SІ?+H?OH??(HS)|MgІ?+H?OH??(MgO|H??Mg(OH)2+H2| |
|?+OH? |H)?+H? |S | |
|2K?+SІ?+HOH?(H|2Cl?+ |MgCl2+Na2S+2H| |
|S)?+OH?+2K? |MgІ?+HOH?(MgOH)|2O> | |
|К2S+HOH?KHS+KO|?+H?+2Cl? | | |
|H |MgCl2+HOH?MgOHC| | |
|Ступень II. |l+HCl | | |
|(HS)?+HOH?H2S+|Ступень II. | | |
|OH? |(MgOH)?+HOH?Mg(| | |
|K? |OH)2+H? | | |
|+(HS)?+HOH?H2S|Cl?+ | | |
|+OH?+K? |MgOH?+HOH?Mg(OH| | |
|KHS+HOH?H2S+KO|)2+H?+Cl? | | |
|H |MgOHCl+HOH?Mg(O| | |
| |H)2+HCl | | |
Соль гидролизу не подвергается.
Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.:
1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к
общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр.
Константа гидролиза К гид.=К H2O/К дис.сл.электролитов
h=?(К гид./С соли)
2. Молярн. концентрация(молярность) С м=h/V=m р.в./M р.в.*V
3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г.
ратворит. См=n/V=m р-ва/?*V , ? - эквивалент (или m э)
Э к-ты=М к-ты/число H? Э осн-я=М осн/число ОH?
Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме
Закон эквивалентов: все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич.
NaOH+HCl=NaCl+H2O n NaOH=N HCl=n NaCl=n H2O c NaOH*V NaOH =c
H(HCl)*V HCl
Окислительно-востановительные
| |  скачать работу |
Другие рефераты
| 
