Основные понятия в химии
 Скачать 91.43 Kb.
|
|
Молекулярность и порядок реакции. Все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называется одностадийными. Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно-параллельно. В свою очередь, в каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные) и три молекулы (тримолекулярные). Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью. Порядок реакции - это сумма порядков реакции по реагентам. Порядок реакции определяется суммой величин показателей степени при значениях концентраций исходных веществ в кинетическом уравнении: а) V1 = K1[H2O2] ; б) V2 = K2[O2]. Поэтому обе реакции первого порядка. Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется акт химического взаимодействия. Реакция а) одномолекулярная, б) двухмолекулярная. Выражение для определения скорости реакции первого порядка  .Скорость реакции второго порядка для двух реагентов В и D подчиняется кинетическому уравнению V = K·CB·CD, где СВ – концентрация реагента В, а СD – концентрация реагента D. Наиболее часто встречаются реакции первого и второго порядка. Реакции третьего порядка крайне редки. Реакции более высокого порядка, чем третий, неизвестны, так как в большинстве случаев реакции многостадийны. 37. Правило Вант-Гоффа. V2 = V1⋅γΔT/ 10 Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза V2 = V1⋅γΔT/ 10 Где V2 и V1 – скорость реакции при температурах Т2 и Т1 , γ – коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2- 4. 38. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации. Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то: V = V0exp[-Ea/(RT)] Ea/(2,3RT)=Δlgk/Δ(1/T) Энергия активации. Энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса. 39. Растворы, идеальные, реальные, истинные, коллоидные. Идеальным раствором называют раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы. …………………………………………………………………… 40. Определение концентрации растворов. Концентрация. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы. Молярная концентрация вещества. В, cв - отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к объему этой системы. Единица измерения моль/м3 или моль/л. Молярная доля вещества. В, xв – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к общему количеству вещества(в молях)Измеряется в %. Объемная доля вещества. В, ϕв – отношение объема компонента, содержащегося в системе, к объёму системы. Массовая доля вещества. В, ωв - отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе этой системы. Предельно допустимая концентрация(ПДК). 41. Активность. Ионная сила раствора. Активность. a=γс γ - коэффициент активности. …………………………………………………. 42. Закон Рауля, следствия из закона Рауля. Закон Рауля. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. ΔTкип=KэCm Температура кристализации раствора ниже температуры кристализации чистого растворителя. ΔTзам=KкCm 43. Осмос – переход растворителя через полупроницаемую мембрану в более концентрированный раствор. Этот процесс модно остановить, если к раствору приложить некоторое давление, которое называют осмотическим. Осмотическое давление П разбавленных растворов описывается уравнением Вант-Гоффа: П = CRT, где С- молярная концентрация раствора, R – газовая постоянная, Т – абсолютная температура. Измеряя осмотическое давление, можно определить молярную массу растворенного вещества. Этот метод обычно используют для белков. 44. Растворимость, произведение растворимости, условие выпадения осадка. Раствор – однородная система переменного состава, содержащая два или большее число веществ. Вещество, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам раствор, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке, - растворенным веществом. Растворимость веществ зависит от природы и агрегатного состояния растворителя и растворенного вещества, а также от температуры и давления. раствор в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием (осаждением) вещества называется насыщенным, а концентрация такого раствора – растворимостью Ср. произведение растворимости – константа диссоциации малорастворимых веществ в насыщенном растворе. Для вещества, диссоциирующего по уравнению АmBn(ТВ)↔mAn+ + nBm-, произведение растворимости имеет вид ПР(АmBn) = [An+]m * [Bm-]n . Если произведение концентраций ионов в растворе превышает ПР, то из раствора выпадает осадок. Если это произведение меньше ПР, то осадок не выпадает. 45. Диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Сильные, слабые электролиты. Электролитическая диссоциация – распад некоторых веществ на ионы в растворе под действием молекул растворителя или в расплаве. Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения. Теория Электролитической диссоциации:
Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N; Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли , сильные кислоты, сильные основания. Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания. степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными. константа диссоциации – константа равновесия электролитической диссоциации. она равна отношению произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц. 46. Ионное произведение воды, водородный показатель, кислотно-основные индикаторы. Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв – ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH·aOH = Кв. Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+ и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз – 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма – pH воды. 47. Теории кислот и оснований: электролитическая, протонная, электронная. ……………………………….. 48. Гидролиз солей. Рассмотреть на примерах. Степень гидролиза. Константа гидролиза. |