При Підвищення температури швидкість більшості хімічних реакцій суттєво збільшується, причому для гомогенних реакцій при нагріванні на кожні десять градусів швидкість реакції зростає у 2-4 рази.
Загальна кількість частинок у системі (N) дорівнює площі під кривою. Загальна кількість частинок з енергією більшою, ніж Еа - дорівнює заштрихованій площі.
З малюнка 2 видно, що при збільшенні температури розподіл частинок енергії змінюється так, що збільшується частка частинок з більш високою енергією. Таким чином, важливим поняттям для хімічної реакції є енергія активації.
Енергію активації - це енергія якої повинні мати частинки, щоб взаємодія їх призвела до хімічної реакції. Енергія активації виявляється у кДж/моль. Для реакцій, що протікають із помітною швидкістю, енергія активації не перевищує 50кДж/моль (для реакцій іонного обміну Ea»0); якщо Ea > 100 кДж/моль, швидкість реакції незмірно мала.
У 1889 р. С.Арреніус навів рівняння залежності константу швидкості хімічної реакції від температури:
k = Ae - Ea/RT
де, A - передекспотенційний множник, що залежить від природи речовин, що реагують;
R - газова постійна = 8,314 Дж/(моль? К);
Ea - Енергія активації.
З рівняння Арреніуса випливає, що чим вище енергія активації, тим більше необхідно підвищувати температуру для підтримки необхідної швидкості реакції.
На малюнку 3 показано залежність зміни потенційної енергії реагує системи від шляху протікання реакції. З наведеного малюнка видно, що для екзотермічної реакції (що йде з виділенням теплоти) спад активних молекул заповнюється за рахунок енергії, що виділяється в ході реакції. У разі ендотермічної реакції для підтримки необхідної швидкості реакції потрібне підведення тепла.
| Екзотермічна реакція | Ендотермічна реакція |
Рисунок 10.3 Енергетична діаграма хімічної реакції
А – реагенти, С – продукти.
2.4 Вплив сторонніх речовин
Сторонні речовини в залежності від впливу можуть прискорювати реакції - каталізатори або сповільнювати - інгібітори.
Каталізатори- це речовини, що прискорюють хімічні реакції, але самі після реакції залишаються в незмінному вигляді.
Інгібітори - це речовини, що уповільнюють реакцію. На практиці іноді необхідно уповільнювати реакції (корозія металів та ін.) Це досягається введенням в реакційну систему інгібіторів. Наприклад, нітрит натрію, хромату та дихромату калію знижують швидкість корозії металів.
Промотори- Речовини, що підвищують активність каталізатора. При цьому промотори можуть самі і не мати каталітичних властивостей.
Каталітичні отрути- сторонні домішки в реакційній суміші, що призводять до часткової або повної втрати активності каталізатора. Так, сліди миш'яку, фосфору викликають швидку втрату активності каталізатором V 2 O 5 при контактному способі одержання H 2 SO 4 .
3. Хімічна рівновага
У хімічних реакціях вихідні речовини який завжди повністю перетворюються на продукти реакції. Це тому, що з накопичення продуктів реакції можуть створюватися умови протікання зворотної реакції. Більшість хімічних реакцій є оборотними.
Як приклад проаналізуємо вкрай важливу для промисловості оборотну реакцію синтезу аміаку з азоту та водню:
пряма реакція -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,
зворотна реакція - 2NH 3 →N 2 + 3H 2,
оборотна реакція - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.
Пряма та зворотна реакції є окремими реакціями з відповідними ним кінетичними рівняннями, передекспотеціальними множниками, енергіями активацій тощо.
p align="justify"> Важливою кількісною характеристикою оборотних реакцій є константа рівноваги, яка визначається при досягненні системою хімічної рівноваги - стану при якому швидкості прямої та зворотної реакцій рівні. Приклади застосування закону діючих мас (З.Д.М.).
Виведемо константу рівноваги з прикладу реакції синтезу аміаку.
Кінетичне рівняння прямої реакції
N 2 +3H 2 →2NH 3
має вигляд Vпр = Кпр3.
Кінетичне рівняння зворотної реакції
2NH 3 →N 2 + 3H 2
має вигляд Vобр = Кобр 2.
У стані хімічної рівноваги Vпр = Vобр.
Підставляючи за умови хімічної рівноваги виразу швидкостей прямої та зворотної реакцій отримуємо таку рівність Кпр 3 = Кобр 2 .
Після перетворення отримуємо
.
4. Принцип Ле-Шательє
Якщо на систему, що знаходиться в стані хімічної рівноваги, виявляється якийсь зовнішній вплив, то рівновага в результаті процесів, що протікають в системі, зміститься таким чином, що наданий вплив зменшиться.
4.1 Вплив зміни концентрацій на рівновагу
При збільшенні концентрації якогось із речовин, що у реакції, рівновага зміщується у бік витрачання цієї речовини, а при її зменшенні - у бік утворення цієї речовини.
приклад 1. Якщо у рівноважну систему
2N 2 + 3H 2« 2NH 3
додати N 2 або H 2 то відповідно до принципу Ле-Шательє для зменшення концентрацій даних речовин, рівновага повинна зміститься вправо, вихід NH 3 збільшиться. При збільшенні концентрації NH 3 рівновага відповідно зміститься вліво.
4.2 Вплив зміни тиску на рівновагу
Тиск у замкнутій реакційній системі обумовлений наявністю в ній газоподібних речовин: чим їх більше, тим більший тиск. Тому зміна зовнішнього тиску вплине на рівновагу тільки в тих випадках, коли в ньому беруть участь газоподібні речовини, причому кількість їх у прямій та зворотній реакціях різна.
Якщо в системі, що перебуває в стані хімічної рівноваги збільшити тиск, переважно протікатиме реакція, в результаті якої зменшується кількість газоподібних речовин; при зменшенні тиску переважно протікає реакція, у результаті якої збільшується кількість газоподібних продуктів.
приклад 1. Чи можна зміною тиску збільшити вихід продуктів у реакції CO 2 (г) + H 2 (г)« CO(г) + H2O(г).
Рішення: Реакційна суміш включає газоподібні реагенти, але кількість їх у реакції не змінюється: з одного моля CO 2 (г) та одного моля H2 (г) виходять по одному молю CO (г) та H 2 O (г). З цієї причини зміна тиску стан рівноваги не впливає.
приклад 2. Як зміняться рівноважні концентрації реагентів зі збільшенням тиску у системі N 2 + 3H 2 « 2NH 3?
З рівняння реакції видно, що з 4 моль газу вихідних продуктів утворюється 2 моль газу продуктів реакції. Таким чином, при збільшенні тиску рівновага зміститься прямої реакції, так як вона призводить до зменшення тиску.
4.3 Вплив зміни температури на хімічну рівновагу
Більшість хімічних реакцій протікають із виділенням чи поглинанням тепла. У першому випадку температура суміші збільшується, у другому – зменшується.
Якщо реакційну суміш, яка перебуває у стані хімічної рівноваги, нагріти, то відповідно до принципу Ле Шательє повинна протікати переважно реакція, внаслідок якої тепло поглинатиметься, тобто. ендотермічна реакція; при охолодженні суміші повинна протікати переважно реакція, у результаті тепло виділятиметься, тобто. ендотермічна реакція
Якщо в системі, що перебуває в стані хімічної рівноваги, збільшити температуру, то рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, а при зниженні температури – у бік екзотермічної реакції.
Приклад: 2N 2 + 3H 2« 2NH 3 ,H0 = - 92 кДж
Реакція екзотермічна, тому зі збільшенням температури рівновага зсувається вліво, а зниженні температури - вправо.
З цього випливає, що для збільшення виходу аміаку температуру потрібно знижувати. Насправді витримують температуру 500 0С, оскільки за нижчої температури різко знижується швидкість прямої реакції.
Хімічна рівновага має динамічний характер: пряма та зворотна реакції при рівновазі не припиняються.
Константа рівноваги залежить від температури та природи реагуючих речовин. Чим більше константа рівноваги, тим більша рівновага зрушена у бік утворення продуктів прямої реакції
Принцип Ле Шательє універсальний, тому що застосовується не тільки до суто хімічних процесів, але і до фізико-хімічних явищ, таких як кристалізація, розчинення, кипіння, фазові перетворення в твердих тілах.
Підвищення температури прискорює усі хімічні реакції. Спочатку Вант-Гофф експериментально встановив, що при Збільшення температури на кожні 10 градусів швидкість зростає в 2 ? 4 рази (правило Вант-Гоффа ). Це відповідає статечній залежності швидкості від температури:
де Т > Т 0 g - температурний коефіцієнт Вант-Гофф.
Однак це рівняння теоретично не обґрунтоване ; експериментальні дані краще описуються експоненційною функцією (рівняння Арреніуса):
,
де А - передекспоненційний множник, що не залежить від Т, Е а - енергія активації хімічної реакції (кДж/моль), R - універсальна постійна газова.
Рівняння Арреніуса зазвичай записують для константи швидкості:
.
Це рівняння теоретично обґрунтовується методами статистичної фізики. Якісно це обгрунтування полягає в наступному: оскільки реакції йдуть в результаті безладних зіткнень молекул, ці зіткнення характеризуються практично безперервним набором енергій від найменших до дуже великих. Очевидно, що реакція відбудеться лише тоді, коли молекули стикаються з енергією, достатньою для розриву (або суттєвого розтягування) деяких хімічних зв'язків. Для кожної системи існує поріг енергії Е а, починаючи з якого енергія достатня для протікання реакції, - цьому механізму якраз і відповідає крива 1 на малюнку 5.1. Так як зіткнення відбуваються з частотою, яка залежить від температури за експоненційним законом, то і виходять формули 5.9 і 5.10. Тоді передекспоненційні множники А і k 0 становлять деяку характеристику повного числа зіткнень, а член - частку результативних зіткнень.
Аналіз експериментальних даних проводять, користуючись логарифмічною формою рівняння Арреніуса:
.
Графік будують у так званих ареніусівських координатах
(ln k -), рис. 7.2; з графіка знаходять k o та Е а.
За наявності експериментальних даних для двох температур k o і Е легко теоретично знайти:
; 
;
Швидкість хімічної реакції значною мірою залежить від активації енергії. Для переважної більшості реакцій вона лежить у межах від 50 до 250 кДж/моль. Реакції, для яких
Е а > 150 кДж/моль при кімнатній температурі практично не протікають.
приклад 1.Складна необоротна реакція 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 є реакцією першого порядку. Як зміниться її швидкість зі збільшенням тиску в 5 разів?
Рішення.Кінетичне рівняння цієї реакції у загальному вигляді: V = k · a . Оскільки реакція складна, то, можливо, що a ¹ 2. За умовою порядок реакції
a = 1. Для газових реакцій роль концентрації виконує тиск. Тому
V = kP, і якщо Р 1 = 5Р, то V 1 / V = 5, тобто. швидкість зростає у п'ять разів.
Знайти константу швидкості, порядки за реагентами та записати кінетичне рівняння.
Рішення.Кінетичне рівняння для швидкості цієї реакції у загальному вигляді:
V = k a b.
Дані таблиці дозволяють визначити порядки реакції з NO (a) і H 2 (b) шляхом зниження порядку реакції, тобто. аналізуючи досліди, у яких одне із реагентів має постійну концентрацію. Так, = 0,01 у першому та другому стовпцях, при цьому змінюється.
. (Приватний порядок по H 2).
Для другого і третього стовпців, навпаки, однакова, а різні, тому:
(Приватний порядок за NO).
Оскільки a і b збігаються зі стехіометричними коефіцієнтами, то реакція може бути простою. Константа швидкості може бути знайдена за даними кожного стовпця:
Отже, кінетичне рівняння: V = 2,5 . 10 3 2 .
Сумарний (загальний) порядок цієї реакції (a+b) дорівнює 3.
приклад 3.Швидкість реакції А + 3В = АВ3 визначається кінетичним рівнянням V = k [А] · [B]. Визначте загальний порядок реакції. Яка це реакція – проста чи складна? У скільки разів збільшиться швидкість реакції зі збільшенням концентрацій у 3 рази?
Рішення.Порядок реакції визначається сумою показників ступенів реагентів у кінетичному рівнянні. Для цієї реакції загальний порядок дорівнює двом (1+1).
Якби ця реакція була простою, то за законом діючих мас
V = k [А] 1 . [B] 3 і загальний порядок дорівнював (1+ 3) = 4, тобто. показники ступенів у кінетичному рівнянні не збігаються зі стехіометричними коефіцієнтами, отже, реакція складна і проходить у кілька стадій.
При збільшенні концентрацій реагентів в 3 рази: V 1 = k · 3 [A] · 3 [B] = 3 2 V, тобто швидкість збільшиться в 3 2 = 9 разів.
приклад 4.Визначити енергію активації реакції та її температурний коефіцієнт, якщо при 398 і 600 0 C константи швидкості рівні, відповідно, 2,1×10 -4 та 6,25×10 -1 .
Рішення.Е а за двома значеннями може бути розрахована за формулою 5.12 :
192б33 Дж/моль.
Температурний коефіцієнт знаходимо з виразу (5.8), т.к. V µ k:
.
Каталіз
Одним з найбільш поширених у хімічній практиці методів прискорення хімічних реакцій є каталіз.
Наприклад, для реакції А2 + В2 = 2АВ
участь каталізатора До можна виразити рівнянням
А 2 + К + В 2 ® А 2 .... К + В 2 ® А 2 ... К ... В 2 ® 2АВ + К.
Ці рівняння можна уявити кривими потенційної енергії (рис. 5.2.).
Мал. 5.2. Енергетична схема перебігу реакції
з каталізатором та без каталізатора
З малюнка 5.2 видно, що:
1) каталізатор зменшує енергію активації, змінюючи механізм реакції, вона протікає через нові стадії, кожна з яких характеризується невисокою енергією активації;
2) каталізатор не змінює DН реакції (а також DG, DU та DS);
3) якщо реакція, що каталізується, оборотна, каталізатор не впливає на рівновагу, не змінює константу рівноваги і рівноважні концентрації компонентів системи. Він однаково прискорює і пряму, і зворотну реакції, тим самим прискорюючи час досягнення рівноваги.
Очевидно, у присутності каталізатора енергія активації реакції знижується на величину DЕ до. Оскільки у виразі для константи швидкості реакції (рівняння 5.10) енергія активації входить у негативний показник ступеня, то навіть невелике зменшення Е викликає дуже велике збільшення швидкості реакції: 
.
Вплив каталізатора на зниження Е можна показати на прикладі реакції розпаду іодиду водню:
2HI = H2 + I2.
Таким чином, для аналізованої реакції зменшення енергії
активації на 63 кДж, тобто. в 1,5 рази, відповідає підвищенню швидкості реакції при 500 До більш ніж 10 6 разів.
Слід зазначити, що передекспоненційний множник каталітичної реакції k 0 1 не дорівнює k 0 зазвичай значно менше, проте відповідне зменшення швидкості далеко не компенсує її збільшення за рахунок Е а.
Приклад 5.Енергія активації деякої реакції відсутність каталізатора дорівнює 75,24 кДж/моль, а з каталізатором - 50,14 кДж/моль. У скільки разів зростає швидкість реакції у присутності каталізатора, якщо реакція протікає при 25 0 С, а передекспоненційний множник у присутності каталізатора зменшується у 10 разів.
Рішення.Позначимо енергію активації реакції без каталізатора через Е а, а при каталізатора - через Еа 1 ; відповідні константи швидкостей реакцій позначимо через k та k 1 . Використовуючи рівняння Арреніуса (5.9) (див. розділ 5.3) та приймаючи k 0 1 /k 0 = 10, знаходимо:
Звідси 
Остаточно знаходимо:
Таким чином, зниження енергії активації каталізатором на 25,1 кДж призвело до збільшення швидкості реакції у 2500 разів, незважаючи на 10-кратне зменшення передекспоненційного множника.
Каталітичні реакції класифікуються за типом каталізаторів та за типом реакцій. Так, наприклад, за агрегатним станом каталізаторів та реагентів каталіз поділяється на гомогенний(каталізатор і реагент утворюють одну фазу) та гетерогенний(каталізатор та реагенти – у різних фазах, є межа розділу фаз між каталізатором та реагентами).
Прикладом гомогенного каталізу може бути окислення до СО 2 киснем в присутності NO 2 (каталізатор). Механізм каталізу можна зобразити наступними реакціями:
CO (г) + NO 2 (г) ® CO 2 (г) + NO (г) ,
2NO (г) + O 2 (г) ® 2NO 2 (г) ;
і каталізатор (NO 2) знову бере участь у першій реакції.
Аналогічно цьому може бути каталізована реакція окислення SO 2 SO 3 ; подібна реакція застосовується у виробництві сірчаної кислоти "нітрозним" способом.
Прикладом гетерогенного каталізу є отримання SO 3 із SO 2 у присутності Pt або V 2 O 5:
SO 2 (г) + O 2 (г) ® SO 3 (г) .
Ця реакція також застосовується у виробництві сірчаної кислоти (контактний метод).
Гетерогенний каталізатор (залізо) застосовується також у виробництві аміаку з азоту та водню та у багатьох інших процесах.
Ефективність гетерогенних каталізаторів зазвичай набагато більша, ніж гомогенних. Швидкість каталітичних реакцій у разі гомогенного каталізатора залежить від його концентрації, а у випадку гетерогенного - від його питомої поверхні (тобто дисперсності) - чим вона більша, тим більша швидкість. Останнє пов'язано з тим, що каталітична реакція йде на поверхні каталізатора і включає стадії адсорбції (прилипання) молекул реагентів на поверхні; після закінчення реакції її продукти десорбуються. Для збільшення поверхні каталізаторів їх подрібнюють або одержують спеціальними способами, у яких утворюються дуже тонкодисперсні порошки.
Наведені приклади одночасно є прикладами окисно-відновного каталізу.У цьому випадку як каталізатори зазвичай виступають перехідні метали або їх з'єднання (Mn 3+ , Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 та ін).
У кислотно-основному каталізіроль каталізатора виконують Н + , ОН - та інші подібні частинки - носії кислотності та основності. Так, реакція гідролізу
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
прискорюється приблизно 300 разів при додаванні будь-якої з сильних кислот: HCl, HBr або HNO 3 .
Велике значення каталіз має у біологічних системах. У цьому випадку каталізатор називають ферментом.Ефективність дії багатьох ферментів набагато більша, ніж звичайних каталізаторів. Наприклад, для реакції зв'язування азоту в аміак
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
у промисловості використовується гетерогенний каталізатор у вигляді губчастого заліза з добавками оксидів та сульфатів металів.
При цьому реакція проводиться при Т»700 К і Р»30 МПа. Той самий синтез йде у бульбах бобових рослин під впливом ферментів при звичайних Т і Р.
Каталітичні системи небайдужі до домішок та добавок. Деякі з них збільшують ефективність каталізу, як наприклад, у наведеному вище прикладі каталізу синтезу аміаку залізом. Такі добавки в каталізатор називаються промоторами(оксиди калію та алюмінію в залозі). Деякі домішки, навпаки, пригнічують каталітичну реакцію ("отруюють" каталізатор), це каталітичні отрути.Наприклад, синтез SO 3 на Pt-каталізаторі дуже чутливий до домішок, що містять сульфідну сірку; сірка отруює поверхню платинового каталізатора. І навпаки, каталізатор на основі V 2 O 5 малочутливий до таких домішок; честь розробки каталізатора з урахуванням оксиду ванадію належить російському вченому Г.К. Борескову.
де g - tтемпературний коефіцієнт, що приймає значення від 2 до 4.
Пояснення залежності швидкості реакції від температури було дано С. Арреніусом. До реакції наводить не кожне зіткнення молекул реагентів, а лише найсильніші зіткнення. Лише молекули, що мають надлишок кінетичної енергії, здатні до хімічної реакції.
С.Аррениус розрахував частку активних (тобто призводять до реакції) зіткнень реагуючих частинок, яка залежить від температури: - a = exp(-E/RT). і вивів рівняння Арреніуса для константи швидкості реакції:
k = koe-E/RT
де ko та E d залежать від природи реагентів. Е – це енергія, яку треба надати молекулам, щоб вони вступили у взаємодію, яка називається енергією активації.
Правило Вант-Гоффа- емпіричне правило, що дозволяє у першому наближенні оцінити вплив температури на швидкість хімічної реакції в невеликому температурному інтервалі (зазвичай від 0 до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на підставі безлічі експериментів сформулював таке правило:
Енергія активаціїв хімії та біології - мінімальна кількість енергії, яку потрібно повідомити системі (у хімії виражається в джоулях на моль), щоб відбулася реакція. Термін введений Сванте Августом Арреніусом в . Типове позначення енергії реакції Ea.
Ентропія активації розглядається як різниця ентропії перехідного стану та основного стану реагентів. Вона визначається головним чином втратою трансляційного та обертального ступенів свободи частинок при утворенні активованого комплексу. Суттєві зміни (коливального ступеня свободи можуть також відбутися, якщо активований комплекс дещо щільніше упакований, ніж реагенти.
Ентропія активації такого переходу є позитивною.
Ентропія активації залежить багатьох чинників. Коли при бимолекулярній реакції дві початкові частинки з'єднуються разом, утворюючи перехідний стан, трансляційна та обертальна ентропія двох частинок зменшується до значень, що відповідають єдиній частинці; незначне зростання коливальної ентропії недостатньо компенсації цього ефекту.
Ентропії активації, по суті, більше змінюються і в залежності від будови, ніж ентальпії. Ентропії активації добре узгоджуються здебільшого з правилом Прайса і Гаммета. Цей ряд має і те приватне значення, що зростання та ентропії силапу, ймовірно, можна точно підрахувати з відомих абсолютних ентропії відповідних вуглеводнів
Білет №2
1) ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУКІВ: Основи, оксиди, кислоти, солі.
2) Be – берилій.
Хімічні властивості:берилій відносно мало реакційноздатний при кімнатній температурі. У компактному вигляді він не реагує з водою та водяною парою навіть при температурі червоного гартування і не окислюється повітрям до 600 °C. Порошок берилію при підпалюванні горить яскравим полум'ям, при цьому утворюються оксид та нітрид. Галогени реагують з бериллієм при температурі вище 600 °C, а халькогени вимагають ще вищої температури.
Фізичні властивості:Берилій – відносно твердий, але крихкий метал сріблясто-білого кольору. Має високий модуль пружності – 300 гПа (у сталей – 200-210 гПа). На повітрі активно покривається стійкою оксидною плівкою
Магнію (Mg). Фізичні властивості:Магній - метал сріблясто-білого кольору з гексагональною решіткою, просторова група P 63/mmc, параметри ґрат a = 0,32029 нм, c = 0,52000 нм, Z = 2. За звичайних умов поверхня магнію покрита міцною захисною плівкою оксиду магнію , яка руйнується при нагріванні на повітрі до приблизно 600 °C, після чого метал згоряє зі сліпуче білим полум'ям з утворенням оксиду і нітриду магнію Mg3N2.
Хімічні властивості:Суміш порошкового магнію з перманганатом калію KMnO4 - вибухова речовина
Розпечений магній реагує з водою:
Mg (розкл.) + Н2О = MgO + H2;
Луги на магній не діють, в кислотах він легко розчиняється з виділенням водню:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;
При нагріванні на повітрі магній згоряє, з утворенням оксиду, а також з азотом може утворюватися невелика кількість нітриду:
2Mg + О2 = 2MgO;
3Mg + N2 = Mg3N2
Білет №3. Розчинність- здатність речовини утворювати з іншими речовинами однорідні системи - розчини, в яких речовина знаходиться у вигляді окремих атомів, іонів, молекул або частинок.
Насичений розчин- розчин, в якому розчинена речовина за цих умов досягла максимальної концентрації і більше не розчиняється. Осад цієї речовини знаходиться в рівноважному стані з речовиною в розчині.
Ненасичений розчин- розчин, в якому концентрація розчиненої речовини менша, ніж у насиченому розчині, і в якому за цих умов можна розчинити ще деяку його кількість.
Перенасичені розчини- Розчини, що характеризуються тим, що вміст в них розчиненого речовини більше відповідного його нормальної розчинності за даних умов.
Закон Генрі- Закон, за яким при постійній температурі розчинність газу в цій рідині прямо пропорційна тиску цього газу над розчином. Закон придатний лише для ідеальних розчинів та невисоких тисків.
Закон Генрі записується зазвичай так:
Де р - парціальний тиск газу над розчином,
с - концентрація газу в розчині в частках моля,
до - коефіцієнт Генрі.
Екстракція(від пізньолат. extractio - вилучення), екстрагування, процес поділу суміші рідких або твердих речовин за допомогою вибіркових (селективних) розчинників (екстрагентів).
Білет №4. 1)Масова часткаце відношення маси розчиненої речовини до загальної маси розчину. Для бінарного розчину
ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m
де ω(х) - масова частка розчиненої речовини Х
m(x) - маса розчиненої речовини Х, г;
m(s) - маса розчинника S, г;
m = m(x) + m(s) – маса розчину, р.
2)Алюміній- Елемент головної підгрупи третьої групи третього періоду періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва, з атомним номером 13.
Знаходження у природі:
Природний алюміній складається практично повністю з єдиного стабільного ізотопу 27Al зі слідами 26Al, радіоактивного ізотопу з періодом напіврозпаду 720 тис. років, що утворюється в атмосфері бомбардування ядер аргону протонами космічних променів.
Отримання:
Він полягає в розчиненні оксиду алюмінію Al2O3 в розплаві кріоліту Na3AlF6 з наступним електролізом з використанням коксових або графітових електродів, що витрачаються. Такий метод отримання потребує великих витрат електроенергії, і тому виявився затребуваним лише у XX столітті.
Алюмінотермія- спосіб одержання металів, неметалів (а також сплавів) відновленням їх оксидів металевим алюмінієм.
Білет №5. РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ, бінарні або багатокомпонентні мовляв. системи, склад яких може змінюватися безперервним чином (принаймні, в деяких межах). На відміну від розчинів електролітів, розчини неелектролітів (мол. розчинах) заряджені частинки в скільки-небудь помітних концентраціях відсутні. розчини неелектролітів можуть бути твердими, рідкими та газоподібними.
Перший закон Рауля
Перший закон Рауля пов'язує тиск насиченої пари над розчином з його складом; він формулюється так:
Парціальний тиск насиченої пари компонента розчину прямо пропорційно його мольної частки в розчині, причому коефіцієнт пропорційності дорівнює тиску насиченої пари над чистим компонентом.
Другий закон Рауля
Той факт, що тиск пари над розчином відрізняється від тиску парів над чистим розчинником, суттєво впливає на процеси кристалізації та кипіння. З першого закону Рауля виводяться два наслідки щодо зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів, які в об'єднаному вигляді відомі як другий закон Рауля.
Кріоскопія(Від грец. Kryos - холод і scopeo - дивлюся) - Вимірювання зниження температури замерзання розчину в порівнянні з чистим розчинником.
Правило Вант-Гоффа При підвищенні температури на кожні 10 градусів константа швидкості гомогенної елементарної реакції збільшується в два - чотири рази
Жорсткість води- сукупність хімічних та фізичних властивостей води, пов'язаних із вмістом у ній розчинених солей лужноземельних металів, головним чином, кальцію та магнію.
Білет №6. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ,містять у помітних концентраціях іони-катіони та аніони, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації молекул розчиненого в-ва.
Сильні електроліти- хімічні сполуки, молекули яких у розбавлених розчинах практично повністю дисоційовані на іони.
Слабкі електроліти- хімічні сполуки, молекули яких навіть у сильно розведених розчинах не повністю дисоційовані на іони, що знаходяться в динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами.
Електролітична дисоціація-процес розпаду електроліту на іони при розчиненні його в полярному розчиннику або при плавленні.
Закон розведення Оствальда- співвідношення, яке виражає залежність еквівалентної електропровідності розведеного розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину:
Р-елементи 4 групи- Вуглець, кремній, Німеччини, олово і свинець.
Білет №7. 1) Електролітична дисоціація– це розпад речовини на іони під впливом полярних молекул розчинника.
рН = -lg.
Буферні розчини– це розчини при додаванні до яких кислот або лугів їх pH незначно змінюється.
Вугільна кислота утворює:
1) середні солі (карбонати),
2) кислі (гідрокарбонати).
Карбонати та гідрокарбонати термічно нестійкі:
СаСОз = СаО + СО2^,
Са(НСО3)2 = СаСО3v +СО2^ + Н2О.
Карбонат натрію (кальцинована сода) є одним з головних продуктів хімічної промисловості. У водному розчині він гідролізується за реакцією
Na2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,
СО3-2 + Н+-ОН- - НСО3- + ОН-.
Гідрокарбонат натрію (питна сода) – широко використовується у харчовій промисловості. Внаслідок гідролізу розчин також має лужне середовище.
NаНСО3 > Nа+ + НСО3-, НСО3- + Н-ОН - Н2СО3 + ВІН-.
Кальцинована та питна сода взаємодіють із кислотами
Na2СО3 + 2НСl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,
2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О,
СО3-2 + 2Н + - СО2 ^ + Н2О;
NаНСО3 + СН3СООН - СН3СООNа + СО2^ + Н2О,
Nа+ + НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + Nа+ + СО2^ + Н2О,
НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + СО2^ + Н2О.
Білет №8. 1)_іонно-обмінні в розчинах:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O
2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O
CO3 + 2H → CO2 + H2O
З виділення газу: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl
2) Хімічні властивості Азоту.Тільки з такими активними металами як літій, кальцій, магній, Азот взаємодіє при нагріванні до порівняно невисоких температур. З більшістю інших елементів Азот реагує за високої температури й у присутності каталізаторів. Добре вивчені сполуки Азоту з киснем N2O, NO, N2O3, NO2 та N2O5.
Фізичні властивості Азоту.Азот трохи легший за повітря; щільність 1,2506 кг/м3 (при 0°С і 101325 н/м2 або 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°С, tкіп -195,8°С. Азот зріджується насилу: його критична температура досить низька (-147,1°С) а критичний тиск високо 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); щільність рідкого азоту 808 кг/м3. У воді Азот менш розчинний, ніж кисень: при 0°З 1 м3 Н2О розчиняється 23,3 г Азоту. Краще, ніж у воді, Азот розчинний у деяких вуглеводнях.
Білет №9. Гідроліз (від грец. hydro – вода, lysis – розкладання)означає розкладання речовини водою. Гідролізом солі називають оборотну взаємодію солі з водою, що призводить до утворення слабкого електроліту.
Вода хоч і малою мірою, але дисоціює:
H 2 O H + + OH – .
Хлорид натрію H2O H+ + OH–,
Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (ні реакції) Нейтральна
Карбонат натрію + НОН + ОН–,
2Na+ + + H2O + ОН–,
Na2CО3 + H2O NaHCО3 + NaOН Лужна
Хлорид алюмінію Al3+ + НОН AlOH2+ + Н+,
Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Кисла
Залежність швидкості хімічної реакції температури.
Швидкість гетерогенних реакцій
У гетерогенних системах реакції протікають поверхні розділу фаз. При цьому концентрація твердої фази залишається практично постійною та не впливає на швидкість реакції. Швидкість гетерогенної реакції залежить тільки від концентрації речовини в рідкій або газоподібній фазі. Тому в кінетичному рівнянні концентрації твердих речовин не вказуються, їх величини входять до констант. Наприклад, для гетерогенної реакції
кінетичне рівняння можна записати
ПРИКЛАД 4. Кінетичний порядок реакції взаємодії хрому з алюмінієм дорівнює 1. Написати хімічне та кінетичне рівняння реакції.
Реакція взаємодії алюмінію з хлором гетерогенна, кінетичне рівняння може бути записано
ПРИКЛАД 5. Кінетичне рівняння реакції
має вигляд
Визначити розмірність константи швидкості та обчислити швидкість розчинення срібла при парціональному тиску кисню Па та концентрації ціаністого калію 0,055 моль/л.
Розмірність константи визначаємо з кінетичного рівняння, чаного за умови завдання:
Підставляючи дані завдання в кінетичне рівняння, знаходимо швидкість розчинення срібла:
ПРИКЛАД 6. Кінетичне рівняння реакції
має вигляд
Як зміниться швидкість реакції, якщо концентрацію хлориду ртуті (П) вдвічі зменшити, а концентрацію оксалат – іонів вдвічі збільшити?
Після зміни концентрації вихідних речовин швидкість реакції виражається кінетичним рівнянням
Порівнюючи і, знаходимо, що швидкість реакції збільшилася в 2 рази.
У разі підвищення температури швидкість хімічної реакції помітно зростає.
Кількісна залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа.
Для характеристики залежності швидкості хімічної реакції (константи швидкості) від температури використовують температурний коефіцієнт швидкості реакції (), званий також коефіцієнтом Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції показує, скільки разів збільшиться швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10 градусів.
Математично залежність швидкості реакції від температури виражається співвідношенням
де – температурний коефіцієнт швидкості;
– Т;
Т;
–– константа швидкості реакції при температурі Т+ 10;
–– швидкість реакції при температурі Т+ 10.
Для розрахунків зручніше користуватися рівняннями
а також логарифмічними формами цих рівнянь
Зростання швидкості реакції з підвищенням температури пояснює теорія активації. Згідно з цією теорією частинки реагуючих речовин при зіткненні повинні подолати сили відштовхування, послабити або розірвати старі хімічні зв'язки та утворити нові. На це вони мають витратити певну енергію, тобто. подолати якийсь енергетичний бар'єр. Частка, що має надмірну енергію достатнього дня подолання енергетичного бар'єру, називають активними частинками.
За звичайних умов активних частинок у системі мало, і реакція протікає з меншою швидкістю. Але неактивні частинки можуть стати активними, якщо повідомити їм додаткову енергію. Одним із способів активації частинок є підвищення температури. При підвищенні температури різко зростає кількість активних частинок у системі та швидкість реакції збільшується.