При С повишаване на температурата скоростта на повечето химични реакции се увеличава значително, а при хомогенни реакции, при нагряване за всеки десет градуса, скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти.
Общият брой на частиците в системата (N) е равен на площта под кривата. Общият брой на частиците с енергия, по-голяма от Ea, е равен на защрихованата област.
Фигура 2 показва, че с повишаване на температурата разпределението на енергията на частиците се променя по такъв начин, че делът на частиците с по-висока енергия се увеличава. По този начин важна концепция за химическа реакция е енергията на активиране.
Енергията на активиране е енергията, която частиците трябва да имат, за да може тяхното взаимодействие да доведе до химическа реакция. Енергията на активиране се изразява в kJ/mol. За реакции, протичащи със забележима скорост, енергията на активиране не надвишава 50 kJ/mol (за йонообменни реакции, Ea » 0); ако Ea > 100 kJ/mol, тогава скоростта на реакцията е неизмеримо ниска.
През 1889 г. С. Арениус дава уравнение за зависимостта на константата на скоростта на химична реакция от температурата:
k = Ae - Ea/RT
къде - предекспоненциален фактор в зависимост от природата на реагиращите вещества;
Р- газова константа \u003d 8,314 J / (mol? K);
Еа- активираща енергия.
От уравнението на Арениус следва, че колкото по-висока е енергията на активиране, толкова повече е необходимо да се повиши температурата, за да се поддържа необходимата скорост на реакцията.
Фигура 3 показва зависимостта на изменението на потенциалната енергия на реагиращата система от пътя на реакцията. От горната фигура може да се види, че при екзотермична реакция (протичаща с отделяне на топлина), загубата на активни молекули се попълва поради енергията, освободена по време на реакцията. В случай на ендотермична реакция е необходима топлина, за да се поддържа желаната скорост на реакцията.
| екзотермична реакция | Ендотермична реакция |
Фигура 10.3 Енергийна диаграма на химическа реакция
А - реагенти, С - продукти.
2.4 Влияние на чужди тела
Чуждите вещества, в зависимост от въздействието, могат да ускорят реакциите - катализатори или да забавят - инхибитори.
Катализатори- Това са вещества, които ускоряват химичните реакции, но след реакцията самите те остават непроменени.
инхибитори - това са вещества, които забавят реакцията.На практика понякога се налага забавяне на реакциите (корозия на метали и др.) това се постига чрез въвеждане на инхибитори в реакционната система. Например натриевият нитрит, хроматът и калиевият дихромат намаляват скоростта на корозия на металите.
промоутъри- вещества, които повишават активността на катализатора. В този случай самите промотори може да нямат каталитични свойства.
Каталитични отрови- чужди примеси в реакционната смес, водещи до частична или пълна загуба на активност на катализатора. И така, следи от арсен, фосфор причиняват бърза загуба на активност на катализатора V 2 O 5 при контактния метод за получаване на H 2 SO 4 .
3. Химично равновесие
При химичните реакции изходните материали не винаги се превръщат напълно в реакционни продукти. Това е така, защото с натрупването на продуктите от реакцията могат да се създадат условия за протичане на обратната реакция. Повечето химични реакции са обратими.
Като пример, нека анализираме обратимата реакция на синтеза на амоняк от азот и водород, което е изключително важно за индустрията:
директна реакция -2N2 + 3H2 →2NH 3 ,
обратна реакция - 2NH 3 →н 2 + 3H2,
обратима реакция - 2N 2 + 3H 2« 2NH3.
Правите и обратните реакции са отделни реакции със съответните им кинетични уравнения, фактори преди експозиция, енергии на активиране и т.н.
Важна количествена характеристика на обратимите реакции е равновесната константа, която се определя, когато системата достигне химично равновесие - състояние, при което скоростите на директните и обратните реакции са равни. Примери за прилагане на закона за масовото действие (p.m.m.).
Нека изведем равновесната константа, използвайки примера на реакцията на синтез на амоняк.
Кинетично уравнение на пряка реакция
N 2 + 3H 2 →2NH 3
има формата Vpr \u003d Kpr 3.
Кинетично уравнение на обратната реакция
2NH3 →н 2 + 3H2
има формата Vrev \u003d Cobr 2.
В състояние на химично равновесие Vpr = Var.
Замествайки в условието за химично равновесие изразите за скоростта на директните и обратните реакции, получаваме следното равенство Kpr 3 = Cobr 2.
След трансформацията получаваме
.
4. Принцип на Льо Шателие
Ако върху система, която е в състояние на химично равновесие, се упражни външно въздействие, тогава равновесието ще се измести в резултат на протичащите в системата процеси по такъв начин, че въздействието ще намалее.
4.1 Ефект от промените в концентрацията върху равновесието
С увеличаване на концентрацията на някое от веществата, участващи в реакцията, равновесието се измества към потреблението на това вещество, а когато намалява, към образуването на това вещество.
Пример 1 Ако в равновесна система
2N2 + 3H2« 2NH3
добавете N 2 или H 2, тогава, в съответствие с принципа на Le Chatelier, за да се намалят концентрациите на тези вещества, равновесието трябва да се измести надясно, изходът на NH 3 ще се увеличи. С увеличаването на концентрацията на NH3 равновесието съответно ще се измести наляво.
4.2 Ефект от промяната на налягането върху равновесието
Налягането в затворена реакционна система се дължи на наличието на газообразни вещества в нея: колкото повече от тях, толкова по-голямо е налягането. Следователно промяната във външното налягане ще повлияе на равновесието само в случаите, когато в него участват газообразни вещества и техният брой в правата и обратната реакция е различен.
Ако се повиши налягането в система в състояние на химично равновесие, тогава ще настъпи предимно реакция, в резултат на което количеството на газообразните вещества намалява; когато налягането намалява, реакцията протича предимно, в резултат на което се увеличава количеството на газообразните продукти.
Пример 1 Възможно ли е да се увеличи добивът на продуктите в реакцията чрез промяна на налягането CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H2O(g).
Решение: Реакционната смес включва газообразни реагенти, но тяхното количество не се променя в реакцията: от един мол CO 2 (g) и един мол H2 (g), един мол CO (g) и H 2 O (g) се получават получен всеки. Поради тази причина промяната в налягането не влияе на състоянието на равновесие.
Пример 2 Как ще се променят равновесните концентрации на реагентите с увеличаване на налягането в системата N 2 + 3H 2 "2NH 3?
От уравнението на реакцията се вижда, че от 4 mol газ от изходните продукти се образуват 2 mol газ от реакционните продукти. По този начин, с увеличаване на налягането, равновесието ще се измести към директна реакция, тъй като води до намаляване на налягането.
4.3 Ефект от промяната на температурата върху химичното равновесие
Повечето химични реакции протичат с отделяне или поглъщане на топлина. В първия случай температурата на сместа се повишава, във втория се понижава.
Ако реакционната смес, която е в състояние на химично равновесие, се нагрява, тогава, в съответствие с принципа на Le Chatelier, реакцията трябва да протича предимно, в резултат на което ще се абсорбира топлина, т.е. ендотермична реакция; когато сместа се охлади, трябва да протича предимно реакция, в резултат на която ще се отдели топлина, т.е. ендотермична реакция.
Ако температурата се повиши в система, която е в състояние на химично равновесие, тогава равновесието се измества към ендотермична реакция, а когато температурата се понижи, към екзотермична реакция.
Пример: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ
Реакцията е екзотермична, следователно с повишаване на температурата равновесието се измества наляво, а с понижаване на температурата се измества надясно.
От това следва, че за да се увеличи добивът на амоняк, температурата трябва да се понижи. На практика се поддържа температура от 500 0C, тъй като при по-ниска температура скоростта на директната реакция рязко намалява.
Химичното равновесие има динамичен характер: правата и обратната реакция не спират при равновесие.
Равновесната константа зависи от температурата и естеството на реагентите. Колкото по-голяма е константата на равновесието, толкова повече равновесието се измества към образуването на директни реакционни продукти
Принципът на Льо Шателие е универсален, тъй като е приложим не само за чисто химични процеси, но и за физични и химични явления, като кристализация, разтваряне, кипене и фазови трансформации в твърди вещества.
Повишаването на температурата ускорява всички химични реакции. Първоначално ван'т Хоф експериментално установява, че когато повишаване на температурата на всеки 10 градуса, скоростта се увеличава с 2 ¸ 4 пъти (Правилото на Вант Хоф ). Това съответства на степенната зависимост на скоростта от температурата:
където T > T 0, g - температурен коефициент на Вант Хоф.
Това уравнение обаче не е теоретично обосновано. ; експерименталните данни се описват по-добре с експоненциална функция (уравнение на Арениус):
,
където A е предекспоненциален фактор, независим от T, E a е енергията на активиране на химическа реакция (kJ/mol), R е универсалната газова константа.
Уравнението на Арениус обикновено се записва за скоростна константа:
.
Това уравнение е теоретично обосновано с методите на статистическата физика. Качествено това оправдание е следното: тъй като реакциите протичат в резултат на случайни сблъсъци на молекули, тези сблъсъци се характеризират с почти непрекъснат набор от енергии от най-малката до най-голямата. Очевидно реакция ще настъпи само когато молекулите се сблъскат с достатъчно енергия, за да разрушат (или значително да разтегнат) някои химически връзки. За всяка система има енергиен праг E a, започвайки от който енергията е достатъчна за протичане на реакцията - този механизъм съответства на крива 1 на фигура 5.1. Тъй като сблъсъците се случват с честота, която зависи от температурата по експоненциален закон, се получават формули 5.9 и 5.10. Тогава предекспоненциалните фактори A и k 0 представляват някаква характеристика на общия брой сблъсъци, а членът е част от успешните сблъсъци.
Анализът на експерименталните данни се извършва с помощта на логаритмичната форма на уравнението на Арениус:
.
Графиката е изградена в т.нар Координати на Арениус
(ln k - ), фиг. 7.2; от графиката намерете k o и E a.
При наличието на експериментални данни за две температури k o и E a е лесно да се намери теоретично:
; 
;
Скоростта на химичната реакция до голяма степен зависи от енергията на активиране. За по-голямата част от реакциите тя е в диапазона от 50 до 250 kJ/mol. Реакции, за които
E a > 150 kJ/mol, практически не изтичат при стайна температура.
Пример 1Сложната необратима реакция 2N 2 O 5 \u003d 4NO 2 + O 2 е реакция от първи ред. Как ще се промени скоростта му, когато налягането се увеличи 5 пъти?
Решение.Кинетичното уравнение на тази реакция в общ вид: V = k · a . Тъй като реакцията е сложна, възможно е ¹ 2. По условие, редът на реакцията
a = 1. За газовите реакции ролята на концентрация играе налягането. Ето защо
V = kP, а ако Р 1 = 5Р, то V 1 /V = 5, т.е. скоростта се увеличава пет пъти.
Намерете константата на скоростта, редовете на реагентите и запишете кинетичното уравнение.
Решение.Общото кинетично уравнение за скоростта на тази реакция е:
V = k a b .
Данните в таблицата позволяват да се намерят редовете на реакцията за NO (a) и H 2 (b) чрез понижаване на реда на реакцията, т.е. анализиране на експерименти, при които един от реагентите има постоянна концентрация. И така, = 0,01 в първата и втората колона, докато се променя.
. (частна поръчка в H 2).
За втората и третата колона, напротив, е същото, но - са различни, следователно:
(частна поръчка за NO).
Тъй като a и b съвпадат със стехиометричните коефициенти, реакцията може да бъде проста. Константата на скоростта може да бъде намерена от данните на всяка колона:
Така кинетичното уравнение е: V = 2,5. 10 3 2 .
Общият (общ) ред на тази реакция (a + b) е 3.
Пример 3Скоростта на реакцията A + 3B = AB 3 се определя от кинетичното уравнение V = k[A]·[B]. Определете общия ред на реакцията. Дали тази реакция е проста или сложна? Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията, когато концентрацията се увеличи 3 пъти?
Решение.Реакционният ред се определя от сумата от експонентите на реагентите в кинетичното уравнение. За тази реакция общият ред е две (1 + 1).
Ако тази реакция беше проста, тогава според закона за масовото действие
V = k[A] 1 . [B] 3 и общият ред ще бъде (1+ 3) = 4, т.е. показателите в кинетичното уравнение не съвпадат със стехиометричните коефициенти, следователно реакцията е сложна и протича на няколко етапа.
С увеличаване на концентрациите на реагентите 3 пъти: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, т.е. скоростта ще се увеличи 3 2 = 9 пъти.
Пример 4Определете енергията на активиране на реакцията и нейния температурен коефициент, ако при 398 и 600 0 C константите на скоростта са съответно 2,1×10 -4 и 6,25×10 -1.
Решение. E a за две стойности може да се изчисли по формулата 5.12 :
192633 J/mol.
Температурният коефициент се намира от израз (5.8), тъй като Vµk:
.
Катализа
Един от най-разпространените методи в химическата практика за ускоряване на химичните реакции е катализата.Катализаторът е вещество, което многократно участва в междинните етапи на реакцията, но я оставя химически непроменена.
Например за реакцията A 2 + B 2 \u003d 2AB
участието на катализатор К може да се изрази с уравнението
A 2 + K + B 2 ® A 2 .... K + B 2 ® A 2 ... K ... B 2 ® 2AB + K.
Тези уравнения могат да бъдат представени чрез криви на потенциалната енергия (фиг. 5.2.).
Ориз. 5.2. Енергийна схема на реакцията
с и без катализатор
Фигура 5.2 показва, че:
1) катализаторът намалява енергията на активиране, като променя механизма на реакцията - преминава през нови етапи, всеки от които се характеризира с ниска енергия на активиране;
2) катализаторът не променя DH на реакцията (както и DG, DU и DS);
3) ако катализираната реакция е обратима, катализаторът не влияе на равновесието, не променя константата на равновесието и равновесните концентрации на компонентите на системата. Той ускорява еднакво както предната, така и обратната реакция, като по този начин ускорява времето за достигане на равновесие.
Очевидно в присъствието на катализатор енергията на активиране на реакцията намалява със стойността DE k.Тъй като в израза за константата на скоростта на реакцията (уравнение 5.10) енергията на активиране е включена в отрицателния показател, дори малко намаление на E a причинява много голямо увеличение на скоростта на реакцията: 
.
Ефектът на катализатора върху намаляването на Еа може да се покаже чрез примера на реакцията на разлагане на йодоводород:
2HI \u003d H 2 + I 2.
По този начин, за разглежданата реакция, намаляването на енергията
активиране с 63 kJ, т.е. 1,5 пъти, съответства на увеличение на скоростта на реакцията при 500 K с повече от 10 6 пъти.
Трябва да се отбележи, че предекспоненциалният коефициент на каталитичната реакция k 0 1 не е равен на k 0 и обикновено е много по-малък, но съответното намаляване на скоростта не компенсира нейното увеличение поради Еа.
Пример 5Енергията на активиране на определена реакция в отсъствието на катализатор е 75,24 kJ / mol, а с катализатор - 50,14 kJ / mol. Колко пъти се увеличава скоростта на реакцията в присъствието на катализатор, ако реакцията протича при 25 0 C, а предекспоненциалният фактор в присъствието на катализатор намалява 10 пъти.
Решение.Нека обозначим енергията на активиране на реакцията без катализатор като E a, а при наличие на катализатор - чрез Ea 1 ; съответните константи на скоростта на реакцията ще бъдат означени с k и k 1 . Използвайки уравнението на Арениус (5.9) (вижте раздел 5.3) и приемайки k 0 1 /k 0 = 10, намираме:
Оттук 
Най-накрая намираме:
По този начин намаляването на енергията на активиране от катализатора с 25,1 kJ доведе до увеличаване на скоростта на реакцията с коефициент 2500, въпреки 10-кратното намаляване на предекспоненциалния коефициент.
Каталитичните реакции се класифицират по вида на катализаторите и по вида на реакциите. Така например, според агрегатното състояние на катализаторите и реагентите, катализата се разделя на хомогенен(катализатор и реагент образуват една фаза) и разнородни(катализаторът и реагентите са в различни фази, има фазова граница между катализатора и реагентите).
Пример за хомогенна катализа би било окисляването на CO до CO 2 с кислород в присъствието на NO 2 (катализатор). Механизмът на катализа може да бъде представен от следните реакции:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g),
2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);
и катализаторът (NO 2) отново участва в първата реакция.
По подобен начин, окислението на SO 2 до SO 3 може да бъде катализирано; подобна реакция се използва при производството на сярна киселина чрез "азотен" процес.
Пример за хетерогенна катализа е производството на SO 3 от SO 2 в присъствието на Pt или V 2 O 5:
SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).
Тази реакция се използва и при производството на сярна киселина ("контактен" метод).
Хетерогенният катализатор (желязо) се използва и при производството на амоняк от азот и водород и в много други процеси.
Ефективността на хетерогенните катализатори обикновено е много по-голяма от тази на хомогенните. Скоростта на каталитичните реакции при хомогенен катализатор зависи от неговата концентрация, а при хетерогенен - от специфичната му повърхност (т.е. дисперсия) - колкото по-голяма е тя, толкова по-голяма е скоростта. Последното се дължи на факта, че каталитичната реакция протича на повърхността на катализатора и включва етапите на адсорбция (залепване) на молекулите на реагента върху повърхността; след завършване на реакцията нейните продукти се десорбират. За да се увеличи повърхността на катализаторите, те се натрошават или се получават по специални методи, при които се образуват много фини прахове.
Дадените примери също са примерни редокс катализа.В този случай преходните метали или техните съединения (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 и др.) Обикновено действат като катализатори.
При киселинно-алкална катализаролята на катализатор изпълняват Н + , ОН - и други подобни частици - носители на киселинност и основност. Така че реакцията на хидролиза
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
ускорява около 300 пъти с добавяне на някоя от силните киселини: HCl, HBr или HNO 3 .
Катализата е от голямо значение в биологичните системи. В този случай се нарича катализаторът ензим.Ефективността на много ензими е много по-голяма от конвенционалните катализатори. Например за реакцията на свързване на азот с амоняк
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3
В промишлеността се използва хетерогенен катализатор под формата на гъба желязо с добавяне на метални оксиди и сулфати.
В този случай реакцията се провежда при T » 700 K и P » 30 MPa. Същият синтез се извършва в нодулите на бобовите растения под действието на ензими при обикновени T и R.
Каталитичните системи не са безразлични към примесите и добавките. Някои от тях повишават ефективността на катализата, като например в горния пример за катализа на синтеза на амоняк от желязо. Тези катализаторни добавки се наричат промоутъри(калиеви и алуминиеви оксиди в желязото). Някои примеси, напротив, потискат каталитичната реакция („отровят“ катализатора), това каталитични отрови.Например, синтезът на SO 3 върху Pt катализатор е много чувствителен към примеси, съдържащи сулфидна сяра; сярата отравя повърхността на платиновия катализатор. Обратно, катализаторът на основата на V 2 O 5 е нечувствителен към такива примеси; честта да разработи катализатор на базата на ванадиев оксид принадлежи на руския учен Г.К. Боресков.
където g - tтемпературен коефициент, приемащ стойности от 2 до 4.
Обяснението на зависимостта на скоростта на реакцията от температурата е дадено от S. Arrhenius. Не всеки сблъсък на реагентни молекули води до реакция, а само най-силните сблъсъци. Само молекули с излишък от кинетична енергия са способни на химическа реакция.
S. Arrhenius изчислява дела на активните (т.е. водещи до реакция) сблъсъци на реагиращи частици a, в зависимост от температурата: - a = exp(-E/RT). и донесе Уравнение на Арениус за константата на скоростта на реакцията:
k = koe-E/RT
където ko и E d зависят от природата на реагентите. Е е енергията, която трябва да се даде на молекулите, за да могат да си взаимодействат, т.нар активираща енергия.
Правилото на Вант Хоф- емпирично правило, което позволява, като първо приближение, да се оцени влиянието на температурата върху скоростта на химичната реакция в малък температурен диапазон (обикновено от 0 ° C до 100 ° C). J. H. van't Hoff, въз основа на много експерименти, формулира следното правило:
Активираща енергияв химията и биологията, минималното количество енергия, необходимо за придаване на система (в химията, изразено в джаули на мол), за да настъпи реакция. Терминът е въведен от Сванте Август Арениус през. Типично обозначение на реакционната енергия Еа.
Ентропията на активиране се разглежда като разликата между ентропията на преходното състояние и основното състояние на реагентите. Определя се главно от загубата на транслационни и ротационни степени на свобода на частиците при образуването на активирания комплекс. Значителни промени (вибрационни степени на свобода) също могат да възникнат, ако активираният комплекс е малко по-плътно опакован от реагентите.
Ентропията на активиране на такъв преход е положителна.
Ентропията на активиране зависи от много фактори. Когато в бимолекулна реакция две първоначални частици се съединят, за да образуват преходно състояние, транслационната и ротационната ентропия на двете частици се намалява до стойности, съответстващи на една частица; леко увеличение на вибрационната ентропия не е достатъчно, за да компенсира този ефект.
Ентропиите на активиране всъщност варират повече в зависимост от структурата, отколкото енталпиите. Ентропиите на активиране са в добро съответствие в повечето случаи с правилото на Прайс и Хамет. Тази серия също има особено значение, че увеличението и ентропията на силапа вероятно могат да бъдат точно изчислени от известните абсолютни ентропии на съответните въглеводороди.
Билет номер 2
1) ОСНОВНИ КЛАСОВЕ НЕОРГАНИЧНИ СЪЕДИНЕНИЯ: Основи, оксиди, киселини, соли.
2) Be - берилий.
Химични свойства:берилият е относително нереактивен при стайна температура. В компактна форма той не реагира с вода и водни пари дори при нагряване и не се окислява от въздуха до 600 °C. При запалване берилиевият прах гори с ярък пламък, произвеждайки оксид и нитрид. Халогените реагират с берилий при температури над 600 °C, докато халкогените изискват още по-високи температури.
Физични свойства:Берилият е сравнително твърд, но чуплив, сребристо-бял метал. Има висок модул на еластичност - 300 GPa (за стомани - 200-210 GPa). Във въздуха той е активно покрит с устойчив оксиден филм.
Магнезий (Mg). Физични свойства:Магнезият е сребристо-бял метал с шестоъгълна решетка, пространствена група P 63 / mmc, параметри на решетката a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. При нормални условия повърхността на магнезия е покрита със силен защитен филм магнезиев оксид MgO, който се разрушава при нагряване на въздух до около 600 ° C, след което металът изгаря с ослепително бял пламък, за да образува магнезиев оксид и нитрид Mg3N2.
Химични свойства:Смес от магнезий на прах с калиев перманганат KMnO4 - експлозив
Горещ магнезий реагира с вода:
Mg (разпад) + H2O = MgO + H2;
Алкалите не действат върху магнезия, той лесно се разтваря в киселини с отделяне на водород:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
При нагряване на въздух магнезият изгаря, образувайки оксид; малко количество нитрид може да се образува и с азот:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Билет номер 3. Разтворимост- способността на веществото да образува хомогенни системи с други вещества - разтвори, в които веществото е под формата на отделни атоми, йони, молекули или частици.
наситен разтвор- разтвор, в който разтвореното вещество е достигнало максималната си концентрация при дадени условия и вече не е разтворимо. Утайката от дадено вещество е в равновесие с веществото в разтвор.
ненаситен разтвор- разтвор, в който концентрацията на разтвореното вещество е по-малка, отколкото в наситен разтвор, и в който при определени условия може да се разтвори малко повече от него.
Пренаситени разтвори- разтвори, характеризиращи се с това, че съдържанието на разтворено вещество в тях е по-голямо от нормалната му разтворимост при дадени условия.
Законът на Хенри- законът, според който при постоянна температура разтворимостта на газ в дадена течност е право пропорционална на налягането на този газ върху разтвора. Законът е подходящ само за идеални разтвори и ниски налягания.
Законът на Хенри обикновено се записва по следния начин:
Където p е парциалното налягане на газа над разтвора,
c е концентрацията на газ в разтвора във фракции от мол,
k е коефициентът на Хенри.
Екстракция(от късно латински extractio - екстракция), екстракция, процесът на разделяне на смес от течни или твърди вещества с помощта на селективни (селективни) разтворители (екстрагенти).
Билет номер 4. 1)Масова часте отношението на масата на разтвореното вещество към общата маса на разтвора. За двоично решение
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
където ω(x) - масовата част на разтвореното вещество X
m(x) - масата на разтвореното вещество X, g;
m(s) е масата на разтворителя S, g;
m \u003d m (x) + m (s) - масата на разтвора, g.
2)Алуминий- елемент от главната подгрупа на третата група от третия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев с атомен номер 13.
Намиране в природата:
Естественият алуминий се състои почти изцяло от един стабилен изотоп, 27Al, със следи от 26Al, радиоактивен изотоп с период на полуразпад от 720 000 години, образуван в атмосферата, когато аргоновите ядра са бомбардирани от протони на космическите лъчи.
Касова бележка:
Състои се в разтваряне на алуминиев оксид Al2O3 в стопилка от криолит Na3AlF6, последвано от електролиза с използване на консумативи за коксови пещи или графитни електроди. Този метод на получаване изисква големи количества електроенергия и затова е бил търсен едва през 20 век.
Алуминотермия- метод за получаване на метали, неметали (както и сплави) чрез редуциране на техните оксиди с метален алуминий.
Билет номер 5. РАЗТВОРИ НА НЕЕЛЕКТРОЛИТНИ, бинарен или многокомпонентен кей. системи, чийто състав може да се променя непрекъснато (поне в определени граници). За разлика от електролитните разтвори, в неелектролитните разтвори (мол. разтвори) няма заредени частици в забележими концентрации. разтворите на неелектролитите могат да бъдат твърди, течни и газообразни.
Първият закон на Раул
Първият закон на Раул свързва налягането на наситените пари върху разтвора с неговия състав; тя е формулирана по следния начин:
Парциалното налягане на наситените пари на компонент на разтвора е право пропорционално на неговата моларна част в разтвора, а коефициентът на пропорционалност е равен на налягането на наситените пари върху чистия компонент.
Вторият закон на Раул
Фактът, че налягането на парите на разтвора се различава от налягането на парите на чистия разтворител, значително влияе върху процесите на кристализация и кипене. От първия закон на Раулт се извеждат две следствия по отношение на намаляването на точката на замръзване и повишаването на точката на кипене на разтворите, които в тяхната комбинирана форма са известни като втория закон на Раулт.
Криоскопия(от гръцки kryos - студен и scopeo - поглед) - измерване на намаляването на точката на замръзване на разтвор в сравнение с чист разтворител.
Правилото на Вант Хоф - За всеки 10 градуса повишаване на температурата константата на скоростта на хомогенна елементарна реакция се увеличава два до четири пъти
Твърдостта на водата- набор от химични и физични свойства на водата, свързани със съдържанието на разтворени соли на алкалоземни метали в нея, главно калций и магнезий.
Билет номер 6. РАЗТВОРИ НА ЕЛЕКТРОЛИТИ,съдържат значителни концентрации на йони-катиони и аниони, образувани в резултат на електролитната дисоциация на молекулите на разтвореното вещество.
Силни електролити- химични съединения, чиито молекули в разредени разтвори са почти напълно дисоциирани на йони.
Слаби електролити- химични съединения, чиито молекули дори в силно разредени разтвори не са напълно дисоциирани на йони, които са в динамично равновесие с недисоциирани молекули.
електролитна дисоциация- процесът на разлагане на електролита в йони, когато се разтваря в полярен разтворител или когато се стопи.
Закон за разреждане на Оствалд- отношение, изразяващо зависимостта на еквивалентната електрическа проводимост на разреден разтвор на бинарен слаб електролит от концентрацията на разтвора:
Р-елементи 4 групи- въглерод, силиций, германий, калай и олово.
Билет номер 7. 1) Електролитна дисоциация- това е разпадането на веществото на йони под действието на молекули на полярен разтворител.
pH = -lg.
буферни разтвори- Това са разтвори, когато се добавят киселини или основи, към които тяхното рН се променя леко.
Форми на въглеродна киселина:
1) средни соли (карбонати),
2) кисели (хидрокарбонати).
Карбонатите и хидрокарбонатите са термично нестабилни:
CaCO3 \u003d CaO + CO2 ^,
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3v + CO2 ^ + H2O.
Натриевият карбонат (калцинирана сода) е един от основните продукти на химическата промишленост. Във воден разтвор се хидролизира според реакцията
Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2,
CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-.
Натриевият бикарбонат (сода за хляб) се използва широко в хранително-вкусовата промишленост. Благодарение на хидролизата разтворът има и алкална среда.
NaHCO3 > Na+ + HCO3-, HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
Калцинираната сода и содата за пиене взаимодействат с киселини
Na2CO3 + 2HCl - 2NaCl + CO2 ^ + H2O,
2Na+ + CO3-2 + 2H+ + 2Cl- - 2Na+ + 2Cl- + CO2^ + H2O,
CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;
NaHCO3 + CH3COOH - CH3COOHa + CO2^ + H2O,
Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,
HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.
Билет номер 8. 1)_йонообмен в разтвори:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
С отделяне на газ: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Химични свойства на азота.Само с такива активни метали като литий, калций, магнезий, азотът взаимодейства при нагряване до относително ниски температури. Азотът реагира с повечето други елементи при високи температури и в присъствието на катализатори. Азотните съединения с кислорода N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 са добре проучени.
Физични свойства на азота.Азотът е малко по-лек от въздуха; плътност 1.2506 kg/m3 (при 0°С и 101325 n/m2 или 760 mm Hg), т.т. -209.86°С, tbp -195.8°С. Азотът се втечнява трудно: критичната му температура е доста ниска (-147,1°C), а критичното му налягане е високо, 3,39 MN/m2 (34,6 kgf/cm2); плътността на течния азот е 808 kg/m3. Азотът е по-малко разтворим във вода от кислорода: при 0°C 23,3 g азот се разтварят в 1 m3 H2O. По-добре от водата, азотът е разтворим в някои въглеводороди.
Билет номер 9. Хидролиза (от гръцки hydro - вода, lysis - разлагане)означава разлагане на вещество с вода. Хидролизата на солта е обратимо взаимодействие на сол с вода, което води до образуването на слаб електролит.
Водата, макар и в малка степен, дисоциира:
H 2 O H + + OH -.
Натриев хлорид H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (без реакция) Неутрално
Натриев карбонат + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH Алкална
Алуминиев хлорид Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl кисел
Зависимостта на скоростта на химичната реакция от температурата.
Скоростта на хетерогенните реакции.
В хетерогенните системи реакциите протичат на границата. В този случай концентрацията на твърдата фаза остава практически постоянна и не влияе на скоростта на реакцията. Скоростта на хетерогенна реакция ще зависи само от концентрацията на веществото в течна или газообразна фаза. Следователно в кинетичното уравнение концентрациите на твърди вещества не са посочени, техните стойности са включени в стойностите на константите. Например за хетерогенна реакция
може да се напише кинетичното уравнение
ПРИМЕР 4. Кинетичният ред на реакцията на взаимодействие на хром с алуминий е 1. Напишете химичните и кинетичните уравнения на реакцията.
Реакцията на взаимодействие на алуминий с хлор е хетерогенна, може да се напише кинетичното уравнение
ПРИМЕР 5 Уравнение на кинетична реакция
има формата
Определете размера на константата на скоростта и изчислете скоростта на разтваряне на среброто при парциално налягане на кислород Pa и концентрация на калиев цианид от 0,055 mol/l.
Размерността на константата се определя от кинетичното уравнение, дадено в условието на проблема:
Замествайки тези задачи в кинетичното уравнение, намираме скоростта на разтваряне на среброто:
ПРИМЕР 6 Уравнение на кинетична реакция
има формата
Как ще се промени скоростта на реакцията, ако концентрацията на живачен хлорид (P) се намали наполовина и концентрацията на оксалат – йони да се удвоят?
След промяна на концентрацията на изходните вещества скоростта на реакцията се изразява чрез кинетичното уравнение
Сравнявайки и, откриваме, че скоростта на реакцията се е увеличила в 2 пъти.
С повишаването на температурата скоростта на химичната реакция се увеличава значително.
Количествената зависимост на скоростта на реакцията от температурата се определя от правилото на van't Hoff.
За да се характеризира зависимостта на скоростта на химическа реакция (константа на скоростта) от температурата, се използва температурният коефициент на скоростта на реакцията (), наричан също коефициент на Вант Хоф. Температурният коефициент на скоростта на реакцията показва колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията с повишаване на температурата на реагентите с 10 градуса.
Математически зависимостта на скоростта на реакцията от температурата се изразява със съотношението
Където – температурен коефициент на скорост;
– T;
T;
–– константа на скоростта на реакцията при температура T+ 10;
–– скорост на реакция при температура T+ 10.
За изчисления е по-удобно да използвате уравненията
както и логаритмичните форми на тези уравнения
Увеличаването на скоростта на реакцията с повишаване на температурата обяснява теория на активирането. Според тази теория частиците на реагиращите вещества при сблъсъка трябва да преодолеят отблъскващите сили, да отслабят или разкъсат старите химични връзки и да образуват нови. За това те трябва да изразходват определено количество енергия, т.е. преодолейте някаква енергийна бариера. Нарича се частица с излишна енергия, достатъчна за преодоляване на енергийната бариера активни частици.
При нормални условия в системата има малко активни частици и реакцията протича с по-бавна скорост. Но неактивните частици могат да станат активни, ако им дадете допълнителна енергия. Един от начините за активиране на частиците е чрез повишаване на температурата. С повишаване на температурата броят на активните частици в системата рязко се увеличава и скоростта на реакцията се увеличава.