Шпаргалки по хімії
1.7 Залежність швидкості реакції від температури. Енергія активації. Рівняння Арреніуса - Шпаргалка.
Швидкістю хім. Реакції називається зміна концентрацій реагуючих або що утворюються речовин в одиницю часу.
Швидкість будь-якої реакції зростає при збільшенні температури. За правилами Ван-Гоффа - З підвищенням температури на 10С швидкість реакцій зростає в 2-4 рази.
Збільшення швидкості пояснюється, тим, що зростає швидкість руху молекул, а отже і кількість зіткнень в одиницю часу. Енергією активації - наз. надлишок енергії в порівнянні з середньою енергією молекул при даній температурі, яким вони повинні володіти, щоб сталася реакція між ними.
Рівняння Арреніуса описує більш сувору залежність швидкості від температури. . k - константа швидкості, Т - абсолютна температура, K; R - газова постійна, А - стерическое множник, який пропорційний = кількості зіткнень.
1.8 Каталозі. Гомогенний, гетерогенний, ферментативний. Особливості окремих типів каталізу. Приклади.
Каталізатори - речовини, що змінюють швидкість реакції, але не витрачаються в процесі реакції. Можуть збільшувати швидкість реакції (активатори) або сповільнювати (інгібітори). Бувають твердими, рідкими і газообразнимі.Гомогенний каталіз. Реагуючі речовини і каталізатор утворюють однорідну, однофазную систему. Наприклад: 2SO2 + O2 = 2SO3 Механізм каталізу пояснюється утворенням проміжного з'єднання каталізатора з одним з реагуючих речовин. Схема дії каталізатора в дві стадії O2 + 2NO (каталізатор) = 2NO (пром. З'єднання)
NO2 + SO2 = SO3 (продукт) + NO (каталізатор). Геторогенний каталіз. Реагуючі речовини і каталізатор складають неоднорідну, багатофазну систему, в якій каталізатор знаходиться в вигляді окремої фази. Приклади: синтез аміаку
Каталітичне окислення аміаку
1.13 Ідеальний розчин. Закони Рауля. Зниження тиску насиченої пари, зниження температури замерзання, підвищення температури кипіння розчинів неелектролітів.
Розчини - це однорідні системи, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх взаємодії. ДавленіемНасищенного пара рідини зв. тиск, який встановився над рідиною, коли швидкість випаровування рідини = швидкості конденсації пари в жідкость.1 закон Рауля. Відносне зниження тиску пари розчинника над розчином = мольной частці розчиненої речовини Розчини підкоряються цим законом називаються ідеальними. Розчини завжди киплять при більш високій температурі, ніж чистий розчинник, при збільшенні концентрації розчиненого речовини підвищується температура кипіння. 2 закон Рауля. Ебуліоськопічеський. Підвищення температури кипіння розчину неелектроліту пропорційно моляльній концентрації розчиненого речовини. . Е ебулліоскопіческая константа. Постійна для кожного розчинника і не залежить від того, який неелектроліт розчинений. Е = підвищенню температури кипіння, що викликається 1 молем речовини, розчиненим в 1000 р розчинника. Кріоскопічний. Зниження температури замерзання розчину неелектроліту пропорційно мольльной концентрації розчиненого речовини. , До кріоскопічна константа постійна для кожного розчинника і = зниження температури замерзання розчинів в яких на 1000 р розчинника доводиться 1 моль розчиненої неелектроліту.
1.14 Явище осмосу. Осмотичний тиск. Закон Вант-Гоффа стосовно розчинів неелектролітів. Роль осмотичного тиску в біологічних системах.
Осмос - одностороння дифузія молекул розчинника в розчині через мембрану, непроникну для розчиненої речовини. Дифузія - Мимовільний процес переходу речовини в розчині з області з більшою його концентрацією в область з меншою концентрацією. Осмотичний тиск - сила здійснює осмос. Має велике значення в природі. Завдяки осмотичного тиску в рослинних клітинах рослини через кореневу систему всмоктується велика кількість води. Закон Вант-Гоффа. Осмотичний тиск розчину чисельно = тому тиску, яке виробляло б розчинена речовина, якби воно при тій же температурі знаходилося в газоподібному стані і займало обсяг, = об'єму розчину. Для ідеальних розчинів С (х) - молярна концентрація, R-універсальна газова = 101,325 кПа, Т - температура К. рівняння Вант-Гоффа дозволяє зміною значень осмотичного тиску і температури визначати молекулярну масу речовини, якщо відомі його маса і об'єм
Шпаргалка. Слабкі електроліти. Ступінь і константа дисоціації. Взаємозв'язок константи і ступеня дисоціації (закон розведення Освальда)
До слабких відноситься більшість органічних кислот і підстави, утворені більшістю металів (крім лужних і лужноземельних). Приклад Н2S - сірководень, Н2SO3 - сірчиста, NH4OH - гідрооксид амонію. За ступенем дисоціації діляться на слабкі, сильні і середні. Слабкі електроліти за ступенем дисоціації.
Електролітична діссоціація- Процес розпаду молекул електролітів на іони під дією полярних молекул розчинника. Катіони - позитивно заряджені іони металів. Аніони - негативно заряджені іони кислотних опадів. Під дією зовнішнього електромагнітного поля катіони рухаються до негативно зарядженого електроду - катода, а аніони до позитивно зарядженого анода. Для характеристики з'єднань поряд зі ступенем дисоціації Важливе значення має константа дисоціації. Ступенем дисоціації Називається відношення числа молекул електроліту, повністю розпалися на іони, до загального взятому їх числа.
Процес дисоціації звернемо т. Е. Рівноваги в розчині електроліту завжди відповідає певне значення константи.
Закон розведення Освальда. Константа дисоціації слабкого електроліту прямо пропорційна його концентрації і квадрату ступеня дісскоціаціі. , Для дуже слабких
1.15 Основні положення теорії електролітичної дисоціації. Вплив природи розчинника і розчиненої речовини на дисоціацію. Стан іонів у водних розчинах. Гідратація іонів. Роль гідратації іонів Рауля і Вант-Гоффа.
Електролітична дисоціація - процес розпаду молекул електролітів на іони під дією полярних молекул розчинника. Катіони - позитивно заряджені іони металів. Аніони - негативно заряджені іони кислотних опадів. Під дією зовнішнього електромагнітного поля катіони рухаються до негативно зарядженого електроду - катода, а аніони до позитивно зарядженого анода. Процес дисоціації звернемо. Фактори що впливають на ступінь дисоціації. Природа електроліту. Всі речовини утворені за допомогою іонного зв'язку, є сильними електролітами. Природа розчинника. Чим полярних молекул розчинника, тим більше ступінь дисоціації. Полярні розчинники - вода, рідкий аміак. Концентрація розчину. Чим менше концентрація розчину, тим більше ступінь дисоціації т. К. Зменшується ймовірність зворотного процесу. Зміна температури. Нагрівання і охолодження мало впливають на ступінь дисоціації. Тільки у води при збільшенні температури ступінь дисоціації помітно підвищується. Вплив однойменних іонів. Присутність однойменних іонів знижує ступінь дисоціації слабких електролітів.
1.20 Гідроліз солей. Константа та ступінь гідролізу. Фактори зміщення рівноваги гідролізу. Незворотний гідродіз.
Гідроліз - реакція солі з водою з утворенням слабкого електроліту. Супроводжується зміною рН середовища. Приклад Na2CO3 = Na ++ CO32- -діссоціація, CO32- + H2O = HCO3- + OH- - гідроліз. Гідроліз полягає в хімічній взаємодії іонів розчиненої солі з молекулами води, що призводить до утворення малодисоційованих з'єднань і зміни реакції середовища. Величина кількісно характеризує гідроліз, називається ступенем гідролізу h. Ступінь гідролізу - відношення числа гідролізованих молекул солі до загального числа розчинених її молекул. . Залежність ступеня гідролізу. Концентрація речовини - чим більше розведення, тим більше ступінь гідролізу. Температура - чим вище температура, тим сильніше гідроліз. Додавання сторонніх речовин - введення речовин дають лужну реакцію, пригнічує гідроліз солі з рН> 7 і підсилює гідроліз з рН <7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН> 7 і пригнічує з рН <7. Природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта. 1. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой . Соли гидролизуются полностью, т. е. необратимо. Реакция среды близка к нейтральной. К ним относятся цианиды, сульфиды, сульфиты, карбонаты аммония, алюминия, хрома, железа и т. д.
Cr2S3 + HOH = 2Cr (OH) 3 + 3H2S 2Cr3 ++ 3S2- + 6HOH = 2Cr (OH) 3 + 3H2S
2. Освічені слабкою основою і сильною кислотою. Гідролізуються не до кінця. Реакція середовища кисла. Катіон пов'язує гідроксідіони, утворюючи слабкий електроліт. До них відносяться хлориди, нітрати, сульфати амонію, алюмінію, міді, цинку, хрому та ін. Реакція йде ступінчасто насчал з однією молекулою води, потім з другої. 3. Солі утворені сильною основою і слабкою кислотою. Гідроліз йде не до кінця, реакція середовища лужна. Анион пов'язує протон, утворюючи слабкий електроліт. До них відносяться карбонати, силікати, сульфіти, сульфіди лужних і лужноземельних металів. Гідроліз здійснюється по анионам слабких кислот і протікає східчасто, з утворенням кислих солей.
1.21 Буферні розчини. Визначення. Механізм дії. Формула для розрахунку рН-середовища буферних розчинів. Буферна ємність.
Буферні розчини - розчини які практично не змінюють своє значення рН при розведенні або додаванні до них певних кількостей сильної кислоти або сильної основи. Висновок формул.1. Кислотний буфер. У розчині міститься слабка кислота і її сіль. кислота дисоціює
НА = H ++ A-. Константа дисоціації сіль дисоціює повністю. Знайдемо концентрацію водневих іонів. Прологаріфміруем
-lg [H +] = pH, позначимо -lgKa = pKa,
Перепишемо рівняння Са - концентрація кислоти,
Сs - концентрація солі. Якщо концентрації і обсяги не рівні то
2. Основний буфер. Складається з слабкої основи і його солі. Кв - константа дисоціації РКВ = -lgKв, Св - концентрація підстави, Сs - концентрація солі. Якщо концентрації і обсяги не рівні то.
Буферна ємність. Виражається кількістю речовини еквівалента сильної кислоти або підстави, яке необхідно додати до 1 літру буферного розчину, щоб змістити значення його рН на одиницю. , К-ть еквівалента додаються кислоти або підстави.
різниця значень буф. розчину до і після додавання кислоти або підстави. Якщо додаємо кислоту то рН1 - рН2, якщо підстава то рН2 - рН1.