ХимияИзменение S х.р.= S прод.р.-- S исх.в. или S = S обр.С* x —( S обр. A * n + S обр.В* m ) Факторы, влияющие на энтропию: 1. Агрегатное состояние; 2. Атомная или молекулярная масса веществ; 3.При увеличении полярности процессов энтропия # . Энтропийный и энтальпийные факторы. Энергия Гиббса. Два фактора сводятся к единому энергии Гиббса: G = H — T * S , G =0-сост.равноес., G G >0-самопр.протек.обр.проц. G – энергия Гиббса – критерий вероятности самопроизв . протекания процесса. G образ.прост.в.=0 G [кДж.моль] G х.р.= G обр.пр.р.-- G обр.исх.в. с учётом коэффициентов Влияние температуры на ход реакции. 1. H S 2. H >0 S Скорости хим. реакций, хим. равновесие. Системы протекания реакций: 1.Гомогенная (однор сист.) сост.из одного вида фаз (нет раздела фаз, т.е. в одном агрегатном сост.). Реакции, протекающие в этой сист. тоже гомогенные, протекающие во всём объёме этой системы. V гом.р.=+ с/ Т=+ n /( V * T ), n – кол.активных взаимодействий, с – изменен.концентрации вещ-ва, Т-отр.вр. V гом.р.=[моль/литр*сек]=[моль/м³*сек] 2.Гетерогенные (неоднор. сист.) сост. из двух и более фаз, сущ. поверхность раздела фаз. Гетероген. реакции протекают на поверхн. разд. фаз. V гет.р.=+ с/ S * T =[моль/литр*м²*сек] , S – площадь раздела фаз. Факторы, влияющие на скорость. 1.Концентрация - прямая завис. Закон действующих масс (з.д.м.) V = k *[ A ] *[ B ] , k – константа равновесия, зависит от природы вещ-ва и температуры.В формулу не включ. конц. вещ-ва в тв. сост. 2.Давление гомоген.(для газов) – прямая завис. При увел. давлен концентрация растёт прям пропорционально. 3.Температура – прям. з. При небольших изменениях температуры скорость реакции рассчитывается по правилу Вант-Гоффа : При увеличении темрературы на каждые 10° скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз. V т2= V т1 * ( (Т2-Т1)/10) 4.Площадь для гетероген (прямая) 5. Природа веществ. 6.Катализаторы(ускор.р.) или ингибиторы(замедл.р.) Уравнение Аррениуса (справедливо для больших интервалов t ) Еа – энергия активизации – избыток энергии по сравнению со средним уравнем энергии вещества необход. для накапливания хим. реакции. Высок. t уменш. Еа K = K 0* e ( -( Ea / R * T )) , К – константа скорости(физич. смысл. – скорость реакции при опред. концентрации(1 моль/1 литр)), К0 – пост. множитель Т => Ea => K => V Влияние катализатора на скорость, Катализ процесс: Гомогенный – ускорение во всём объёме Гетерогенный – на гране раздела фаз Катализатор снижает Еа Химическое равновесие Обратимые реакции – протекающие при одних и тех же условиях в сторону прямой и обратной реакций. Для колич. оценки хим. равновесия используют константу равновесия. К х.р.=К пр./К обр.=[ C ] *[ D ] /[ A ] *[ B ] , K х.р.=1-хим.равновес.,К х.р.>1-пр.р.,К х.р. Сдвиг хим. равновесия. Сдвиг происходит по принципу Ле-Шателье: Если изменить одно из условий равновесия, то оно сместится в сторону противодействия измения . 1.Изменен. концентр. 2.Изменение темпер. Т эндо , Т экзо 3.Изменен. давлен. Р меньшых объема Р большых объёмов 4.Катал. ускор . обе р., но равновес. несмещ. РАСТВОРЫ. Растворы – однородн. или гомогенные сист. состоящие из двух и более компонентов: 1.Растворитель(то чего больше не меняющ. агр. сост. вещ-ва) 2.Растворим. вещ-ва растворитель вода – растворы гидраты , др-е растворы – саль ваты Процесс растворения – физ.-хим. процесс. Признаки физ. – механ. смесь, химического – образование хим. связи и тепловые явления. Энергетика процесса растворения . Процесс: 1.Разрушен. кристалич. решетки вещества Н разр.>0; 2.Дифузия частиц растворён. веществ сквозь частицы раствора Н диф. 0; 3.Процесс гидратации Н гидр. Т.о. Н раствора= Н разр.+ Н диф.+ Н гидр. При растворении(расплавлении) нек. вещества диссоциируют (распадаются на ионы). Их растворы проводят ток – электролиты. Не электролиты – оксиды и почти все органические вещества. Электролиты характеризуются: 1.Степенью диссоциации =число продиссоц.молек./общ.число молекул - зависит от прир. электрол.,от Т(пр.проп.), концентр(обр.пр.) >30% - сильн. эл., (3%;30%) – ср.силы. 2.Константа диссоциации. Сл. эл: КА К +А Сил. эл: КА К +А (КА – молекула) К равновес.=К диссоц.=[ К ]*[ А ]/[ KA ] К диссоц. имеет смысл только для слабого электролита(обр. процесс) Ионные уравнения. В ионн. виде в молекулярной форме записываются: 1. Не электролиты; 2. Слабые электролиты; 3. Из числа сильных электролитов – нерастворимые осадки. Случаи необратимых реакций: 1. Образование осадка AgNO 3 + HCl AgCl + HNO 3 Ag + Cl AgCl - белого цвета 2. Образование сл. элекр. HCl+NaOH NaCl+H 2 O H + OH H 2 O – слабый электролит 3. Образование газа K 2 CO 3 +2 HCl 2 KCl + CO 2 + H 2 O CO 3 +2H CO 2 +H 2 O КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕИЯ К.с. – сложн. соед. сост. из более простых, способных к самостоятельному сущ. Пример. HgJ 2 *2 KJ Свёрнутый вид: К 2 [ HgJ 4 ] число легандов – координационное число (к.ч.) Лучшие компл. образователи – ионы d -элементов(эл. побочн. групп), т.к. у них малый радиус Мианды – отрицат. Ионы или нейтральн. молек.: J , F , Cl , NO 2 , OH или H 2 O , NH 3 Амфотерные гидрооксиды. Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Pb (OH) 2 , Sn (OH) 2 , Sn (OH) 4 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3 Доказательсво амфотерности :
Глубину гидролиза можно опред. сл. обр.: 1.Степень гидролиза – h – отношен. числа прогидролизовавшихся молекул к общ. числу молекул. Зависит от природы соли, темпер. и концентр. Константа гидролиза К гид.=К H 2 O /К дис.сл.электролитов h = (К гид./С соли) 2. Молярн. концентрация(молярность) С м= h / V = m р.в./ M р.в.* V 3. Моляльная конц.(моляльность) – кол-во молей раств. вещ-ва в 1000 г. ратворит. См= n / V = m р-ва/ * V , - эквивалент (или m э) Э к-ты=М к-ты/число H Э осн-я=М осн/число О H Э соли=М соли/число атомов Ме*степ. окислен. Ме Закон эквивалентов : все взаимод. и получ. вещ-ва наход. в экви. колич. NaOH + HCl = NaCl + H 2 O n NaOH = N HCl = n NaCl = n H 2 O c NaOH * V NaOH = c H ( HCl )* V HCl Окислительно-востановительные реакции. ОВР – реакции идущие с изменением степени окисления элементов при переходе электронов. Окислители . 1.Простые или сл. в которых элем. наход. в макс. степ. окислен. Mg ² , Mg O 4 ,( CrO 4 )² 2. F 2 , O 2 Восстановители . 1.Прост. или сложн. частицы в котор. элемент находится в мин. cтеп. окислен. NH 3 , S Окислители и восстановители .1.Атомы и молекулы металов (кр. O 2 и F 2 ) С l 2 , Br 2 , N 2 , S , P 2.Прост. и сложн. частицы в котор. элемент находится в промежут. cтеп. окислен. (SO 3 )² , Fe , (NO 2 ) Направления ОВР. Электродные потенциалы. Гальванические элементы. Самрпоизв . электроны идут от вост. к окислит., когда окисл.> вост., = окисл.-- вост.>0 - усл. самопроизв. протекан. ОВР. Электродный потенциал Ме. Под действ. полярн. молек. воды и отрицат. ионов кислотн. остатка, положит. ионы Ме и сталкиваются на границе Ме – р-р. В рез. образ. двойной электронный слой с опред. раз. потенциалов наз. электродным потенциалом. Используют относительные величины потенциалов. Измерение электродных потенциалов. Гальванич. элементы – приборы в котор. энергия ОВР преобразуется в электрический ток. Для измерен. потенциалов металов и всех др. частиц создают гальван. элем. в котор. один электрод водородный (Н 2 /2Н ) , а второй измеряемый. Возникающая при этом ЭДС и есть величина потенциала. = измер. -- (Н 2 /2Н ) – эталонный Устройство медно-цинкового гальванического элемента. ( Zn / Zn )=- 0.76 В (С u / Cu ² ) =+0.34 B = окисл.-- вост=1.1 В Анодный процесс: Zn -2 Zn ² анод – восстановитель Катодный процесс: Cu ² +2 С u катод – окислитель Zn + Cu ² = Zn ² + С u (-)(A) Zn | ZnSO 4 ;1M||CuSO 4 ;1M|Cu (K)(+) Потенциал зависит от t , С, от природы ок-ва. Если конц. отлич. от стандарт., то потенц. рассчит. по прав. Нернста: ( OX / Red )= ( OX / Red )+( RT / nF )* ln ([ OX ]/[ Red ]) OX – окисл. форма, Red – вост. форма, RT / F =0.059, n – число электронов (Ме /Ме )= ( Ме /Ме )+( 0.059/ n )* lg [Ме ] Пример. Ag|AgNO 3 ;1M|| AgNO 3 ;0.01M|Ag (Ag /Ag )= 0.8 +( 0.059/1)*lg 10 ²=0.692 B Взаимодействие Ме с окислит ( кисл ., щел ., вода).
|