No À medida que a temperatura aumenta, a taxa da maioria das reações químicas aumenta significativamente e, para reações homogêneas, quando aquecidas a cada dez graus, a taxa de reação aumenta 2 a 4 vezes.
O número total de partículas no sistema (N) é igual à área sob a curva. O número total de partículas com energia superior a Ea é igual à área sombreada.
Na Figura 2 pode-se observar que à medida que a temperatura aumenta, a distribuição de energia das partículas muda de modo que a proporção de partículas com maior energia aumenta. Assim, um conceito importante para uma reação química é a energia de ativação.
Energia de ativação é a energia que as partículas devem ter para que sua interação leve a uma reação química. A energia de ativação é expressa em kJ/mol. Para reações que ocorrem a uma taxa notável, a energia de ativação não excede 50 kJ/mol (para reações de troca iônica Ea » 0); se Ea > 100 kJ/mol, então a taxa de reação é incomensuravelmente baixa.
Em 1889, S. Arrhenius apresentou uma equação para a dependência da constante de velocidade de uma reação química com a temperatura:
k = Ae - Ea/RT
onde um - fator pré-expopotencial, dependendo da natureza das substâncias reagentes;
R- constante de gás = 8,314 J/(mol? K);
Ea- energia de ativação.
Da equação de Arrhenius segue-se que quanto maior a energia de ativação, mais é necessário aumentar a temperatura para manter a taxa de reação necessária.
A Figura 3 mostra a dependência da mudança na energia potencial do sistema reativo no caminho da reação. Pela figura acima pode-se observar que para uma reação exotérmica (que ocorre com liberação de calor), a perda de moléculas ativas é reposta pela energia liberada durante a reação. No caso de uma reação endotérmica, é necessário calor para manter a taxa de reação necessária.
| Reação exotérmica | Reação endotérmica |
Figura 10.3 Diagrama de energia de uma reação química
A - reagentes, C - produtos.
2.4 Influência de substâncias estranhas
Substâncias estranhas, dependendo do impacto que exercem, podem acelerar reações - catalisadores ou retardá-las - inibidores.
Catalisadores- são substâncias que aceleram as reações químicas, mas permanecem inalteradas após a reação.
Inibidores - são substâncias que retardam as reações.Na prática, às vezes é necessário retardar as reações (corrosão de metais, etc.), o que é conseguido através da introdução de inibidores no sistema de reação. Por exemplo, nitrito de sódio, cromato e dicromato de potássio reduzem a taxa de corrosão dos metais.
Promotores- substâncias que aumentam a atividade do catalisador. Neste caso, os próprios promotores podem não ter propriedades catalíticas.
Venenos catalíticos- impurezas estranhas na mistura reacional, levando à perda parcial ou total da atividade do catalisador. Assim, vestígios de arsênico e fósforo causam uma rápida perda de atividade do catalisador V 2 O 5 durante o método de contato para produção de H 2 SO 4.
3. Equilíbrio químico
Nas reações químicas, as substâncias iniciais nem sempre são completamente convertidas em produtos de reação. Isto ocorre porque à medida que os produtos da reação se acumulam, podem ser criadas condições para que a reação inversa ocorra. A maioria das reações químicas é reversível.
Como exemplo, analisemos a reação reversível de síntese de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio, extremamente importante para a indústria:
reação direta -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,
reação reversa - 2NH 3 →N 2 +3H2,
reação reversível - 2N 2 + 3H 2« 2NH3.
As reações direta e reversa são reações separadas com suas correspondentes equações cinéticas, fatores de pré-exposição, energias de ativação, etc.
Uma importante característica quantitativa das reações reversíveis é a constante de equilíbrio, que é determinada quando o sistema atinge o equilíbrio químico - um estado em que as taxas das reações diretas e reversas são iguais. Exemplos de aplicação da lei da ação de massas (LMA).
Vamos derivar a constante de equilíbrio usando o exemplo da reação de síntese de amônia.
Equação cinética da reação direta
N 2 +3H 2 →2NH 3
tem a forma Vpr = Kpr 3.
Equação cinética da reação inversa
2NH3→N 2 +3H2
tem a forma Vobr = Cobr 2.
Em estado de equilíbrio químico, Vpr = Vbr.
Substituindo as expressões para as taxas de reações diretas e reversas na condição de equilíbrio químico, obtemos a seguinte igualdade Kpr 3 = Cobr 2.
Após a transformação obtemos
.
4. Princípio de Le Chatelier
Se um sistema em estado de equilíbrio químico estiver sujeito a qualquer influência externa, então o equilíbrio como resultado dos processos que ocorrem no sistema mudará de tal forma que o efeito diminuirá.
4.1 Efeito da mudança de concentrações no equilíbrio
Quando a concentração de qualquer uma das substâncias participantes da reação aumenta, o equilíbrio se desloca para o consumo dessa substância, e quando diminui, para a formação dessa substância.
Exemplo 1. Se em um sistema de equilíbrio
2N 2 + 3H 2« 2NH3
adicione N 2 ou H 2 , então, de acordo com o princípio de Le Chatelier, para reduzir as concentrações dessas substâncias, o equilíbrio deverá se deslocar para a direita, o rendimento de NH 3 aumentará. À medida que a concentração de NH 3 aumenta, o equilíbrio se deslocará correspondentemente para a esquerda.
4.2 Efeito das mudanças de pressão no equilíbrio
A pressão em um sistema de reação fechado é determinada pela presença de substâncias gasosas nele: quanto mais substâncias, maior será a pressão. Portanto, uma mudança na pressão externa afetará o equilíbrio apenas nos casos em que substâncias gasosas estão envolvidas, e sua quantidade nas reações direta e reversa é diferente.
Se a pressão aumentar em um sistema que está em estado de equilíbrio químico, ocorrerá predominantemente uma reação, como resultado da diminuição da quantidade de substâncias gasosas; quando a pressão diminui, ocorre preferencialmente uma reação, como resultado do aumento da quantidade de produtos gasosos.
Exemplo 1. É possível aumentar o rendimento dos produtos numa reação alterando a pressão? CO 2 (g) + H 2 (g)« CO(g) + H2O(g).
Solução: A mistura de reação inclui reagentes gasosos, mas sua quantidade na reação não muda: de um mol de CO 2 (g) e um mol de H2 (g), um mol de CO (g) e H 2 O (g) são obtido. Por esta razão, as mudanças na pressão não afetam o estado de equilíbrio.
Exemplo 2. Como as concentrações de equilíbrio dos reagentes mudarão com o aumento da pressão no sistema? N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?
A partir da equação da reação, fica claro que a partir de 4 moles do gás dos produtos iniciais, são formados 2 moles do gás dos produtos da reação. Assim, com o aumento da pressão, o equilíbrio se deslocará da reação direta, pois leva a uma diminuição da pressão.
4.3 Efeito das mudanças de temperatura no equilíbrio químico
A maioria das reações químicas ocorre com liberação ou absorção de calor. No primeiro caso, a temperatura da mistura aumenta, no segundo diminui.
Se uma mistura de reação em estado de equilíbrio químico for aquecida, então, de acordo com o princípio de Le Chatelier, deverá ocorrer predominantemente uma reação, como resultado da qual o calor será absorvido, ou seja, reação endotérmica; Quando a mistura é resfriada, uma reação deve ocorrer predominantemente, como resultado da liberação de calor, ou seja, reação endotérmica.
Se a temperatura aumentar em um sistema em estado de equilíbrio químico, então o equilíbrio se desloca para uma reação endotérmica e, quando a temperatura diminui, para uma reação exotérmica.
Exemplo: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92kJ
A reação é exotérmica, portanto, à medida que a temperatura aumenta, o equilíbrio se desloca para a esquerda e, à medida que a temperatura diminui, desloca-se para a direita.
Segue-se disto que para aumentar o rendimento de amônia a temperatura deve ser reduzida. Na prática, eles mantêm uma temperatura de 500 0C, pois em temperaturas mais baixas a taxa da reação direta diminui drasticamente.
O equilíbrio químico é de natureza dinâmica: as reações direta e reversa não param no equilíbrio.
A constante de equilíbrio depende da temperatura e da natureza dos reagentes. Quanto maior a constante de equilíbrio, mais o equilíbrio é deslocado para a formação de produtos de reação direta.
O princípio de Le Chatelier é universal, pois é aplicável não apenas a processos puramente químicos, mas também a fenômenos físico-químicos, como cristalização, dissolução, ebulição e transformações de fase em sólidos.
O aumento da temperatura acelera todas as reações químicas. Van't Hoff inicialmente estabeleceu experimentalmente que quando Para cada aumento de 10 graus na temperatura, a velocidade aumenta 2 ¸ 4 vezes ( regra de van't Hoff ). Isso corresponde à dependência da lei de potência da velocidade em relação à temperatura:
onde T > T 0, g - coeficiente de temperatura de van't Hoff.
No entanto, esta equação não é teoricamente justificada ; os dados experimentais são melhor descritos por uma função exponencial (equação de Arrhenius):
,
onde A é um fator pré-exponencial que não depende de T, E a é a energia de ativação de uma reação química (kJ/mol), R é a constante universal dos gases.
A equação de Arrhenius é geralmente escrita para a constante de taxa:
.
Esta equação é teoricamente justificada pelos métodos da física estatística. Qualitativamente, esta justificativa é a seguinte: como as reações ocorrem como resultado de colisões aleatórias de moléculas, essas colisões são caracterizadas por um conjunto quase contínuo de energias, da menor à maior. Obviamente, uma reação só ocorrerá quando as moléculas colidirem com energia suficiente para quebrar (ou esticar significativamente) algumas ligações químicas. Para cada sistema existe um limite de energia E a, a partir do qual a energia é suficiente para que a reação ocorra; a curva 1 da Figura 5.1 corresponde a este mecanismo. Como as colisões ocorrem com uma frequência que depende da temperatura de acordo com uma lei exponencial, são obtidas as fórmulas 5.9 e 5.10. Então os fatores pré-exponenciais A e k 0 representam alguma característica do número total de colisões, e o termo representa a proporção de colisões efetivas.
A análise dos dados experimentais é realizada utilizando a forma logarítmica da equação de Arrhenius:
.
O cronograma é construído no chamado Coordenadas de Arrhenius
(ln k-),Fig. 7,2; no gráfico encontre k o e E a.
Dados dados experimentais para duas temperaturas k o e E a é fácil encontrar teoricamente:
; 
;
A taxa de uma reação química depende em grande parte da energia de ativação. Para a grande maioria das reações situa-se na faixa de 50 a 250 kJ/mol. Reações para as quais
E a > 150 kJ/mol, praticamente não vazam à temperatura ambiente.
Exemplo 1. A reação irreversível complexa 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 é uma reação de primeira ordem. Como sua velocidade mudará quando a pressão aumentar 5 vezes?
Solução. A equação cinética desta reação na forma geral: V = k·a. Como a reação é complexa, é possível que a ¹ 2. De acordo com a condição, a ordem da reação é
a = 1. Para reações gasosas, o papel da concentração é desempenhado pela pressão. É por isso
V = kP, e se P 1 = 5P, então V 1 /V = 5, ou seja, a velocidade aumenta cinco vezes.
Encontre a constante de velocidade, as ordens dos reagentes e escreva a equação cinética.
Solução. A equação cinética para a taxa desta reação na forma geral:
V = k a b .
Essas tabelas permitem encontrar as ordens de reação para NO (a) e H 2 (b) reduzindo a ordem de reação, ou seja, analisar experimentos em que um dos reagentes tem concentração constante. Então, = 0,01 na primeira e segunda colunas, enquanto muda.
. (ordem privada conforme H 2).
Para a segunda e terceira colunas, ao contrário, são iguais, e - são diferentes, portanto:
(pedido privado por NO).
Como aeb coincidem com os coeficientes estequiométricos, a reação pode ser simples. A constante de taxa pode ser encontrada nos dados de cada coluna:
Assim, a equação cinética é: V = 2,5. 10 3 2 .
A ordem total (geral) desta reação (a + b) é 3.
Exemplo 3. A taxa de reação A + 3B = AB 3 é determinada pela equação cinética V = k[A]·[B]. Determine a ordem geral da reação. Que tipo de reação é essa – simples ou complexa? Quantas vezes a taxa de reação aumentará se a concentração aumentar 3 vezes?
Solução. A ordem da reação é determinada pela soma dos expoentes dos reagentes na equação cinética. Para esta reação, a ordem geral é dois (1 +1).
Se esta reação fosse simples, então de acordo com a lei da ação das massas
V = k[A] 1. [B] 3 e a ordem geral seria (1+ 3) = 4, ou seja, os expoentes da equação cinética não coincidem com os coeficientes estequiométricos, portanto, a reação é complexa e ocorre em várias etapas.
Quando as concentrações dos reagentes aumentam 3 vezes: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, ou seja, a velocidade aumentará 3 2 = 9 vezes.
Exemplo 4. Determine a energia de ativação da reação e seu coeficiente de temperatura se em 398 e 600 0 C as constantes de velocidade são 2,1×10 -4 e 6,25×10 -1, respectivamente.
Solução. E a de dois valores pode ser calculado usando a fórmula 5.12 :
192b33J/mol.
Encontramos o coeficiente de temperatura da expressão (5.8), porque Vk:
.
Catálise
Um dos métodos mais comuns de aceleração de reações químicas na prática química é a catálise.Um catalisador é uma substância que participa repetidamente dos estágios intermediários de uma reação, mas dela emerge quimicamente inalterada.
Por exemplo, para a reação A 2 + B 2 = 2AB
a participação do catalisador K pode ser expressa pela equação
A 2 + K + B 2 ® A 2.... K + B 2 ® A 2 ...K...B 2 ® 2AB + K.
Estas equações podem ser representadas por curvas de energia potencial (Fig. 5.2.).
Arroz. 5.2. Diagrama de energia da reação
com e sem catalisador
Na Figura 5.2 pode-se ver que:
1) o catalisador reduz a energia de ativação, alterando o mecanismo de reação - passa por novas etapas, cada uma delas caracterizada por uma baixa energia de ativação;
2) o catalisador não altera o DN da reação (assim como DG, DU e DS);
3) se a reação catalisada for reversível, o catalisador não afeta o equilíbrio, não altera a constante de equilíbrio e as concentrações de equilíbrio dos componentes do sistema. Ele acelera igualmente as reações direta e reversa, acelerando assim o tempo para atingir o equilíbrio.
Obviamente, na presença de um catalisador, a energia de ativação da reação diminui na quantidade DE k. Como na expressão para a constante de velocidade da reação (equação 5.10) a energia de ativação está incluída no expoente negativo, mesmo uma pequena diminuição em E a causa um aumento muito grande na taxa de reação: 
.
O efeito de um catalisador na redução de E a pode ser ilustrado pelo exemplo da reação de decomposição do iodeto de hidrogênio:
2HI = H 2 + I 2 .
Assim, para a reação em consideração, a diminuição da energia
ativação em 63 kJ, ou seja, 1,5 vezes, corresponde a um aumento na taxa de reação a 500 K em mais de 10 6 vezes.
Deve-se notar que o fator pré-exponencial da reação catalítica k 0 1 não é igual a k 0 e geralmente é muito menor, porém, a diminuição correspondente na taxa não compensa seu aumento devido a E a.
Exemplo 5. A energia de ativação de uma determinada reação na ausência de catalisador é 75,24 kJ/mol, e com catalisador é 50,14 kJ/mol. Quantas vezes a taxa de reação aumenta na presença de um catalisador se a reação prossegue a 25 0 C, e o fator pré-exponencial na presença de um catalisador diminui em 10 vezes.
Solução. Denotemos a energia de ativação da reação sem catalisador por Ea, e na presença de catalisador por Ea 1; Denotamos as constantes de velocidade de reação correspondentes por k e k 1 . Usando a equação de Arrhenius (5.9) (ver seção 5.3) e tomando k 0 1 /k 0 = 10, encontramos:
Daqui 
Finalmente encontramos:
Assim, uma diminuição na energia de ativação do catalisador em 25,1 kJ levou a um aumento na taxa de reação em 2.500 vezes, apesar de uma diminuição de 10 vezes no fator pré-exponencial.
As reações catalíticas são classificadas de acordo com o tipo de catalisador e o tipo de reação. Por exemplo, de acordo com o estado agregado de catalisadores e reagentes, a catálise é dividida em homogêneo(catalisador e reagente formam uma fase) e heterogêneo(o catalisador e os reagentes estão em fases diferentes, existe um limite de fase entre o catalisador e os reagentes).
Um exemplo de catálise homogênea pode ser a oxidação de CO em CO 2 com oxigênio na presença de NO 2 (catalisador). O mecanismo de catálise pode ser representado pelas seguintes reações:
CO (g) + NO 2 (g) ® CO 2 (g) + NO (g) ,
2NO (g) + O 2 (g) ® 2NO 2 (g);
e o catalisador (NO 2) participa novamente da primeira reação.
Da mesma forma, a reação de oxidação de SO 2 em SO 3 pode ser catalisada; Uma reação semelhante é utilizada na produção de ácido sulfúrico pelo método “nitroso”.
Um exemplo de catálise heterogênea é a produção de SO 3 a partir de SO 2 na presença de Pt ou V 2 O 5:
SO 2 (g) + O 2 (g) ® SO 3 (g).
Esta reação também é utilizada na produção de ácido sulfúrico (método de "contato").
Um catalisador heterogêneo (ferro) também é usado na produção de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio e em muitos outros processos.
A eficiência dos catalisadores heterogêneos é geralmente muito maior que a dos homogêneos. A taxa de reações catalíticas no caso de um catalisador homogêneo depende de sua concentração, e no caso de um catalisador heterogêneo, de sua área superficial específica (ou seja, dispersividade) - quanto maior for, maior será a velocidade. Este último se deve ao fato da reação catalítica ocorrer na superfície do catalisador e incluir as etapas de adsorção (aderência) das moléculas do reagente na superfície; após a conclusão da reação, seus produtos são dessorvidos. Para aumentar a área superficial dos catalisadores, eles são triturados ou produzidos por métodos especiais que produzem pós muito finos.
Os exemplos dados são ao mesmo tempo exemplos catálise redox. Neste caso, metais de transição ou seus compostos (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3, etc.) geralmente atuam como catalisadores.
Em catálise ácido-base o papel de catalisador é desempenhado por H +, OH - e outras partículas semelhantes - transportadoras de acidez e basicidade. Então, a reação de hidrólise
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
acelera aproximadamente 300 vezes ao adicionar qualquer um dos ácidos fortes: HCl, HBr ou HNO 3.
A catálise é de grande importância em sistemas biológicos. Neste caso, o catalisador é chamado enzima. A eficiência de muitas enzimas é muito maior que a dos catalisadores convencionais. Por exemplo, para a reação de fixação de nitrogênio em amônia
N2 + 3H2 = 2NH3
Na indústria, é utilizado um catalisador heterogêneo na forma de ferro esponja com adições de óxidos e sulfatos metálicos.
Neste caso, a reação é realizada a T » 700 K e P » 30 MPa. A mesma síntese ocorre nos nódulos das leguminosas sob a ação de enzimas T e R comuns.
Os sistemas catalíticos não são indiferentes a impurezas e aditivos. Alguns deles aumentam a eficiência da catálise, como no exemplo acima de catálise da síntese de amônia pelo ferro. Tais aditivos ao catalisador são chamados promotores(óxidos de potássio e alumínio em ferro). Algumas impurezas, ao contrário, suprimem a reação catalítica ("envenenam" o catalisador), isto venenos catalíticos. Por exemplo, a síntese de SO 3 em um catalisador de Pt é muito sensível a impurezas contendo sulfeto de enxofre; o enxofre envenena a superfície do catalisador de platina. Por outro lado, um catalisador baseado em V 2 O 5 é insensível a tais impurezas; A honra de desenvolver um catalisador baseado em óxido de vanádio pertence ao cientista russo G.K. Boreskov.
onde g é o coeficiente de temperatura, assumindo valores de 2 a 4.
Uma explicação para a dependência da taxa de reação com a temperatura foi dada por S. Arrhenius. Nem toda colisão de moléculas reagentes leva a uma reação, mas apenas as colisões mais fortes. Somente moléculas com excesso de energia cinética são capazes de reações químicas.
S. Arrhenius calculou a fração de colisões ativas (isto é, levando a uma reação) de partículas reagentes a, dependendo da temperatura: - a = exp(-E/RT). e trouxe para fora Equação de Arrhenius para a constante de taxa de reação:
k = koe-E/RT
onde ko e E d dependem da natureza dos reagentes. E é a energia que deve ser dada às moléculas para que elas interajam, chamada energia de ativação.
Regra de Van't Hoff- uma regra empírica que permite, numa primeira aproximação, estimar o efeito da temperatura na velocidade de uma reação química numa pequena faixa de temperatura (geralmente de 0 °C a 100 °C). J. H. Van't Hoff, com base em muitos experimentos, formulou a seguinte regra:
Energia de ativação em química e biologia - a quantidade mínima de energia que deve ser transmitida ao sistema (em química, expressa em joules por mol) para que uma reação ocorra. O termo foi introduzido por Svante August Arrhenius em. Notação típica para energia de reação Ea.
A entropia de ativação é considerada como a diferença entre a entropia do estado de transição e o estado fundamental dos reagentes. É determinado principalmente pela perda dos graus de liberdade translacional e rotacional das partículas durante a formação de um complexo ativado. Mudanças significativas (graus de liberdade vibracional) também podem ocorrer se o complexo ativado estiver um pouco mais compactado do que os reagentes.
A entropia de ativação de tal transição é positiva.
A entropia de ativação depende de muitos fatores. Quando, numa reação bimolecular, duas partículas iniciais se unem para formar um estado de transição, a entropia translacional e rotacional das duas partículas diminui para valores correspondentes a uma única partícula; um ligeiro aumento na entropia vibracional não é suficiente para compensar este efeito.
As entropias de ativação variam essencialmente mais dependendo da estrutura do que as entalpias. As entropias de ativação concordam bem na maioria dos casos com a regra de Price e Hammett. Esta série também tem a importância particular de que o aumento na entropia do silap pode provavelmente ser calculado com precisão a partir das entropias absolutas conhecidas dos hidrocarbonetos correspondentes.
Ingresso nº 2
1) PRINCIPAIS CLASSES DE COMPOSTOS INORGÂNICOS: Bases, óxidos, ácidos, sais.
2) Seja – berílio.
Propriedades quimicas: o berílio é relativamente pouco reativo à temperatura ambiente. Na sua forma compacta, não reage com água e vapor mesmo em temperaturas de calor vermelho e não é oxidado pelo ar até 600 °C. Quando inflamado, o pó de berílio queima com uma chama brilhante, produzindo óxido e nitreto. Os halogênios reagem com o berílio em temperaturas acima de 600 °C, e os calcogênios requerem temperaturas ainda mais altas.
Propriedades físicas: O berílio é um metal branco prateado relativamente duro, mas quebradiço. Possui alto módulo de elasticidade - 300 GPa (para aços - 200-210 GPa). No ar, é ativamente coberto por uma película de óxido persistente
Magnésio (Mg). Propriedades físicas: O magnésio é um metal branco prateado com uma rede hexagonal, grupo espacial P 63/mmc, parâmetros de rede a = 0,32029 nm, c = 0,52000 nm, Z = 2. Em condições normais, a superfície do magnésio é coberta por uma película protetora durável. de óxido de magnésio MgO, que é destruído quando aquecido ao ar a aproximadamente 600 °C, após o que o metal queima com uma chama branca ofuscante para formar óxido de magnésio e nitreto Mg3N2.
Propriedades quimicas: Uma mistura de magnésio em pó com permanganato de potássio KMnO4 - explosivo
O magnésio quente reage com a água:
Mg (dec.) + H2O = MgO + H2;
Os álcalis não afetam o magnésio; dissolvem-se facilmente em ácidos, liberando hidrogênio:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
Quando aquecido ao ar, o magnésio queima para formar um óxido; uma pequena quantidade de nitreto também pode se formar com o nitrogênio:
2Mg + O2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Bilhete nº 3. Solubilidade- a capacidade de uma substância formar sistemas homogêneos com outras substâncias - soluções nas quais a substância é encontrada na forma de átomos, íons, moléculas ou partículas individuais.
Solução saturada- uma solução na qual o soluto, sob determinadas condições, atingiu sua concentração máxima e não se dissolve mais. O precipitado desta substância está em equilíbrio com a substância em solução.
Solução insaturada- uma solução na qual a concentração do soluto é menor do que em uma solução saturada e na qual, sob determinadas condições, um pouco mais dele pode ser dissolvido.
Soluções supersaturadas- soluções caracterizadas pelo fato de que o conteúdo de substância dissolvida nelas é maior do que o correspondente à sua solubilidade normal sob determinadas condições.
Lei de Henrique- a lei segundo a qual, a uma temperatura constante, a solubilidade de um gás num determinado líquido é diretamente proporcional à pressão deste gás acima da solução. A lei é adequada apenas para soluções ideais e baixas pressões.
A lei de Henry geralmente é escrita da seguinte forma:
Onde p é a pressão parcial do gás acima da solução,
c é a concentração de gás na solução em frações de um mol,
k - coeficiente de Henry.
Extração(do latim tardio extractio - extração), extração, processo de separação de uma mistura de substâncias líquidas ou sólidas por meio de solventes seletivos (extratores).
Bilhete nº 4. 1)Fração de massa Esta é a razão entre a massa do soluto e a massa total da solução. Para uma solução binária
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
onde ω(x) é a fração de massa da substância dissolvida X
m(x) - massa da substância dissolvida X, g;
m(s) - massa do solvente S, g;
m = m(x) + m(s) - massa da solução, g.
2)Alumínio- um elemento do subgrupo principal do terceiro grupo do terceiro período do sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, com número atômico 13.
Encontrando na natureza:
O alumínio natural consiste quase inteiramente em um único isótopo estável, 27Al, com vestígios de 26Al, um isótopo radioativo com meia-vida de 720.000 anos produzido na atmosfera quando núcleos de argônio são bombardeados por prótons de raios cósmicos.
Recibo:
Consiste na dissolução do óxido de alumínio Al2O3 em criolita fundida Na3AlF6, seguida de eletrólise com coque consumível ou eletrodos de grafite. Este método de produção requer muita eletricidade e, portanto, tornou-se popular apenas no século XX.
Aluminotermia- um método para produzir metais, não metais (bem como ligas), reduzindo seus óxidos com alumínio metálico.
Bilhete nº 5. SOLUÇÕES DE NÃO ELETRÓLITOS, mol binário ou multicomponente. sistemas cuja composição pode mudar continuamente (pelo menos dentro de certos limites). Ao contrário das soluções de eletrólitos, as soluções de não eletrólitos (soluções mol.) não contêm partículas carregadas em quaisquer concentrações perceptíveis. soluções de não eletrólitos podem ser sólidas, líquidas e gasosas.
A primeira lei de Raoult
A primeira lei de Raoult relaciona a pressão de vapor saturado acima de uma solução à sua composição; é formulado da seguinte forma:
A pressão parcial do vapor saturado de um componente da solução é diretamente proporcional à sua fração molar na solução, sendo o coeficiente de proporcionalidade igual à pressão do vapor saturado acima do componente puro.
Segunda lei de Raoult
O fato de a pressão de vapor acima da solução ser diferente da pressão de vapor acima do solvente puro afeta significativamente os processos de cristalização e ebulição. Da primeira lei de Raoult derivam duas consequências relativas à diminuição do ponto de congelamento e ao aumento do ponto de ebulição das soluções, que na sua forma combinada são conhecidas como segunda lei de Raoult.
Crioscopia(do grego kryos - frio e scopeo - eu olho) - medida da diminuição do ponto de congelamento de uma solução em comparação com um solvente puro.
Regra de Van't Hoff - Para cada aumento de 10 graus na temperatura, a constante de velocidade de uma reação elementar homogênea aumenta duas a quatro vezes
Dureza da água- conjunto de propriedades químicas e físicas da água associadas ao teor de sais dissolvidos de metais alcalino-terrosos, principalmente cálcio e magnésio.
Bilhete nº 6. SOLUÇÕES DE ELETRÓLITO, contêm concentrações perceptíveis de íons-cátions e ânions formados como resultado da dissociação eletrolítica de moléculas da substância dissolvida.
Eletrólitos fortes- compostos químicos cujas moléculas em soluções diluídas são quase completamente dissociadas em íons.
Eletrólitos fracos- compostos químicos cujas moléculas, mesmo em soluções altamente diluídas, não estão completamente dissociadas em íons que estão em equilíbrio dinâmico com moléculas não dissociadas.
Dissociação eletrolítica- o processo de decomposição de um eletrólito em íons quando é dissolvido em um solvente polar ou durante a fusão.
Lei de diluição de Ostwald- uma relação que expressa a dependência da condutividade elétrica equivalente de uma solução diluída de um eletrólito binário fraco na concentração da solução:
Elementos P do Grupo 4– carbono, silício, germânio, estanho e chumbo.
Bilhete nº 7. 1) Dissociação eletrolítica- Esta é a decomposição de uma substância em íons sob a influência de moléculas polares de solvente.
pH = -lg.
Soluções tampão– são soluções quando são adicionados ácidos ou álcalis, às quais o seu pH muda ligeiramente.
Formas de ácido carbônico:
1) sais médios (carbonatos),
2) ácido (hidrocarbonatos).
Carbonatos e hidrocarbonatos são termicamente instáveis:
CaCO3 = CaO + CO2^,
Ca(HCO3)2 = CaCO3v + CO2^ + H2O.
O carbonato de sódio (carbonato de sódio) é um dos principais produtos da indústria química. Em solução aquosa hidrolisa de acordo com a reação
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
CO3-2 + H+-OH- - HCO3- + OH-.
Bicarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) – amplamente utilizado na indústria alimentícia. Devido à hidrólise, a solução também possui um ambiente alcalino
NaHCO3 > Na+ + HCO3-,HCO3- + H-OH - H2CO3 + OH-.
O carbonato de sódio e o bicarbonato de sódio interagem com os ácidos
Na2СО3 + 2НCl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,
2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О,
CO3-2 + 2H+ - CO2^ + H2O;
NaHCO3 + CH3COON - CH3COONa + CO2^ + H2O,
Na+ + HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + Na+ + CO2^ + H2O,
HCO3- + CH3COOH - CH3COO- + CO2^ + H2O.
Bilhete nº 8. 1)_troca iônica em soluções:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Evolução de gás C: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Propriedades químicas do Nitrogênio. O nitrogênio interage apenas com metais ativos como lítio, cálcio e magnésio quando aquecido a temperaturas relativamente baixas. O nitrogênio reage com a maioria dos outros elementos em altas temperaturas e na presença de catalisadores. Compostos de nitrogênio com oxigênio N2O, NO, N2O3, NO2 e N2O5 foram bem estudados.
Propriedades físicas do nitrogênio. O nitrogênio é ligeiramente mais leve que o ar; densidade 1,2506 kg/m3 (a 0°C e 101325 n/m2 ou 760 mm Hg), ponto de fusão -209,86°C, ponto de ebulição -195,8°C. O nitrogênio se liquefaz com dificuldade: sua temperatura crítica é bastante baixa (-147,1 °C) e sua pressão crítica é alta 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); A densidade do nitrogênio líquido é 808 kg/m3. O nitrogênio é menos solúvel em água que o oxigênio: a 0°C, 23,3 g de nitrogênio se dissolvem em 1 m3 de H2O. O nitrogênio é melhor solúvel em alguns hidrocarbonetos do que em água.
Bilhete nº 9. Hidrólise (do grego hidro - água, lise - decomposição) significa a decomposição de uma substância pela água. A hidrólise do sal é a reação reversível do sal com a água, levando à formação de um eletrólito fraco.
A água, embora em pequena extensão, dissocia-se:
H 2 O H + + OH – .
Cloreto de sódio H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (sem reação) Neutro
Carbonato de sódio + HOH + OH–,
2Na+ + + H2O + OH–,
Na2CO3 + H2O NaHCО3 + NaOH Alcalino
Cloreto de alumínio Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + Ácido HCl
Dependência da taxa de uma reação química da temperatura.
Velocidade de reações heterogêneas.
Em sistemas heterogêneos, as reações ocorrem na interface. Neste caso, a concentração da fase sólida permanece quase constante e não afeta a taxa de reação. A taxa de uma reação heterogênea dependerá apenas da concentração da substância na fase líquida ou gasosa. Portanto, as concentrações de sólidos não são indicadas na equação cinética, seus valores estão incluídos nos valores das constantes. Por exemplo, para uma reação heterogênea
a equação cinética pode ser escrita
EXEMPLO 4. A ordem cinética da reação entre o cromo e o alumínio é 1. Escreva as equações químicas e cinéticas da reação.
A reação entre o alumínio e o cloro é heterogênea, a equação cinética pode ser escrita
EXEMPLO 5. Equação cinética da reação
parece
Determine a dimensão da constante de velocidade e calcule a taxa de dissolução da prata a uma pressão parcial de oxigênio Pa e uma concentração de cianeto de potássio de 0,055 mol/l.
A dimensão da constante é determinada a partir da equação cinética dada na definição do problema:
Substituindo os dados do problema na equação cinética, encontramos a taxa de dissolução da prata:
EXEMPLO 6. Equação cinética da reação
parece
Como a taxa de reação mudará se a concentração de cloreto mercúrico (M) for reduzida à metade e a concentração de oxalato – íons dobrar?
Após alterar a concentração das substâncias iniciais, a taxa de reação é expressa pela equação cinética
Comparando e, descobrimos que a taxa de reação aumentou em 2 vezes.
À medida que a temperatura aumenta, a taxa de uma reação química aumenta acentuadamente.
A dependência quantitativa da taxa de reação com a temperatura é determinada pela regra de Van't Hoff.
Para caracterizar a dependência da taxa de uma reação química (constante de taxa) com a temperatura, é utilizado o coeficiente de temperatura da taxa de reação (), também denominado coeficiente de Van't Hoff. O coeficiente de temperatura da taxa de reação mostra quantas vezes a taxa de reação aumentará com um aumento na temperatura dos reagentes em 10 graus.
Matematicamente, a dependência da taxa de reação com a temperatura é expressa pela relação
Onde – coeficiente de temperatura e velocidade;
– T;
T;
–– taxa de reação constante à temperatura T+ 10;
–– taxa de reação à temperatura T+ 10.
Para cálculos é mais conveniente usar as equações
bem como formas logarítmicas dessas equações
O aumento na taxa de reação com o aumento da temperatura explica teoria da ativação. De acordo com esta teoria, quando partículas de substâncias reagentes colidem, elas devem superar as forças repulsivas, enfraquecer ou quebrar antigas ligações químicas e formar novas. Eles devem gastar uma certa energia para isso, ou seja, superar algum tipo de barreira energética. Uma partícula que possui excesso de energia suficiente para superar a barreira de energia é chamada partículas ativas.
Em condições normais, existem poucas partículas activas no sistema e a reacção prossegue a uma velocidade mais lenta. Mas as partículas inativas podem tornar-se ativas se lhes for fornecida energia adicional. Uma maneira de ativar partículas é aumentando a temperatura. À medida que a temperatura aumenta, o número de partículas ativas no sistema aumenta acentuadamente e a taxa de reação aumenta.