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 *γ↑((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 => ↓ Ea => ↑ K => ↑V
Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз
Катализатор снижает Еа
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]ⁿ*[B]ⁿⁿ , 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 ,↓Т экзо 3.Изменен. давлен. ↑Р меньшых объема ↓Р 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 диссоциацииα=число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.)
α>30% - сильн. эл., α<3% - сл. эл., αÎ (3%;30%) – ср.силы.
2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА⇆К⁺+А¯ Сил. эл: КА→ К⁺+А¯ (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К⁺]*[ Аˉ]/[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⁺+Cl¯→AgCl↓ - белого цвета
2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH→NaCl+H2O
H⁺+OH¯→H2O – слабый электролит
3. Образование газа K2CO3+2HCl→2KCl+CO2↑+H2O
CO3¯+2H⁺→CO2↑+H2O
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.: J¯, F¯, Cl¯, NO2¯, OH¯ или H2O , NH3
| Основные свойства | Кислотные свойства |
| Be(OH)2+2HCl→BeCl2+2H2OBe(OH)2+2H⁺→Be²⁺+2H2O,иливкомпл.в:Be(OH)2+2HCl+2H2O→[Be(H2O) 4]Cl2Be(OH)2+2H⁺+2H2O→[Be(H2O) 4]²⁺ | Be(OH)2+2NaOH→Na2BeO2+2H2OBe(OH)2+2ОНˉ→BeO2²ˉ+2H2OBe(OH)2+2NaOH→Na2[Be(OH)4]Be(OH)2+2ОНˉ→[Be(OH)4]²ˉ |
Г. – взаимодействие ионов соли с ионами воды, в рез. котор. равновес. воды смещается и среда становится кисл. или щелочной.
H2O→H⁺+OH¯ К диссоц.=[Н⁺]*[ОНˉ]/[H2O] → К диссоц.*[H2O] =[Н⁺]*[ОНˉ]=К H2O=1Е-14 - ионное произведение воды
Виды сред.
1. [Н⁺]=[ОНˉ]=1Е-7 нейтралная среда(рН=7); 2. [Н⁺]>[ОНˉ] кислая среда(рН<7); 3. [Н⁺]<[ОНˉ] щелочная(рН>7)
рH=-lg[Н⁺] pOH=-lg[ОНˉ] pН+pОН=14
Соли по отношению к гидролизу делятся на 4 группы:
| 1.Соли образ. сильн. и сл. кисл. | 2.Соли обр. сл. осн. и сиьн. кисл. | 3.Соли обр. сл. осн. и сл. кисл. (полн. или совместный гидролиз) | 4.Соли обр. сильн. осн. и сильн. кисл. |
| К2S→2K⁺+S²ˉ pH>7 Ступень I. S²ˉ+H⁺OHˉ⇆(HS)ˉ+OHˉ 2K⁺+S²ˉ+HOH⇆(HS)ˉ+OHˉ+2K⁺ К2S+HOH⇆KHS+KOHСтупень II. (HS)ˉ+HOH⇆H2S+OHˉ K⁺ +(HS)ˉ+HOH⇆H2S+OHˉ+K⁺ KHS+HOH⇆H2S+KOH | MgCl2→Mg²⁺+2Clˉ pH<7 Ступень I. Mg²⁺+H⁺OHˉ⇆(MgOH)⁺+H⁺ 2Clˉ+ Mg²⁺+HOH⇆(MgOH)⁺+H⁺+2Clˉ MgCl2+HOH⇆MgOHCl+HCl Ступень II. (MgOH)⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺ Clˉ+ MgOH⁺+HOH⇆Mg(OH)2+H⁺+Clˉ MgOHCl+HOH⇆Mg(OH)2+HCl | MgS→Mg²⁺+S²ˉ pH≈7Mg²⁺+S²ˉ+2H⁺OHˉ⇆Mg(OH)2+H2SMgCl2+Na2S+2H2O→ | Na2SO4→2Na⁺+SO4²ˉ pH=7 |
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+H2OnNaOH=NHCl=nNaCl=nH2OcNaOH*VNaOH =cH(HCl)*VHCl
ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов.
Окислители. 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg²⁺, Mg⁺⁷O4 ,(CrO4)²ˉ
2. F2 , O2
Окислители и восстановители.1.Атомы и молекулы металов (кр. O2 и F2) Сl2 , Br2 , N2 , S˚ ,P˚
2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO3)²ˉ, Fe , (NO2)ˉ
Направления ОВР. Электродные потенциалы.
Гальванические элементы. Самрпоизв. электроны идут от вост. к окислит., когда φ окисл.>φ вост., ξ = φ окисл.-- φ вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР.
Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом.
Используют относительные величины потенциалов.
Измерение электродных потенциалов. Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток.
Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный φ(Н˚2/2Н⁺), а второй измеряемый.
Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. ξ = φ измер. -- φ(Н˚2/2Н⁺) –эталонный
Устройство медно-цинкового гальванического элемента.
φ(Zn˚/Zn)=-0.76 В
φ(Сu˚/Cu²⁺)=+0.34 B
ξ = φ окисл.-- φ вост=1.1 В
Анодный процесс: Zn˚-2ē→Zn²⁺ анод – восстановитель
Катодный процесс: Cu²⁺ +2ē→Сu˚ катод – окислитель
Zn˚+ Cu²⁺= Zn²⁺+Сu˚
(-)(A) Zn˚| ZnSO4 ;1M||CuSO4 ;1M|Cu (K)(+)
Потенциал зависит от t, С, от природы ок-ва.
Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста: φ(OX/Red)=φ˚(OX/Red)+(RT/nF)*ln([OX]/[Red])
OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT/F=0.059, n – число электронов
φ(Меⁿ⁺/Ме)=φ˚( Меⁿ⁺/Ме)+(0.059/n)*lg[Меⁿ⁺] Пример. Ag|AgNO3 ;1M|| AgNO3 ;0.01M|Ag
φ(Ag⁺/Ag)=0.8+(0.059/1)*lg 10ˉ²=0.692 B
Взаимодействие Ме с окислит (кисл., щел., вода).
| Взаимодействие Ме с водой. | Взаимодействие Ме с раств. щелочью. | Взаимодействие Ме с кислотами. | |
| Вост. воды 2H2O+2ē→H2+2OHˉMg+H2O→φ(Mg(OH)2/Mg)=-2.36φ(H2O/H2)=-0.413 φ окисл.>φ вост – реакция идёт1|Mg˚+2H2O - 2ē→Mg(OH)2+2H⁺1|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _Mg+4H2O→Mg(OH)2+H2+2H⁺+2OHˉMg+2H2O→Mg(OH)2+H2Нек. активн. Ме находятся в пассивир. сост., т.к. их поверхность покрыта прочным продуктом окислен.Пассивацией наз. явлен. глубок. торможен. реакции окислен. над действием продукта этого окисления. | В ратворах щелочей окислителем явл. вода. Al+NaOH+H2O→φ(AlO2ˉ/Al)=-2.36φ(Al2O/H2)=-0.827 φ окисл.>φ вост – ре-акция идёт2|Al˚+4OHˉ - 3ē→AlO2ˉ+2H2O3|2H2O+2ē→H2+2OHˉ _2Al+8OHˉ+6H2O→2AlO2ˉ+4H2O+3H2+6OHˉ2Al+2NaOH+2H2O →2NaAlO2+3H2 | кислоты по отношению к Ме дел. на 2-е группы(какой ион явл. окислит.) | |
| H⁺ | Кислотный остаток – окислит. | ||
| HCl ,H2SO4 р. | H2SO4к. , HNO3р. , HNO3к. | ||
| 1. Ме+H2SO4 р. →МеSO4+Н2φ(H/2H⁺)=0 φ(Ме)<0 | 1.Ме+H2SO4 к.→МеSO4+ H2O+прод.вост.кисл.ост. Li-Zn (H2S) Cr-H(S˚) послеН(SO2)φ(SO4²ˉ/S)>1SO4²ˉ→ H2SSO4²ˉ→SSO4²ˉ→SO22. Ме+HNO3р→МеNO3+H2O+пр. вост. кисл. ост. Li-Zn (NH4⁺,NH4NO3) Cr-H(N2O) послеН(NO)φ(NO3ˉ)>13. Ме+HNO3к→ МеNO3 + H2O + пр. вкисл.ост. Li-Zn (NO)Zn-(NO2) Пример. Au+3V HCl+HNO3→AuCl3+NO2+H2O | ||
Нек. Ме пассивируют под действием холодных кислот: H2SO4 - Fe , Ti ; HNO3 - Cr