No Com o aumento da temperatura, a taxa da maioria das reações químicas aumenta significativamente e, para reações homogêneas, quando aquecida a cada dez graus, a taxa de reação aumenta de 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 energias maiores que Ea é igual à área sombreada.
A Figura 2 mostra que à medida que a temperatura aumenta, a distribuição de energia das partículas muda de forma que a proporção de partículas com maior energia aumenta. Assim, um conceito importante para uma reação química é a energia de ativação.
A 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 ocorrendo a uma taxa perceptível, 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 imensamente baixa.
Em 1889, S. Arrhenius deu uma equação para a dependência da constante de velocidade de uma reação química com a temperatura:
k = Ae - Ea/RT
onde um - fator pré-exponencial dependendo da natureza das substâncias reagentes;
R- constante de gás \u003d 8,314 J / (mol? K);
Ea- energia de ativação.
Segue-se da equação de Arrhenius 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 de reação no caminho da reação. A partir da figura acima pode ser visto que para uma reação exotérmica (que ocorre com a liberação de calor), a perda de moléculas ativas é reposta devido à energia liberada durante a reação. No caso de uma reação endotérmica, o calor é necessário para manter a taxa de reação desejada.
| reação exotérmica | reação endotérmica |
Figura 10.3 Diagrama de energia de uma reação química
A - reagentes, C - produtos.
2.4 Influência de matéria estranha
Substâncias estranhas, dependendo do impacto, podem acelerar reações - catalisadores ou desacelerar - inibidores.
Catalisadores- São substâncias que aceleram as reações químicas, mas após a reação elas mesmas permanecem inalteradas.
inibidores - são substâncias que retardam a reação.Na prática, às vezes é necessário retardar as reações (corrosão de metais, etc.) isso é conseguido introduzindo inibidores no sistema de reação. Por exemplo, nitrito de sódio, cromato e dicromato de potássio reduzem a taxa de corrosão de metais.
promotores- substâncias que aumentam a atividade do catalisador. Nesse caso, os próprios promotores podem não ter propriedades catalíticas.
venenos catalíticos- impurezas estranhas na mistura de reação, levando à perda parcial ou total da atividade do catalisador. Assim, traços de arsênico, fósforo causam uma rápida perda de atividade do catalisador V 2 O 5 no método de contato para obtenção de H 2 SO 4 .
3. Equilíbrio químico
Nas reações químicas, os materiais de partida nem sempre são completamente convertidos em produtos de reação. Isso porque, à medida que os produtos da reação se acumulam, podem ser criadas condições para que ocorra a reação inversa. A maioria das reações químicas são reversíveis.
Como exemplo, vamos analisar a reação reversível da síntese de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio, que é extremamente importante para a indústria:
reação direta -2N2 + 3H2 →2NH 3 ,
reação inversa - 2NH 3 →N 2 +3H2,
reação reversível - 2N 2 + 3H 2« 2NH3.
As reações direta e inversa são reações separadas com suas equações cinéticas correspondentes, fatores de pré-exposição, energias de ativação, etc.
Uma característica quantitativa importante das reações reversíveis é a constante de equilíbrio, que é determinada quando o sistema atinge o equilíbrio químico - um estado no qual as velocidades das reações direta e inversa são iguais. Exemplos de aplicação da lei de ação das massas (p.m.m.).
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 \u003d Kpr 3.
Equação cinética da reação inversa
2NH3 →N 2 +3H2
tem a forma Vrev \u003d Cobr 2.
Em um estado de equilíbrio químico, Vpr = Var.
Substituindo na condição de equilíbrio químico as expressões para as velocidades das reações direta e inversa, obtemos a seguinte igualdade Kpr 3 = Cobr 2.
Após a transformação obtemos
.
4. Princípio de Le Chatelier
Se qualquer influência externa for exercida sobre um sistema que está em estado de equilíbrio químico, o equilíbrio se deslocará como resultado dos processos que ocorrem no sistema de tal forma que o impacto diminuirá.
4.1 Efeito das mudanças de concentração no equilíbrio
Com o aumento da concentração de qualquer uma das substâncias participantes da reação, 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
2N2 + 3H2« 2NH3
adicione N 2 ou H 2, então, de acordo com o princípio de Le Chatelier, para reduzir as concentrações dessas substâncias, o equilíbrio deve se deslocar para a direita, a produção de NH 3 aumentará. À medida que a concentração de NH 3 aumenta, o equilíbrio se desloca correspondentemente para a esquerda.
4.2 Efeito da mudança de pressão no equilíbrio
A pressão em um sistema de reação fechado se deve à presença de substâncias gasosas nele: quanto mais, maior a pressão. Portanto, uma mudança na pressão externa afetará o equilíbrio apenas nos casos em que substâncias gasosas participam dele, e seu número nas reações direta e reversa é diferente.
Se a pressão aumentar em um sistema em estado de equilíbrio químico, ocorrerá predominantemente uma reação, como resultado da diminuição da quantidade de substâncias gasosas; quando a pressão diminui, a reação ocorre predominantemente, como resultado do aumento da quantidade de produtos gasosos.
Exemplo 1 É possível aumentar o rendimento dos produtos na 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 não muda na reação: 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 cada um. Por esta razão, uma mudança na pressão não afeta 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?
Pode-se ver pela equação da reação que a partir de 4 mol do gás dos produtos iniciais, 2 mol do gás dos produtos da reação são formados. Assim, com o aumento da pressão, o equilíbrio se deslocará para uma reação direta, pois leva a uma diminuição da pressão.
4.3 Efeito da mudança de temperatura no equilíbrio químico
A maioria das reações químicas ocorre com a liberação ou absorção de calor. No primeiro caso, a temperatura da mistura aumenta, no segundo diminui.
Se a mistura de reação, que está em estado de equilíbrio químico, for aquecida, então, de acordo com o princípio de Le Chatelier, a reação deve prosseguir predominantemente, como resultado da qual o calor será absorvido, ou seja, reação endotérmica; quando a mistura é resfriada, deve ocorrer uma reação predominantemente, como resultado da liberação de calor, ou seja, reação endotérmica.
Se a temperatura aumenta em um sistema que está em estado de equilíbrio químico, o equilíbrio se desloca para uma reação endotérmica e, quando a temperatura diminui, para uma reação exotérmica.
Exemplo: 2N 2 + 3H 2« 2NH3,H0 = - 92 kJ
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, ele se desloca para a direita.
Segue-se disso que, para aumentar o rendimento de amônia, a temperatura deve ser reduzida. Na prática, uma temperatura de 500 0C é mantida, pois a uma temperatura mais baixa a velocidade da reação direta diminui drasticamente.
O equilíbrio químico tem um caráter dinâmico: as reações diretas e inversas 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 físicos e químicos, como cristalização, dissolução, ebulição e transformações de fase em sólidos.
Um aumento na temperatura acelera todas as reações químicas. Inicialmente, van't Hoff descobriu experimentalmente que quando aumento de temperatura para cada 10 graus, a velocidade aumenta em 2 ¸ 4 vezes ( Regra de Van't Hoff ). Isso corresponde à dependência da lei de potência da velocidade com a temperatura:
onde T > T 0, g - coeficiente de temperatura de van't Hoff.
No entanto, esta equação não é teoricamente justificada. ; dados experimentais são melhor descritos por uma função exponencial (equação de Arrhenius):
,
onde A é um fator pré-exponencial independente 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 velocidade:
.
Esta equação é fundamentada teoricamente pelos métodos da física estatística. Qualitativamente, essa 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, desde a menor até a 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 limiar de energia E a, a partir do qual a energia é suficiente para que a reação ocorra - esse mecanismo corresponde à curva 1 da Figura 5.1. Como as colisões ocorrem com uma frequência que depende da temperatura de acordo com uma lei exponencial, as fórmulas 5.9 e 5.10 são obtidas. Então os fatores pré-exponenciais A e k 0 representam alguma característica do número total de colisões, e o termo é a fração de colisões bem-sucedidas.
A análise dos dados experimentais é realizada usando a forma logarítmica da equação de Arrhenius:
.
O gráfico é construído no chamado coordenadas de Arrhenius
(ln k - ), fig. 7.2; a partir do gráfico, encontre k o e E a.
Na presença de dados experimentais para duas temperaturas k o e E a, é fácil encontrar teoricamente:
; 
;
A velocidade 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 vaza em temperatura ambiente.
Exemplo 1 A reação complexa irreversível 2N 2 O 5 \u003d 4NO 2 + O 2 é uma reação de primeira ordem. Como sua velocidade mudará quando a pressão for aumentada em 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. Por condição, a ordem da reação
a = 1. Para reações gasosas, o papel da concentração é desempenhado pela pressão. É por isso
V = kP, e se Р 1 = 5Р, então V 1 /V = 5, ou seja, velocidade aumenta cinco vezes.
Encontre a constante de velocidade, as ordens dos reagentes e escreva a equação cinética.
Solução. A equação cinética geral para a velocidade dessa reação é:
V = k a b .
Os dados da tabela permitem encontrar as ordens de reação para NO (a) e H 2 (b) diminuindo a ordem de reação, ou seja, analisando experimentos em que um dos reagentes tem uma concentração constante. Portanto, = 0,01 na primeira e na segunda colunas, durante a mudança.
. (ordem privada em H 2).
Para a segunda e terceira colunas, pelo contrário, é o mesmo, mas - são diferentes, portanto:
(ordem particular para NÃO).
Como a e b coincidem com 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 velocidade da reação A + 3B = AB 3 é determinada pela equação cinética V = k[A]·[B]. Determine a ordem geral da reação. Essa reação é simples ou complexa? Quantas vezes a velocidade da reação aumentará quando a concentração for aumentada em 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 essa reação fosse simples, então, de acordo com a lei da ação das massas
V = k[A] 1 . [B] 3 e a ordem total seria (1+ 3) = 4, ou seja os expoentes na equação cinética não coincidem com os coeficientes estequiométricos, portanto, a reação é complexa e ocorre em várias etapas.
Com um aumento nas concentrações de reagentes em 3 vezes: V 1 = k·3[A]·3[B] = 3 2 V, ou seja, a velocidade aumentará em 3 2 = 9 vezes.
Exemplo 4 Determine a energia de ativação da reação e seu coeficiente de temperatura, se a 398 e 600 0 C as constantes de velocidade são, respectivamente, 2,1×10 -4 e 6,25×10 -1 .
Solução. E a para dois valores pode ser calculado usando a fórmula 5.12 :
192633 J/mol.
O coeficiente de temperatura é encontrado na expressão (5.8), porque Vµk:
.
Catálise
Um dos métodos mais comuns na prática química para acelerar reações químicas é a catálise.Um catalisador é uma substância que participa repetidamente nos estágios intermediários de uma reação, mas a deixa quimicamente inalterada.
Por exemplo, para a reação A 2 + B 2 \u003d 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.
Essas equações podem ser representadas por curvas de energia potencial (Fig. 5.2.).
Arroz. 5.2. Esquema de energia da reação
com e sem catalizador
A Figura 5.2 mostra que:
1) o catalisador reduz a energia de ativação alterando o mecanismo de reação - ele passa por novos estágios, cada um dos quais caracterizado por uma baixa energia de ativação;
2) o catalisador não altera o DH 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 as reações direta e inversa igualmente, acelerando assim o tempo para atingir o equilíbrio.
Obviamente, na presença de um catalisador, a energia de ativação da reação diminui no valor DE k. Como na expressão da constante de velocidade da reação (Equação 5.10) a energia de ativação está incluída no expoente negativo, mesmo uma pequena diminuição no E a causa um aumento muito grande na velocidade da reação: 
.
O efeito do catalisador na diminuição de Еа pode ser demonstrado pelo exemplo da reação de decomposição do iodeto de hidrogênio:
2HI \u003d H 2 + I 2.
Assim, para a reação em questão, a diminuição da energia
ativação por 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, no entanto, a diminuição correspondente na taxa não compensa seu aumento devido a Еа.
Exemplo 5 A energia de ativação de uma determinada reação na ausência de um catalisador é de 75,24 kJ / mol e com um catalisador - 50,14 kJ / mol. Quantas vezes a taxa de reação aumenta na presença de um catalisador se a reação ocorre a 25 0 C e o fator pré-exponencial na presença de um catalisador diminui em 10 vezes.
Solução. Vamos denotar a energia de ativação da reação sem um catalisador como E a, e na presença de um catalisador - através de Ea 1 ; as constantes de taxa de reação correspondentes serão denotadas por k e k 1 . Usando a equação de Arrhenius (5.9) (ver seção 5.3) e assumindo 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 por um fator de 2500, apesar de uma diminuição de 10 vezes no fator pré-exponencial.
As reações catalíticas são classificadas pelo tipo de catalisador e pelo tipo de reação. Assim, por exemplo, de acordo com o estado de agregação 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 seria a oxidação de CO a CO 2 com oxigênio na presença de NO 2 (catalisador). O mecanismo da 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) novamente participa da primeira reação.
Da mesma forma, a oxidação de SO 2 a SO 3 pode ser catalisada; uma reação semelhante é usada na produção de ácido sulfúrico pelo processo "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 usada na produção de ácido sulfúrico (o método de "contato").
O 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 do que a dos homogêneos. A taxa de reações catalíticas no caso de um catalisador homogêneo depende de sua concentração e, no caso de um heterogêneo, de sua área superficial específica (ou seja, dispersão) - quanto maior, maior a taxa. Este último se deve ao fato de que a reação catalítica ocorre na superfície do catalisador e inclui as etapas de adsorção (aderência) das moléculas reagentes na superfície; após o término da reação, seus produtos são dessorvidos. Para aumentar a área superficial dos catalisadores, eles são triturados ou obtidos por métodos especiais, nos quais são formados pós muito finos.
Os exemplos dados também são exemplos catálise redox. Nesse caso, os metais de transição ou seus compostos (Mn 3+ , Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 etc.) costumam atuar como catalisadores.
Na catálise ácido-base o papel do catalisador é realizado por H + , OH - e outras partículas semelhantes - portadores de acidez e basicidade. Portanto, a reação de hidrólise
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
acelera cerca de 300 vezes com a adição de qualquer um dos ácidos fortes: HCl, HBr ou HNO 3 .
A catálise é de grande importância nos sistemas biológicos. Neste caso, o catalisador é chamado enzima. A eficiência de muitas enzimas é muito maior do que os catalisadores convencionais. Por exemplo, para a reação de ligação do nitrogênio à amônia
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3
Na indústria, um catalisador heterogêneo é usado na forma de ferro esponjoso com a adição de óxidos metálicos e sulfatos.
Neste caso, a reação é realizada a T » 700 K e P » 30 MPa. A mesma síntese ocorre nos nódulos de leguminosas sob a ação de enzimas em 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 por ferro. Esses aditivos catalisadores são chamados promotores(óxidos de potássio e alumínio em ferro). Algumas impurezas, ao contrário, suprimem a reação catalítica ("envenenam" o catalisador), 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, o catalisador à base de V 2 O 5 é insensível a tais impurezas; a honra de desenvolver um catalisador à base de óxido de vanádio pertence ao cientista russo G.K. Boreskov.
onde g - tcoeficiente de temperatura, assumindo valores de 2 a 4.
A explicação da dependência da taxa de reação da temperatura foi dada por S. Arrhenius. Nem toda colisão de moléculas reagentes leva a uma reação, mas apenas as colisões mais fortes. Apenas moléculas com excesso de energia cinética são capazes de uma reação química.
S. Arrhenius calculou a proporção de colisões ativas (ou seja, levando a uma reação) de partículas reativas a, dependendo da temperatura: - a = exp(-E/RT). e trouxe equação de Arrhenius para a constante de velocidade 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, como primeira aproximação, estimar o efeito da temperatura na velocidade de uma reação química em uma 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 necessária para transmitir a um sistema (em química expressa em joules por mol) para que uma reação ocorra. O termo foi introduzido por Svante August Arrhenius em. Notação de energia de reação típica 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 do complexo ativado. Alterações significativas (graus de liberdade vibracionais) também podem ocorrer se o complexo ativado estiver um pouco mais densamente empacotado do que os reagentes.
A entropia de ativação de tal transição é positiva.
A entropia de ativação depende de muitos fatores. Quando, em uma reação bimolecular, duas partículas iniciais se juntam para formar um estado de transição, a entropia translacional e rotacional das duas partículas é reduzida a valores correspondentes a uma única partícula; um ligeiro aumento na entropia vibracional não é suficiente para compensar este efeito.
As entropias de ativação, de fato, variam mais com a estrutura do que as entalpias. As entropias de ativação estão de acordo na maioria dos casos com a regra de Price e Hammett. Esta série também tem o significado particular de que o aumento e a entropia do silap provavelmente podem ser calculados com precisão a partir das entropias absolutas conhecidas dos hidrocarbonetos correspondentes.
Bilhete número 2
1) PRINCIPAIS CLASSES DE COMPOSTOS INORGÂNICOS: Bases, óxidos, ácidos, sais.
2) Be - berílio.
Propriedades quimicas: o berílio é relativamente não reativo à temperatura ambiente. Na forma compacta, não reage com água e vapor de água mesmo em calor vermelho e não é oxidado pelo ar até 600 °C. Quando aceso, 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, enquanto os calcogênios requerem temperaturas ainda mais altas.
Propriedades físicas: O berílio é um metal relativamente duro, mas frágil, branco prateado. Possui alto módulo de elasticidade - 300 GPa (para aços - 200-210 GPa). No ar, é ativamente coberto por um filme de óxido resistente.
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 forte película protetora de óxido de magnésio MgO , que é destruído quando aquecido ao ar a cerca de 600 ° C, após o que o metal queima com uma chama branca deslumbrante para formar óxido de magnésio e nitreto Mg3N2.
Propriedades quimicas: Mistura de magnésio em pó com permanganato de potássio KMnO4 - explosivo
O magnésio quente reage com a água:
Mg (decaimento) + H2O = MgO + H2;
Os álcalis não atuam sobre o magnésio, dissolve-se facilmente em ácidos com a liberação de 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 número 3. Solubilidade- a capacidade de uma substância formar sistemas homogêneos com outras substâncias - soluções nas quais a substância está na forma de átomos, íons, moléculas ou partículas individuais.
solução saturada- uma solução na qual o soluto atingiu sua concentração máxima sob determinadas condições e não é mais solúvel. O precipitado de uma dada substância está em equilíbrio com a substância em solução.
solução insaturada- uma solução na qual a concentração de um soluto é menor do que em uma solução saturada e na qual, sob dadas condições, um pouco mais dele pode ser dissolvido.
Soluções supersaturadas- soluções caracterizadas pelo fato de que o conteúdo de uma substância dissolvida nelas é maior que sua solubilidade normal sob determinadas condições.
lei de henrique- a lei segundo a qual, a uma temperatura constante, a solubilidade de um gás em um determinado líquido é diretamente proporcional à pressão desse gás sobre a 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 mol,
k é o coeficiente de Henry.
Extração(do latim tardio extractio - extração), extração, o processo de separação de uma mistura de substâncias líquidas ou sólidas usando solventes seletivos (seletivos) (extratores).
Bilhete número 4. 1)fração de massaé a razão entre a massa do soluto e a massa total da solução. Para solução binária
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
onde ω(x) - fração de massa da substância dissolvida X
m(x) - massa da substância dissolvida X, g;
m(s) é a massa do solvente S, g;
m \u003d 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.
Encontrar na natureza:
O alumínio natural consiste quase inteiramente de um único isótopo estável, 27Al, com traços de 26Al, um isótopo radioativo com meia-vida de 720.000 anos, formado na atmosfera quando núcleos de argônio são bombardeados por prótons de raios cósmicos.
Recibo:
Consiste na dissolução do óxido de alumínio Al2O3 em uma fusão de criolita Na3AlF6, seguida de eletrólise usando forno de coque consumível ou eletrodos de grafite. Esse método de obtenção requer grandes quantidades de eletricidade e, portanto, era procurado apenas no século XX.
Aluminotermia- um método para obtenção de metais, não metais (bem como ligas) reduzindo seus óxidos com alumínio metálico.
Bilhete número 5. SOLUÇÕES DE NÃO ELETRÓLITOS, cais binário ou multicomponente. sistemas cuja composição pode mudar continuamente (pelo menos dentro de certos limites). Ao contrário das soluções eletrolíticas, não há partículas carregadas em nenhuma concentração perceptível em soluções não eletrolíticas (soluções molares). soluções de não eletrólitos podem ser sólidas, líquidas e gasosas.
primeira lei de Raoult
A primeira lei de Raoult relaciona a pressão de vapor de saturação sobre 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, e o coeficiente de proporcionalidade é igual à pressão do vapor saturado sobre o componente puro.
segunda lei de Raoult
O fato de a pressão de vapor de uma solução diferir da pressão de vapor de um solvente puro afeta significativamente os processos de cristalização e ebulição. Da primeira lei de Raoult derivam-se duas consequências relativas à diminuição do ponto de congelamento e ao aumento do ponto de ebulição das soluções, que, em sua forma combinada, são conhecidas como a segunda lei de Raoult.
crioscopia(do grego kryos - frio e scopeo - olhar) - 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 de duas a quatro vezes
Dureza da água- um conjunto de propriedades químicas e físicas da água associadas ao teor de sais dissolvidos de metais alcalino-terrosos, principalmente cálcio e magnésio.
Bilhete número 6. SOLUÇÕES DE ELETRÓLITOS, contêm concentrações apreciáveis de íons-cátions e ânions formados como resultado da dissociação eletrolítica das moléculas da matéria 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 são completamente dissociadas em íons, que estão em equilíbrio dinâmico com moléculas não dissociadas.
dissociação eletrolítica- o processo de decomposição do eletrólito em íons quando é dissolvido em um solvente polar ou quando fundido.
lei de diluição de Ostwald- relação que expressa a dependência da condutividade elétrica equivalente de uma solução diluída de um eletrólito fraco binário na concentração da solução:
P-elementos 4 grupos- carbono, silício, germânio, estanho e chumbo.
Bilhete número 7. 1) Dissociação eletrolítica- esta é a desintegração de uma substância em íons sob a ação de moléculas de solvente polar.
pH = -lg.
soluções tampão- São soluções quando se adicionam 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 \u003d CaO + CO2 ^,
Ca (HCO3) 2 \u003d 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
Na2CO3 > 2Na+ + CO3-2,
CO3-2 + H + -OH- - HCO3- + OH-.
O bicarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) é 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 refrigerante interagem com os ácidos
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.
Bilhete número 8. 1)_troca de íons em soluções:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
Com evolução de gás: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Propriedades químicas do azoto. Somente com metais ativos como lítio, cálcio, magnésio, nitrogênio interage 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 são bem estudados.
Propriedades físicas do nitrogênio. O nitrogênio é ligeiramente mais leve que o ar; densidade 1,2506 kg/m3 (a 0°С e 101325 n/m2 ou 760 mm Hg), pf -209,86°С, tbp -195,8°С. 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 do que o oxigênio: a 0°C, 23,3 g de nitrogênio se dissolvem em 1 m3 de H2O. Melhor que a água, o nitrogênio é solúvel em alguns hidrocarbonetos.
Bilhete número 9. Hidrólise (do grego hidro - água, lise - decomposição) significa a decomposição de uma substância pela água. A hidrólise do sal é a interação reversível do sal com a água, levando à formação de um eletrólito fraco.
A água, embora em pequena extensão, se dissocia:
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 NaHCO3 + NaOH Alcalino
Cloreto de alumínio Al3+ + HOH AlOH2+ + H+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl ácido
A dependência da velocidade de uma reação química com a temperatura.
A taxa de reações heterogêneas.
Em sistemas heterogêneos, as reações ocorrem na interface. Neste caso, a concentração da fase sólida permanece praticamente constante e não afeta a velocidade da reação. A velocidade de uma reação heterogênea dependerá apenas da concentração da substância na fase líquida ou gasosa. Portanto, na equação cinética, as concentrações de sólidos não são indicadas, seus valores são incluídos nos valores das constantes. Por exemplo, para uma reação heterogênea
a equação cinética pode ser escrita
EXEMPLO 4. A ordem cinética da reação da interação do cromo com o alumínio é 1. Escreva as equações químicas e cinéticas da reação.
A reação de interação do alumínio com o cloro é heterogênea, a equação cinética pode ser escrita
EXEMPLO 5 Equação de Reação Cinética
tem a forma
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 condição do problema:
Substituindo esses problemas na equação cinética, encontramos a taxa de dissolução da prata:
EXEMPLO 6 Equação de Reação Cinética
tem a forma
Como a velocidade da reação mudará se a concentração de cloreto de mercúrio (P) for reduzida à metade e a concentração de oxalato – íons para dobrar?
Depois de alterar a concentração das substâncias de partida, 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 velocidade 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 velocidade de uma reação química (constante de velocidade) com a temperatura, utiliza-se o coeficiente de temperatura da velocidade, reação (), também chamado de 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 velocidade da reação com a temperatura é expressa pela relação
Onde – coeficiente de temperatura de velocidade;
– T;
T;
–– constante de taxa de reação à temperatura T+ 10;
–– taxa de reação na temperatura T+ 10.
Para cálculos, é mais conveniente usar as equações
bem como as formas logarítmicas dessas equações
O aumento na velocidade da reação com o aumento da temperatura explica teoria da ativação. De acordo com essa teoria, as partículas das substâncias que reagem na colisão devem superar as forças repulsivas, enfraquecer ou quebrar antigas ligações químicas e formar novas. Para isso, eles devem gastar uma certa quantidade de energia, ou seja, superar alguma barreira energética. Uma partícula com excesso de energia suficiente para superar a barreira de energia é chamada partículas ativas.
Em condições normais, há poucas partículas ativas no sistema e a reação ocorre em uma taxa mais lenta. Mas partículas inativas podem se tornar ativas se você der a elas energia adicional. Uma maneira de ativar as 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.