Шпаргалки по предметам

Шпаргалки по химии

Химия шпаргалки

1.7 Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса - Шпаргалка.

Скоростью хим. Реакции называется изменение концентраций реагирующих или образующихся веществ в единицу времени.

 

Скорость любой реакции возрастает при увеличении температуры. По пРавилу Ван-Гоффа - С повышением температуры на 10С скорость реакций возрастает в 2-4 раза.

Увеличение скорости объясняется, тем, что возрастает скорость движения молекул, а следовательно и количество столкновений в единицу времени. Энергией активации – наз. избыток энергии по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре, которым они должны обладать, чтобы произошла реакция между ними.

Уравнение Аррениуса описывает более строгую зависимость скорости от температуры. , k – константа скорости, Т – абсолютная температура, K; R – газовая постоянная, А – стерический множитель, который пропорционален = количеству столкновений.

1.8 Катализ. Гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Особенности отдельных типов катализа. Примеры.

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, но не расходующиеся в процессе реакции. Могут увеличивать скорость реакции (активаторы) или замедлять (ингибиторы). Бывают твердыми, жидкими и газообразными. Гомогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор образуют однородную, однофазную систему. Например: 2SO2+O2=2SO3 Механизм катализа объясняется образованием промежуточного соединения катализатора с одним из реагирующих веществ. Схема действия катализатора в две стадии O2+2NO(катализатор)=2NO(пром. соединение)

NO2+SO2=SO3 (продукт)+NO(катализатор). Геторогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор составляют неоднородную, многофазную систему, в которой катализатор находится в виде отдельной фазы. Примеры: синтез аммиака

Каталитическое окисление аммиака

1.13 Идеальный раствор. Законы Рауля. Понижение давления насыщенного пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворов неэлектролитов.

Растворы - это однородные системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействии. Давлением Насыщенного пара жидкости наз. давление, которое установилось над жидкостью, когда скорость испарения жидкости = скорости конденсации пара в жидкость. 1 закон Рауля. Относительное понижение давления пара растворителя над раствором = мольной доле растворенного вещества Растворы подчиняющиеся этому закону называются идеальными. Растворы всегда кипят при более высокой температуре, чем чистый растворитель, при увеличении концентрации растворенного вещества повышается температура кипения. 2 закон Рауля. Эбулиоскопический. Повышение температуры кипения раствора неэлектролита пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. , Е эбуллиоскопическая константа. Постоянна для каждого растворителя и не зависит от того, какой неэлектролит растворен. Е= повышению температуры кипения, вызываемому 1 молем вещества, растворенным в 1000 г. растворителя. Криоскопический. Понижение температуры замерзания раствора неэлектролита пропорционально мольльной концентрации растворенного вещества. , К криоскопическая константа постоянна для каждого растворителя и = понижению температуры замерзания растворов в которых на 1000 г. растворителя приходится 1 моль растворенного неэлектролита.

1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.

Осмос – односторонняя диффузия молекул растворителя в растворе через мембрану, непроницаемую для растворенного вещества. Диффузия – Самопроизвольный процесс перехода растворенного вещества в растворе из области с большей его концентрацией в область с меньшей концентрацией. Осмотическое давление – сила осуществляющая осмос. Имеет огромное значение в природе. Благодаря осмотическому давлению в растительных клетках растения через корневую систему всасывается большое количество воды. Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора численно = тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, = объему раствора. Для идеальных растворов С( х) – молярная концентрация, R –универсальная газовая = 101,325 кПа, Т – температура К. уравнение Вант-Гоффа позволяет изменением значений осмотического давления и температуры определять молекулярную массу вещества, если известны его масса и объем

Шпаргалка. Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации (закон разбавления Освальда)

К слабым относится большинство органических кислот и основания, образованные большинством металлов (кроме щелочных и щелочноземельных). Пример Н2S – сероводород, Н2SO3 – сернистая, NH4OH – гидрооксид аммония. По степени диссоциации делятся на слабые, сильные и средние. Слабые электролиты по степени диссоциации .

Электролитическая диссоциацияПроцесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Для характеристики соединений наряду со степенью диссоциации Важное значение имеет константа диссоциации. Степенью диссоциации Называется отношение числа молекул электролита, полностью распавшихся на ионы, к общему взятому их числу.

Процесс диссоциации обратим т. е. равновесию в растворе электролита всегда соответствует определенное значение константы.

Закон разбавления Освальда. Константа диссоциации слабого электролита прямо пропорциональна его концентрации и квадрату степени дисскоциации. , для очень слабых

1.15 Основные положения теории электролитической диссоциации. Влияние природы растворителя и растворенного вещества на диссоциацию. Состояние ионов в водных растворах. Гидратация ионов. Роль гидратации ионов Рауля и Вант-Гоффа.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Процесс диссоциации обратим. Факторы влияющие на степень диссоциации: Природа электролита. Все вещества образованные с помощью ионной связи, являются сильными электролитами. Природа растворителя. Чем полярнее молекулы растворителя, тем больше степень диссоциации. Полярные растворители – вода, жидкий аммиак. Концентрация раствора. Чем меньше концентрация раствора, тем больше степень диссоциации т. к. уменьшается вероятность обратного процесса. Изменение температуры. Нагревание и охлаждение мало влияют на степень диссоциации. Только у воды при увеличении температуры степень диссоциации заметно повышается. Влияние одноименных ионов. Присутствие одноименных ионов понижает степень диссоциации слабых электролитов.

1.20 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.

Гидролиз – реакция соли с водой с образованием слабого электролита. Сопровождается изменением рН среды. Пример Na2CO3=Na++CO32- -диссоциация, CO32-+H2O=HCO3-+OH- - гидролиз. Гидролиз заключается в химическом взаимодействии ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящим к образованию малодиссоциированных соединений и изменению реакции среды. Величина количественно характеризующая гидролиз, называется степенью гидролиза h. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных ее молекул. . Зависимость степени гидролиза. Концентрация вещества – чем больше разбавление, тем больше степень гидролиза. Температура – чем выше температура, тем сильнее гидролиз. Добавление посторонних веществ – введение веществ дающих щелочную реакцию, подавляет гидролиз соли с рН > 7 и усиливает гидролиз с рН < 7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН > 7 и подавляет с рН < 7. Природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта. 1. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Соли гидролизуются полностью, т. е. необратимо. Реакция среды близка к нейтральной. К ним относятся цианиды, сульфиды, сульфиты, карбонаты аммония, алюминия, хрома, железа и т. д.

Cr2S3+HOH= 2Cr(OH)3+3H2S 2Cr3++3S2-+ 6HOH= 2Cr(OH)3+3H2S

2. Образованные слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуются не до конца. Реакция среды кислая. Катион связывает гидроксидионы, образуя слабый электролит. К ним относятся хлориды, нитраты, сульфаты аммония, алюминия, меди, цинка, хрома и др. Реакция идет ступенчато насчало с одной молекулой воды, затем со второй. 3. Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой. Гидролиз идет не до конца, реакция среды щелочная. Анион связывает протон, образуя слабый электролит. К ним относятся карбонаты, силикаты, сульфиты, сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов. Гидролиз осуществляется по анионам слабых кислот и протекает ступенчато, с образованием кислых солей.

1.21 Буферные растворы. Определение. Механизм действия. Формула для расчета рН-среды буферных растворов. Буферная емкость.

Буферные растворы – растворы которые практически не изменяют свое значение рН при разбавлении или добавлении к ним определенных количеств сильной кислоты или сильного основания. Вывод формул. 1. Кислотный буфер. В растворе содержится слабая кислота и ее соль. Кислота диссоциирует

НА =H++A-. Константа диссоциации соль диссоциирует полностью. Найдем концентрацию водородных ионов . Прологарифмируем

-lg[H+]= pH, обозначим –lgKa=pKa,

Перепишем уравнение Са – концентрация кислоты,

Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то

2. Основной буфер. Состоит из слабого основания и его соли. Кв – константа диссоциации рКв=-lgKв, Св – концентрация основания, Сs – концентрация соли. Если концентрации и объемы не равны то .

Буферная емкость. Выражается количеством вещества эквивалента сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить значение его рН на единицу. , кол-во эквивалента прибавляемых кислоты или основания.

разность значений буф. раствора до и после прибавления кислоты или основания. Если прибавляем кислоту то рН1 - рН2, если основание то рН2 - рН1.