Шпаргалка по "Химии"

ОВР. Основные виды ОВР. Электронный  и ионно-электронные  ьаланс.

Реакции, протекающие  с изменением степени окисления  атомов, входящих в состав реагирующих  веществ, называются окислительно-восстановительными. Все ОВР можно разделить на 3 группы: 1) реакции межмолекулярного окисления – восстановления – реакции, в которых окислитель и восстановитель – разные вещества, причем эти вещества могут быть как сложными так и простыми. 4 + 3 = 2 + 6 2) реакции внутримолекулярного окисл-восст. – реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов одного и того же соединения. 2 = 2KCl +  3. 3) реакции диспропорционирования (реакции самоокисления-самовостановления) – реакции ив которых происходит одновременное увеличение и уменьшение степени окисления атомов одного и тогоже  элемента. Реакции диспропорционирования возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления. 4= 3 + . В этой реакции хлор из промежуточной степени окисления +5 окисляется до степени окисления +7 и восстанавливается до степени окисления -1.   Для подбора стехиометрических коэфицентов в уравнениях ОВР используют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный. Метод электронного баланса. В осеове этого метода лежит следующее правило: общее число электронов, отданных восстановителем в ходе ОВР, должно быть равно общему числу электронов, полученных окислителем. Использование этого метода наиболее удобно, если реагенты – газообразные или твердые вещества. Метод полуреакций (ионно-элктронного баланса). Этот метод применяется для реакций,протекающих в водных растворах. Он основан на уравнивании в левой и правой частях уравнения суммарного числа реальных ионов, существующих в растворе, с помощью прибавления или вычитания необходимого числа электронов.  В получающихся электронно-ионных уравнениях, как и в ионных уравнениях обмена, сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, газообразные и малорастворимые вещества – в виде молекул. В молекулярной и ионной схемах процесса указывают частицу среды: , или . При составлении электронно-ионных уравнений процессов окисления и восстановления необходимо учитывать следующие правила: 1) если в левой части эл-ион уравнения содержится избыток атомов кислорода, то в кислой среде он связывается с ионами водорода; в неитральной и щелочной среде переводится водой в гидроксид-ион. 2) недостаток кислорода в левой части эл-ион уравнения пополняется в кислой  и нейтральной среде кислородом из воды, а в щелочной среде - гидроксид-ионами.  Ионно-электоронный метод более удобен и универсален, чем метод эл.баланса, поскольку не требует знания степеней окисления атомов и учитывает влияние среды, а самое главное позволяет определить продукты, если дана тока левая часть уравнения.

  Скорость хим.реакции. влияние температуры на скорость хим.реакции. правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

Скорость  хим.реакции равна изменению количества вещества в еденицу времени в единице реакционного пространства. В зависимости от типа хим.реакции (гомогенная или гетерогенная) меняется характер реакционного пространства. Гомогенной реакцией называется реакция, протекающая в однородной среде (в одной фазе). Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, например, твердой и жидкой, твердой и газообразной. На скорость реакции влияют многие факторы: концентрация реагентов, температура, катализаторы, внешние воздействия, например излучения, пластическая деформация. Зависимость скорости хим.реакции от температуры. С возрастанием  температуры скорость хим.реакции растет. Согласно правилу Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 гр. скорость  реакции возрастает в 2-4 раза. Число, показывающее, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры на 10 гр., называется температурным коэффицентом (). Обозначим скорость реакции при , через V, а при – через V, тогда: V = V . Температурный коэффицент реакции есть отношение константы скорости при температуре (t+ ) к константе скорости при температуре = 2. Зависимость константы  скорости хим.реакции от температуры может быть  представлена уравнением Аррениуса: k = , где - предэкспоненциальный множитель, е- основание натуральных логарифмов, - энергия активации, R – 8,31 Дж/(моль ) – универсальная газовая постоянная.

Уравнение Аррениуса позволяет рассчитать константы скорости (и скорости) реакций при различных температурах, а также энергию активации  и предэкспоненциальный множитель  по формулам:

= lg         и            ln = ln K

Уравнение  Аррениуса позволяет проводить  более точные расчеты изменения  скорости реакции с учеличением  температуры. Приведем уравнение  Аррениуса  для двух температур:  lg = , или ln = .

  Влияние концентрации реагентов на скорость хим.реакции. закон действия масс и условия его применимости. Константа скорости хим.реакции и ее физический смысл.

С увеличением  концентрации реагирующих веществ  скорость реакции возрастает. К. Гульдбергом  и П.Вааге в 1867 году был открыт основной закон химической кинетики – закон действующих масс: при постоянной температуре скорость хим.реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Концентрации реагирующих веществ  возводятся в степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции = 2HI закон действующих масс выражается соотношениями: v= k . В общем виде для реакций типа аА bB = cC + dD: v= k , где - молярные концентрации А и В; коэффицент пропорциональности K называется константой скорости.

Физический  смысл константы скорости: если принять  =1 моль/л, тогда v=k. Константа скорости  - это скорость реакции при концентрации реагирующих веществ, равных единице. Константа скорости не зависит от концентрации рагирующих веществ.

Понятие об активном комплексе. Энергия активации, ее физический смысл.

Скорость  хим.реакции в значительной мере зависит от энергии активации. Далеко не каждое соударение приводит к хим.взаимодействию. Для осуществления  взаимодействия  молекулы должны обладать определенным запасом энергии. Энергия, представляющая собой минимальную энергию, достаточную для осуществления акта химического взаимодействия, называется энергией активации.

Энергия , необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации.

Катализ. Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Влияние катализа на скорость  прямой и обратной реакции.

Одним из наиболее распространенных в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. В присутствии катализаторов изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, а потому и изменяется ее скорость. Катализаторы – вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенный катализ. Катализаторы, которые находятся в системе в том же фазовом состоянии, что и реагенты, наз-ся гомогенными. Механизм гомогенного катализа можно объяснить на основе теории промежуточных соединений. Согласно этой теории разложение последнего является лимитирующей (ограниченной)стадией. Это приводит к уменьшению энергии активации реакции. Например: А+В=С, АК+В=АВ+К,  А+К=АК. Как видим, в суммарное уравнение реакции катализатор К не входит, т.е в результате реакции он не изменяется. Примером может служить нитрозный способ получения серной кислоты: , , (АК+В=АВ+К). Гетероенный катализ. Если катализаторы и реагенты находятся в разных фазах и имеют границу раздела, то катализ называется гетерогенным. Гетерогенными обычно являются твердые катализаторы, на поверхности которых реагируют газообразные и жидкие вещества. Механизм каталитических гетерогенных реакций очень сложен и зависит от природы реакции. Для объяснения гетерогенного катализа чаще всего пользуются адсорбционной теорией катализа. Согласно этой теории, при гетерогенном катализе происходит адсорбцияреагирующих веществ на активных центрах поверхности катализатора. Под действием этих центров у адсорбированных молекул ослабляется связь между атомами, реагирующие молекулы деформируются, а иногда даже диссоциируют на отдельные атомы. Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции. В качестве примеров гетерогенно-каталитических реакций можно указать на окисление диоксида серы в триоксид при контактном методе производства серной кислоты:                                                       

                                                 K

адсорбции 2О адс.        и десорбции   +2О ;       +О

Обратимость хим.реакций. зависимость  положения равновесия от температуры, давления, концентрации. Принцип Ле-Шателье. Константа хим.равновесия.

Хим.равновесие может устанавливаться только в  тех системах, где происходят обратимые  реакции. Реакция является обратимой, если в системе одновременно с  взаимодействием реагентов, приводящим к образованию продуктов(прямая р-я), происходит превращение продуктов  обратно в реагенты (обратная р-я). Истинным хим.равновесием называют такое состояние реакционной  системы, когда скорость прямой реакции  равна скорости обратной. Неизменные при данных температуре и давлении концентрации компонентов системы, в которой установилось равновесие, называют равновесными. Количественной характеристикой хим.равновесия служит величина, называемая константой хим.равновесия. Например для р-ии  аА + bB, константа хим.рав-сия выражается уравнением: K = , где К-конст. рав-сия;  - равновесные конц-ии реагентов; a,b – их стехиометрические  коэффиценты;  - равновесные конц-ии  продуктов р-ии; c,d - их стехиометрические коэффиценты. Смещение хим.равновесия. принцип Ле-Шателье. При внешнем воздействии на систему происходит смещение хим.равновесия, т.е изменяются равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Если в результате внешного воздействия увеличиваются равновесные конц-ии продуктов р-ии, то говорят о смещении равновесия вправо. Если в результате внешного воздействия увеличиваются равновесные конц-ии  исходных вещ-в, то говорят о смещении равновесия  влево. Характер смещения под влиянием внешних воздействий можно описать с помощью принципа Ле-Шателье: если на ситему, находящуюся в равновесии оказать воздействие из вне, то в системе усиливаются те процессы, которые уменьшают оказанное воздействие. Некоторые параметры, влияющие на смещение равновесия: 1) изменение концентрации веществ. Увеличение конц-ии реагкнтов смещает равновесие в сторону их расходования. 2) влияние общего давления в системе. Увеличение давления равновесной системы смещает равновесие в сторону образования меньших объемов. 3) влияние температуры. С увеличением температуры равн-сие смещ-ся в сторону эндотермических реакций, т.е реакций, протекание которых обеспечивает поглощение теплоты. 

Принцип Ле-Шателье  применим к системе в истинном равновесном состоянии. Константа  равновесия реакции связана со стандартным  изменением энергии Гиббса уравнением:  .

Внутренняя  энергия. Первый закон  термодинамики.

Форма энергии, скрытая в веществах и частично освобождающаяся при химических, а также при некоторых физических процессах (например,  при конденсации  пара в жидкость или при кристаллизации жидкости), называется внутренней энергией вещества. Внутренняя энергия U системы (или вещества) – это кинетическая и потенциальная энергия частиц, за вычетом потенц. и кинет. энергии как целого. Кинетическая энергия – это сумма кинет.энергий поступательного, колебательного и вращательного движения частиц; потенциальная энергия обусловлена силами притяжения и отталкивания (ядерными, гравитационными, электоромагнитными), действующими между частицами. Внутрення энергия зависит от природы вещества ее компонентов, массы и параметров состояния системы. Абсолютное значение внутр.энергии нельзя определить. Изменение внут.энергии системы при том или ином процессе можно определить. Пусть к системе подводится теплота, в результате чего она переходит из начального состояния 1 в конечное состояние 2, совершая при этом работу А т.е подведенная теплота израсходована на изменение внутр.энергии системы и работу против внешних сил: Q = , где - изм-е внутр.Е; Q – кол-во теплоты; А -  работа против внеш.сил. Это уравнение выражает закон сохранения энергии (1-ый закон термодинамики), согласно которому изменение внутр.эн-ии системы не зависит от способа проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием ситемы, т.е яв-ся функцией состояния. В термодинамике сумму внутр.энергии системы и произведение объема вещ-ва на внешнее давление называют энтальпией и обоз-ют буквой Н: U + PV = H. Где U – внут.энергия; PV – работа против внешних сил. При изобарном процессе поглощаемая системой теплота идет на увеличение ее энтальпии: - = . При постоянном объеме (V = const), , т.е работа против внеш.сил не производится. Поглощаемая системой  теплота в изохорном процессе идет на увеличение внутр.энергии, т.е