Изучение химического равновесия в школе начинается с 10-го кл в теме «Химические реакции». Здесь говорится о химическом равновесии и о принципах смещения хим равновесия

7. Скоростью химической реакции (СХР) называют изменение количества продукта реакции в единицу времени:

v=Dn_прод/Dt.

Часто рассматривают реакции, идущие в особых условиях:

1) в однородной, иначе говоря, в гомогенной среде (газовая смесь, раствор); в этом случае определяют объёмную СХР как изменение молярной объёмной концентрации вещества в единицу времени: v _гом.= 1/V×Dn_прод/Dt = DC_прод/Dt (при V=const); гомогенные реакции могут проходить быстро, так как в газе и жидкости легко происходит взаимное перемещение частиц 2) на границе раздела фаз (гетерогенные реакции); одна из фаз может быть жидкостью или газом, другая обычно твёрдая; в гетерогенных реакциях перемещение реагентов и продуктов реакции затрудняется и они обычно идут медленно.

Скорость химических реакций зависит:

1) от природы реагентов; 2) от концентрации исходных веществ;

3) от температуры; с повышением температуры скорость большинства реакций резко возрастает, так как быстро увеличивается число частиц с высокой энергией столкновения;

4) от скорости подвода реагентов и отвода продуктов на границе фаз гетерогенной реакции; 5) от присутствия в системе некоторых нерасходуемых веществ; Химические реакции обычно идут во много стадий.

С повышением температуры число столкновений частиц увеличивается (примерно на 1% на каждые 10 градусов). Однако обычно СХР растёт значительно быстрее.Для многих реакций действует правило Вант-Гоффа -с повышением температуры на каждые 10 градусов скорости многих химических реакций увеличиваются в 2-4 раза:

v₂/v₁ = g ^(t2–t1)/10.

Число g называют температурным коэффициентом реакции Вант-Гоффа.

Энергия активации — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, чтобы произошла реакция. Термин введён Аррениусом Типичное обозначение энергии реакции E_a. Типичная энергия активации в десятки раз ниже энтальпии атомизации реагентов и даже часто заметно ниже энергии отдельной связи. Это указывает на сохранение при активации большинства связей.

Эти представления приводят к следующему уравнению для температурной зависимости константы скорости реакции:

k = A×e-Е_акт/(R×T)или k = ln A - .

Влияние катализатора сводится к снижению энергии активации

КАТАЛИЗ -изменение скорости хим. р-ции при воздействии в-в, к-рые участвуют в р-ции, но не входят в состав продуктов.Различают положительный и отрицательный катализ, в зависимости от того, ускоряет катализатор р-цию или замедляет ее.Для катализа характерно, что небольшие кол-ва катализатора ускоряют превращ. больших кол-в реагирующих в-в.Термин "катализ" введен И. Берцелиусом в 1835. При гомогенном катализе катализатор и реагирующие в-ва находятся в одной фазе в молекулярно-дисперсном состоянии. При гетерогенном катализе катализатор образует самостоят. фазу, отделенную границей раздела от фазы, в к-рой находятся реагирующие в-ва. Выделяют также гетерогенно-гомогенный катализ, при к-ром р-ция начинается на пов-сти твердого катализатора, а затем продолжается в объеме. Межфазным катализом принято называть катализ на границе двух несмешивающихся жидкостей; при этом роль катализатора состоит в переносе реагентов между фазами. Снижение E объясняется тем, что при катализе р-ция протекает по новому механизму, складывающемуся из элементарных р-ций с меньшими энергиями активации, чем некаталитич. р-ция.Формирование понятия о химической реакции начинается с самого начала изучения курса химии в школе,т.е. в 7 классе.освоение основных понятий осуществляется при изучении св-в кослорода.водорода,воды а также основных классов неорганич.соед-ний.в последующий классах продолжается формирование понятия о хим.р-ции.

8. Р-ры весьма распространены в природе, технике, организмах человека и животных. Еще в средние века алхимикам хорошо было известно правило “Подобное растворяется в подобном”. В описаниях хим процессов они всегда указывали конц и способы приготовления исходных р-ров. Р-рами называют гомогенные фазы, с-в и св-ва кот может изменяться в опред, часто весьма широких пределах. Все газовые смеси, включая воздушную атмосферу, являются истинными р-ми со св-ми, близкими к идеальным. Способы выражения концентрации (состава) растворов

Концентрация р-ров выражается отношением массы, числа молей или числа эквивалентов р-го в-ва, приходящегося на массу, общее кол-во молей или объем всего р-ра или только р-ля. Р-ыми в-вами при одинаковом агрегатном состоянии компонентов обычно считаются компоненты, нах в недостатке, в то время как компонент, нах в избытке, считается р-лем. При разных агрег сост-ях комп-в р-ра р-лем считается компонент, агрег состояние кот совпадает с агрег состоянием р-ра. в случае жидких р-ров твердых и газообр в-в р-лем всегда считается жидкий компонент, независимо от конц р-ных в-в, кот часто превышает 50 масс.%.1. Процентная концентрация – отношение массы растворенного вещества m_в к общей массе раствора m_S:

С_%= ·100%. ( 20% раствор Na₂SO₄ содержит 20 г Na₂SO₄ и 80 г H₂O.)

Молярная концентрация (молярность) – число молей р-го в-ва n_в, сод-ся в объёме р-ра:

С_М=М= [моль/м³ или моль/л], где V_p – объём раствора, м³ или л.

Пример: 1М раствор H₂SO₄ содержит в каждом литре 1 моль Н₂SO₄ или 98г.

3. Нормальная концентрация (нормальность) – число эквивалентов р-ого в-ва , сод-ся в объёме раствора :

С_Н=Н= [г-экв/м³ или г-экв/л].

Пример: 1Н раствор H₂SO₄ содержит в каждом литре 1 эквивалент или 49 г Н₂SO₄.

4. Моляльная концентрация (моляльность) - число молей растворенного вещества n_в, содержащихся в 1кг растворителя ( =1кг=1000г):

С_m=m= [моль/кг или моль/1000 г].

Пример: 1m водный раствор H₂SO₄ содержит в каждом килограмме воды 1моль Н₂SO₄ (или 98 г Н₂SO₄).

5. Мольная доля – отнош числа молей р-ого в-ва n_в к общему кол-ву молей р-ра n_S:

N_p= , где n_S=n_в+n_а, где n_а – число молей растворителя.

Пример: водный раствор H₂SO₄ с молярной долей 0,2 содержит 1 моль Н₂SO₄ и 4 моль H₂O. Классификация растворов 1. Идеальные р-ры. Физической моделью идеального р-ра является совокупность невзаимодействующих частиц, имеющая объем, аддитивно складывающийся из объемов отд компонентов. Наиболее важными св-ми идеальных р-ров являются: а) ИР образ из чистых компонентов, нах в том же агрегатном сост, что и р-р, без теплового эффекта. б) Объем ИР, образ из чистых компонентов, нах-ся в том же агрегатном состоянии, что и р-р, аддитивно складывается из объемов отд ком-тов. Основное назначение конц-и ИР – служить эталоном, с кот сравниваются реальные р-ры. Все св-ва ИР, в отличие от реальных, легко рассчитываются исходя только из их конц-и и св-в отдельных компонентов. 2. Предельно разбавленные растворы. ПРР –р-р, в кот св-ва р-ля практически остались неизменными по сравнению с чистым р-лем ввиду низкой конц-и р-ра, в то время как св-ва р-ого в-ва могут очень сильно отличаться от его св-в в чистом виде ввиду попадания в среду р-ля. Св-ми ПРР обладают обычно все разбавленные р-ры вплоть до опред конц-и, хар-ной для каждой с-мы. Чем ближе св-ва компонентов, тем до более высокой конц-и сохраняют их р-ры св-ва ПРР. Для р-ров электролитов этот предел очень низок, т.к. ионы заметно изменяют св-ва р-ля уже при миллимолярных конц. 3. Реальные растворы. Различные св-ва РР в той или иной степени отклоняются от идеальных. Для адекватного описания этих отклонений обычно требуются различные физические модели, учитывающие межчастичные парные и коллективные взаимодействия, размеры частиц, расстояния между ними и т.д. В некоторых простейших случаях такие модели приводят к результатам, хорошо совпадающим с экспериментом. Однако наиболее универсальный и полностью формальный способ учета неидеальности ком-тов р-ра был предложен Г. Льюисом в 1907 г., кот сохранил ту же форму выражения хим потенциала компонента в РР, что и в идеальном, но вместо конц комп-та использовал в нем активности.

По конц р-ого в-ва р-ры можно подразделить на концентрированные (с большой конц р-ого в-ва) и разбавленные (с малой конц р-ого в-ва). Растворимость в-ва зависит от природы р-ого в-ва и р-ля, их агрег состояния, наличия в р-ре посторонних в-в, темп-ры,в случае газообр р-го в-ва – и от давления. Согласно правилу «подобное растворяется в подобном», ионные соед и молекулярные с полярным типом связи лучше р-ются в полярных р-лях, неполярные в-ва – в неполярных р-лях. При >>T растворимость газов обычно уменьшается. Растворимость тв в-в меняется по-разному, что определяется знаком теплового эффекта процесса растворения: р-е большинства тв в-в – процесс эндотерм (ΔH>0),зн.с >>T растворимость >>.

Формирование понятия о растворе поисходит в 8ом классе при изучении темы растворы.в которой изучается понятие о растворе.его классификация,качественные и колич.хар-ки.в этой теме ученики знакомятся с тэд.далее формирование понятия о растворах продолжается в 10 классе при изучении темы химия р-ров,здесь более углубленно изучаются понятия. Затем органика 11 кл.

10. р-ции ионного обмена- Химические реакции в растворах электролитов протекают при участии ионов. Если такие реакции не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена.В соответствии с правилом Бертолле: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ), малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода) или комплексное соединение. В таких случаях реакции будут практически не обратимы. Гидролизом называется обменная реакция веществ с водой. Гидролизу могут подвергаться соединения различных классов - соли, углеводы, белки, жиры, эфиры и т.д.В неорганической химии гидролиз солей: обменная реакция ионов соли с молекулами воды, в результате которой смещается равновесие диссоциации воды. Первое объяснение дано Аррениусом: ионы соли, которые ранее принадлежали слабым кислотам или основаниям, встречая в воде протоны или ОН^-, соединяются с ними, образуя слабый электролит. Учение Вернера: вода, образуя соединения с компонентами растворенного вещества, может стать донором протонов или гидроксил-ионов. Такие соединения он назвал аквакислотами (донор протонов) или акваоснованиями (акцептор протонов).По Аррениусу гидролиз соли алюминия:

Al³⁺+ H₂O «Al(OH)²⁺ + H⁺

a по Вернеру:

[Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O «[Al(H₂O)₅OH]²⁺ + H₃O⁺

Здесь ион Al³⁺ - ангидрокислота, а [Al(H₂O)₆]³⁺ - аквакислота, отщепляющая протон.Суть во взаимодействии ионов соли с водой - гидратации. Вода - диполь. Гидратация приводит к смещению электронной плотности от воды к катиону, разрыхляется связь О-Н и отрывается протон. Явление поляризации электронных оболочек. Чем меньше катион и чем больше его положительный заряд, тем в большей степени идет процесс. Анион с водой реагирует по типу образования водородной связи, которая дестабилизирует его связь с кислородом. Анион - ангидрооснование, его гидрат - акваоснование, которое присоединяет протон.Чем больше поляризующая способность аниона или катиона, тем в большей степени идет гидролиз.

Мы пишем гидролиз по Аррениусу, т.к. это проще и не влияет на конечные количественные результаты. Но помним о его реальном механизме.Варианты гидролиза.

1) Соль образована сильным основанием и сильной кислотой - гидролизу не подвергается, рН = 7.

2)Соль образована катионом сильного основания и слабой кислотой - гидролиз по аниону.CN^-+ H₂O «HCN + OH^- pH>7

3) Соль образована слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз по катиону.Сu²⁺+ H₂O «CuOH⁺ + H⁺ pH<7

Обратить внимание, что пишем только первую стадию, присоединение одного гидроксила. Вторая стадия не идет, т.к. накопление протонов смещает равновесие влево.

4) Соль образована слабым основанием и слабой кислотой

Al(CH₃COO)₃

Al³⁺ + 3CH₃COO^- + 3H₂O «Al(OH)₃ + 3CH₃COOH

Гидролиз по катиону и аниону одновременно идет до конца, ацетат алюминия в растворе не существует, выпадает осадок гидроокиси. рН»7 и определяется тем, что сильнее - кислота или основание.Гидролиз - обратимый, равновесный процесс, следовательно для гидролиза, например, цианида калия можно записать:

CN^-+ H₂O «HCN + OH^-

Домножив числитель и знаменатель на концентрацию протонов и введя постоянную концентрацию воды в константу, получим:

Чем слабее кислота (чем меньше К_а), тем сильнее идет гидролиз.

Легко показать, что для гидролиза по катиону K_h= K_W/K_b, где K_b - константа диссоциации слабого основания, а для гидролиза и по катиону и по аниону K_h= K_w/K_a×K_b.Введем степень гидролиза, как отношение прогидролизовавшихся ионов к общему числу ионов:

h=C_h/C, тогда

Смещение равновесия.

1) Добавление одноименных ионов. [H⁺] подавляет гидролиз по катиону, [OH^-] подавляет гидролиз по аниону.

2) Из формулы для h видно, что разбавление способствует гидролизу.

3) Гидролиз - реакция, обратная нейтрализации. Нейтрализация - экзотермический процесс. H⁺+ OH^- = H₂O DH=-56 кДж, сл-но гидролиз - процесс эндотермический. Повышение температуры способствует гидролизу. Гидролиз солей тяжелых металлов.

BiCl₃ + H₂O «Bi(OH)₂Cl + 2HCl

Bi(OH)₂Cl ®BiOCl + H₂O. Образуются катионы ВiO⁺, выпадает белый кристаллический осадок.

Изучение понятия о реакциях ионного обмена начинается в 8ом классе в теме растворы.затем продолжается формирование и совершенствование знаний и развитие далнейшего представления о раекциях ионного обмена в последующих классах.

11. ОВР- Р-ции, в кот происходит изменение степеней окисления атомов элементов, вход в с-в реаг соед.В ОВР электроны от одних атомов, молекул или ионов переходят к другим. Процесс отдачи электронов - окисление. При окислении степень окисления повышается, Процесс присоед электронов - восстановление: При восстановлении степень окисления понижается.Атомы или ионы, кот в данной р-ции присоед электроны являются окислителями,кот отдают электроны - восстановителями. Соед, содержащие атомы элементов с макс ст окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов, т.к. они уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны. Макс ст ок-ния атома элемента равна номеру группы в таблице, к кот относится данный элемент. Соед, сод-е атомы элементов с мин ст ок-я могут служить только восстановителями, т.к. они способны лишь отдавать электроны, потому, что вн энерг уровень у таких атомов завершен восемью электронами. Мин ст ок-я у атомов металлов равна 0, для неметаллов - (n–8) (n- номер группы в периодической системе). Соед, сод-е атомы элементов с промеж ст ок-я, могут быть и ок-ми и вос-ми, в зав-ти от партнера, с кот взаимодействуют и от условий р-ции.

Дата добавления: 2015-06-28