Влияние катализатора

Концентрации реагирующих веществ

Природа реагирующих веществ

2Li + 2H2O = LiOH + H2 выделение пузырьков газа 2K+H2O=2KOH+H2с загоранием калия

2Cr + 2H2O = 2CrOH + H2 со взрывом. идет увеличение активности металлов

Гомогенные реакции – реакции между веществами в одинаковом фазовом состоянии.

H2 + CI2 = 2HCl

NaOHр-р + HClр-р = NaCl + H2O

Fe(тв.) + S(тв.) = FeS

Гетерогенные реакции – это реакции между веществами в разных фазовых состояниях на поверхности раздела фаз.

Zn(тв.) + H2SO4р-р = ZnSO4 + H2

CO2 + KOHр-р = K2CO3 + H2O

Закон действующих масс для элементарной стадии химической реакции: скорость химической реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагентов, избыток в степенях их стехиометрических коэффициентов.

aA + bB = cC

V=K*C(A)² * C(B)^b

Константа скорости реакциии зависит от природы реагентов и от температуры, чем больше К, тем больше скорость реакции. К=скорости реакции когда реагирующее вещество или их произведение равно 1.

Пример гомогенной реакции:

2CO2(г) + О2(г) = 2СО2 V=K*C(CO)² * C(O2)

Гетерогенные реакции:

FeO(тв.) + СО(г) = Fe + CO2 V=K*C(CO)

3.зависимость от температуры. Чем больше температура.тем больше кенетическая энергия

правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10градусов, скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Vt2/Vt1=γ* t2-t1/10 γ-температурный коэффициент

Vt2/Vt1=Tt1/Tt2

Более точную зависимость скорости от температуры определяется по

уравнению Аренниуса К=Ае=Еа/R К-константа скорости реакции; А-константа Аренниуса-показывает число эффективных соударений молекул реагентов, приводящих к образованию продуктов реакции; Еа-энергия активности; R- уникальная газовая растворенная(8,31Дж/моль); Тк-температура в Кельвинах

Энергия активности – энергия, которую необходимо сообщить реагирующим частицам, чтобы превратить активные частицы с точки зрения химического взаимодействия.

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, не изменяющие свой состав в ходе реакции.

Катализаторы:

1)положительные

↑V

Катализаторы:

А+В=АВ (медл.)

А+К=АК (быстро)

АК+В=АВ+К (быстро)

2)отрицательные

↓V

Ингибиторы – вещества, замедляющие химические реакции

Катализаторы снижают Еа в реакции и ускоряют ее.

Каталих может быть гомогенным и гетерогенным. В случае гомогенного катализа находятся в том же фазовом состоянии, что и реагенты

SO2(г)+О2(г)=2SO3 (быстро)

1 O2+2NO=2NO2 (быстро)

2 NO2+SO2=SO3+[NO]

Гетерогенный катализ – случай, когда катализатор находится в другом фазовом состоянии, чем реагенты.

На неровной поверхности твердого катализатора существуют полости, в которых происходит концентрирование реагентов, что приводит к увеличению скорости реакции.

Катализ – изменение скорости химических реакций под воздействием веществ, количество и природа которых после завершения остаются такими же как и до реакции.

Ферменты – белки, которые катализируют химические реакции в биологических системах.

2)Химическое равновесие Существуют обратные реакции, в которых на ряду с процессом превращения реагентов в продукты происходит обратный процесс превращения продуктов в реагенты, когда скорости противоположных реакции равны между собой, наступает химическое равновесие.

Признаки химической реакции:

1.равенство скоростей V=V

2.концентрация всех веществ постоянна при неизменных внешних условиях

С= const. при р,t= const.

3.химическое равновесие носит динамический характер(постоянно протекают во взаимно противоположных процессах)

4.состояние равновесия может быть достигнуто со стороны реагентов и со стороны продуктов

H2+I2=2HI

2HI=H2+I2

закон действующих масс для химического равновесия.

aA+Bb=cC+dD

V=V

V=k*[A]^a*[B]^b

V=K* [C]^c*[D]^d

K1= [A]^a [B]^b= K2[C]^c*[D]^d

K2/K1= Kр= [C]^c* [D]^d / [A]^a*[B]^b

Отношение K1 и К2 есть величина постоянная, Кр(константой равновесия.)Кр= отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях стехиометрического коэффициента к концентрации реагентов, взятых в

степенях стехиометрических коэффициентов.

Кр зависит от природы веществ и от температуры. но Не зависит от концентрации реагентов и продуктов реакции

Величина Кр является мерой полноты протекания реакции к моменту равновесия.

Если Кр <1 K1<K2 К моменту наступления равновесия меньшая часть реагентов превращения в продукты. Если Кр˃1,К1˃К2 моменту наступления равновесия большая часть реагентов превратиться в продукты

Принцип Ле Шателье Равновесие смешается в ту сторону (прямой или обратной реакции) которая ослабляет внешние воздействие.

2NO+O₂ =2NO₂ ∆H<0

1. Влияния С(концентрации)

При увеличении С реагентов химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции. При увеличении С продуктов реакции, химическое равновесие смещается в сторону реагентов.

увеличение: С(NO) или (O₂), C(NO₂ )

уменьшение (NO) и/или (O₂), (NO₂ )

2. Влияния температуры. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической.

3 Влияния давления (Р).влияет только с участием газообразующих в-в и только в тов случаи когда количество газообразных реагентов и продуктов реакции неравны меду собой..

Повышение Р проводит к смещению равновесия в сторону образования меньшего количества газа., а понижение Р ведет в сторону большего объема.

Катализатор не влияет на смещение равновесия. так как влияет на скорость реакции.

3) Растворы электролитов Электролиты. Вещества проводящие электрический ток в растворах или расплавах; проводят электрический ток так как распадаются в растворах на ионы.

Распад на ионы называются электролитической диссоциацией.

К ним относятся соли, кислоты, основания. В этих веществах имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролиты – это в-в, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К ним относятся, например, O₂, H₂, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). в молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

α- степень диссоциации показывает какая часть молекул находящихся в растворе распалась на ионы α= Сдис/С*100%.

В зависимости от степени диссоциации электролиты различают на сильные(α˃30) слабые(α<30)

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%).

3.1 Кислоты - электролиты при диссоциации которых образуют H⁺ и анионы кислотного остатка.(серная кислота являться сильной по первой ступени) HCI, HBr, HNO₃, H2SO₄

3.2 Основания - это электролиты при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид аниона LiOH, NaOH, Cr(OH)₂

3.3 Соли за исключением ZnI₂ и PCI₂ При растворении сильных электролитов в HOH в результате ион-дипольного взаимодействия электролит и воды –катион и анион изолированы друг от друга.

Время жизнь H₂O в первичной гидратной оболочке зависит1)от заряда атома, чем больше заряд ядра,тем больше прочность 2) от радиуса, чем меньше радиус тем прочнее связь.

При низких концентрациях электролита катионы и гидротированные анионы изолированы друг от друга и их активная концентрация совпадает с концентрацией. При увеличении концентрации электролита число молекул H₂O приходящихся на один ион уменьшается и повышается вероятность ион-ионного взаимодействия приводящей к уменьшению концентрации(активной) электролита. Для количественного описания свойств сильных электролитов Льюис ввел понятие активности- эффективной концентрации- которой обусловливали осуществление физических и химических процессов в ра-ре. α =f_α+Cн, где

f_α -коофицент активности, величина α – зависит от концентрации электролита, от заряда ионов электролита, f_α -(коофицент активности) учитывает при этом взаимное притяжение ионов, неполную диссоциацию и гидратацию., f_α для расчетов используют характеристику р-ра. I(ионная сила) BaCI₂= Ba²⁺+ 2CI^-1

С 0,01 0,01 0.02

I=1/2(0,01*2² +0,02*1² )=0,03моль/л

Уравнение Хюнна-Дебая: lg f_α =-0,509*Z_k+ Z_An √I

Значение электролитов. Питательные р-ры в почвах.питательные ве-ва часто находятся в гидротированых ионах,что облегчает их усвояемость растениями и животными.

Растворы слабых электролитов. (α<30) распадаются на ионы в незначительной

степени, молекулы и образующиеся ионы находятся в состоянии равновесия которое смещено в сторону молекулярной формулы. стояние равновесия диссоциации слабого электролита характеризуется величиной константы диссоциации (Kg) =[К]*[Аn]/[K+An] зависит 1:от природы электролита: чем слабее электролит тем меньше величина. 2:от температуры чем больше,тем больше Kg. Закон разбавления Оствальда. Связав Kg и степень диссоциации(α) слабого электролита.

KtAn Kt+An [KtAn]=C- αC, Kg=[К]*[Аn]/[K+An]= αC*αC /C- αC=(αC)²/C(1-α)=

C αC αC

Kg=α²C/1-α(α в долях единиц). Если α«1, 1-α≈1 следует что α=√ Kg/С

Степень диссоциации зависит 1. от температуры. Для большинства электролитов процесс является эндотермическим, поэтому нагревание способствует увеличению α. (1⁰на 0.05 α) 2. от концентрации, при разбавлении степень диссоциации увеличивается. 3. от растворения чем больше полярный растворитель тем выше степень диссоциации. 4 от влияния одноименного иона. добавление электролита имеющего общий ион со слабым электролитом подавляет диссоциацию. смещает равновесие в сторону молекулярной формулы.

Типы слабых электролитов:

1. слабые кислоты: HF,H₂SO_4, H₂S,HNO_2,,H₃PO₄,HCOOH, CH₃COOH,HCIO(хлорноватистая кислота) I) H₃PO₄=H⁺+H₂PO₄ ^– Kg(I)» Kg(II)» Kg(III)

II) H₂PO₄= H⁺+ HPO₄ ^-

III) HPO₄= H⁺+ PO₄ ^-

Для мгновенных кислотных диссоциаций идет ступенчато и преимущественно по первой ступени. [H⁺]=√ Kg*C(кислоты)

2. слабые основания:NH₄OH,(NH₃*H₂O) и все нерастворимые основания.

M(OH)₂=MOH⁺+OH^-

[OH^-]=√ Kg*C(основания)

Отличия: процесс диссоциации сильных электролитов является необратимым. А диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый (это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы(ионизация, диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация).

Дата добавления: 2015-04-24