Шпаргалка по Общей химии"

Закон действующих масс (закон Гульберга-Ваага):

Скорость химической реакции прямо  пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ.

V = K {A}^a {B}^b  , К – константа скорости реакции (зависит от природы в-в, t⁰, прис. катализатора)

Физ.смысл константы – если концентрации реагирующих в-в равны 1, то скорость будет равна константе скорости. (V = K)

Для газов! Концентрация твёрдого вещества в выражение закона не входит! (входит в состав константы)

С повышением температуры скорость реакции увеличивается!

Правило (закон) Ван-Гоффа:

Скорость химической реакции, при  повышении t⁰ на каждые 10⁰, увеличивается в 2-4 раза.

V_t = V₀ γ^(t-t0)/10 , γ – температурные коэффициент скорости реакции.

 

Для того, чтобы столкновение частиц реагирующих веществ привело  к взаимодействию (реакции), они должны обладать достаточно большим запасом  энергии, выше средней энергии. Такие  частицы называют активными, а их столкновения, приводящие к реакции – эффективными.

Энергия активации (Е_а) – минимальная избыточная (по сравнению со средней) энергия, которой должен обладать 1 моль реагирующих веществ, чтобы из столкновения стали эффективными. (это энергетический барьер)

Существует теория, согласно которой переход системы из начального (исходные вещества) в конечное (продукты реакции) состояние связан с образованием активизированного комплекса – чрезвычайно короткоживущего образования, распад которого и является конечной стадией процесса в целом. В этом случае даже простейшая реакция рассматривается как двухстадийное превращение. С точки зрения теории активированного комплекса, энергия активации – это изменение энергии системы при переходе от исходных веществ к активированному комплексу, т.е. энергия активации – это энергетический барьер.

Катализаторы – это вещества, которые будучи введены в систему, увеличивают скорость реакции, но не входят в состав конечных продуктов.

Катализаторы уменьшают энергию  активации. Происходит увеличение числа  активных столкновений, при увеличении числа столкновений вообще.

При уменьшении Е_а на 40кДж скорость увеличивается в 30’000 раз!

Стадии гетерогенного катализа:

1.Абсорбция (проникновение реагирующих  веществ внутрь поверхности катализатора)

2.Адсорбция (поглощение молекул реагирующих в-в катализатором)

3.Десорбция (отрыв молекул катализатора  из зоны реакции)

 

 

 

Химическое равновесие: кинетический и термодинамический подход. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье.

 

Химическое равновесие – это  динамическое состояние системы, которое при постоянных внешних условиях характеризуется:

1.Энергетической выгодностью.

2.постоянством параметров и  функций состояния (в том числе  концентраций исходных веществ  и продуктов).

3.Равенством скоростей прямой  и обратной реакции.

Обратимые и необратимые химические реакции. Необратимые – до полного израсходования веществ.

Суть обратимости: в зависимости  от состояния компонентов может  происходить как прямая, так и  обратная реакция.

aA + bB <-> cC + dD

V_пр. = К_пр. {A}^a {B}^b

V_обр. = К_обр. {C}^c {D}^d

Когда наступит равенство скоростей  – наступит химическое равновесие. V_пр. = V_обр.

Концентрации веществ во времени  меняться не будут!

Концентрации, которые соответствуют  состоянию равновесия называются равновесными.

К_пр. {A}^a_рав. {B}^b_рав. = К_обр. {C}^c_рав. {D}^d_рав.

К_р. = К_пр. / К_обр. = {C}^c_рав. {D}^d_рав. / {A}^a_рав. {B}^b_рав.

Константа равновесия зависит от природы  реагирующих в-в, но не зависит от начальных концентраций и присутствия  катализатора.

Равновесие носит динамический характер! (процессы продолжают идти)

Константа равновесия характеризует  степень превращения исходных веществ  в конечные.

Если нет воздействия извне, то оно будет сохраняться бесконечно долго.

Термодинамический подход.

Если в ходе реакции свободная  энергия уменьшается, то такая реакция может протекать самопроизвольно.

Процесс изменения равновесных  концентраций при изменении внешних  условий называется смещением равновесия.

Принцип Ле-Шателье:

При изменении внешних условий, равновесие смещается в сторону  реакции, противодействующей этому изменению. (концентрация, температура, давление)

1.Концентрация – при увеличении  концентрации одного из веществ,  равновесие смещается в сторону  реакции израсходования этого  вещества. Уменьшение – образование.

2.Температура – повышение температуры  – эндотермическая реакция; уменьшение температуры – экзотермическая реакция.

3.Давление – только если в  системе есть газы; увеличение  давления – смещает в сторону  реакции, идущей с уменьшением  числа молей газообразных веществ;  уменьшение давления – в сторону  реакции, идущей с увеличением числа молей  газообразных веществ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Растворы, общая характеристика и  классификация.

Способы выражения концентрации растворов. Растворимость.

 

Растворы – это дисперсные системы.

Дисперсные системы – это  системы, в которых одно вещество в виде мельчайших частиц распределено в другом веществе.

В котором распределено – дисперсная среда.

Которое в мельчайших частицах –  дисперсная фаза.

По размерам дисперсной фазы:

1.грубодисперсные – 10^-5см < a

Д (степень дисперсности) = 1/a см^-1

Смысл: сколько частиц может уместиться в единице длины.

Д < 10^-5см

2.Коллоидные – 10^-7 < a < 10^-5см

10^-7 < Д < 10^-5

3.истинные растворы – a < 10^-7 см

Д < 10^-7 см

Раствором называется термодинамически устойчивая (с наименьшим запасом энергии), гомогенная система, состоящая из 2х или более компонентов, состав которой можно непрерывно менять в некоторых пределах.

Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более  компонентов (составных частей) и  продуктов их взаимодействия.

Растворитель – компонент, который  преобладает в растворе и находится  в свободном виде в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор. (полярные – перекись водорода, вода; неполярные – бензол, хлороформ)

Растворённое вещество – вещество, молекулы или ионы которого равномерно распределены между молекулами растворителя.

Классификация растворов (в зависимости  от агрегатного состояния растворителя):

1.газообразные – воздух.

2.Жидкие – жидкость + газ : раствор  кислорода в воде;

                      Жидкость + жидкость : раствор серной кислоты в воде;

                      Жидкость + твёрдое вещество : раствор сахара в воде;

                      Водные растворы : растворителем  является вода;

                      Неводные растворы : растворителем  являются другие жидкости (бензол, спирт, эфир);

                      Растворы электролитов : растворы  диссоциирующих на ионы солей,  кислот, оснований;

                  Растворы не электролитов : растворы  веществ, практически не диссоциирующих  в воде (сахароза);

3.Твёрдые – сплавы металлов  друг с другом : хром с никелем  (зубной протез), стекло.

 

Состав раствора количественно (концентрация):

1. Процентная концентрация – показывает числа граммов растворённого вещества, приходящегося на 100 г. раствора.

Ѡ = m_в-ва/m_р-ра х 100%        m_{р-ра =} ρ_р-ра V_р-ра

2. Молярная концентрация – показывает число молей растворённого вещества, приходящегося на 1 л раствора.

2 М H₂SO₄ (двух молярный)     С = m_в-ва / M V   = υ / V

3. Нормальная концентрация – показывает число эквивалентов растворённого вещества, приходящегося на 1 л раствора.

С_н = m_в-ва / Э V

4. Моляльная концентрация – число молей растворённого вещества, приходящееся на 1000г растворителя.

Сm = m_в-ва 1000 / M m_р-ля = υ 1000 / m_р-ля

5. Мольная доля – данного компонента показывает отношение числа молей данного компонента к общему числу молей всех компонентов системы.

μ_i = υ_i / υ_{i +}  υ_р-ля = υ_i / υ_р-ра

 

Растворимость – это свойство вещества, характеризующее способность вещества растворяться в растворителе.

По растворимости в воде все  вещества делятся на 3 группы:

1). Хорошо растворимые,

2). Мало растворимые,

3). Практически не растворимые.

Последние называют также нерастворимыми веществами. Одна следует отметить, что абсолютно нерастворимых веществ нет! Если опустить в воду стеклянную палочку или кусочек золота или серебра, то они в ничтожно малых количествах всё же растворяться в воде.

«…Подобное растворяется в подобном!..»

Растворимость газов в жидкостях : процесс экзотермический; уменьшение энтольпии;

Закон Генри: Масса газа, растворяющаяся в данном объёме р-ля, прямо пропорциональна  парциальному давлению газа.

M = K P

 

Растворение жидкостей в жидкостях: ограниченное и неограниченное (в любых соотношениях); при повышении температуры взаимная растворимость жидкостей увеличивается.

Закон распределения: если имеются 2 несмешивающиеся  жидкости и третье вещество, растворимое  в обеих жидкостях, то оно распределяется между ними так, что отношение концентрации этого вещества в обоих жидкостях есть величина постоянная, которая не зависит от V растворённого вещества и V жидкости.

Растворенность твёрдых тел  в жидкостях :

Насыщенный раствор – раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется. Насыщенный раствор находится в динамическом равновесии с избытком растворяемого вещества.

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором ещё можно растворить добавочное количество данного вещества.

Пересыщенный раствор – раствор содержит растворённого вещества больше, чем его должно быть при данных условиях в насыщенном растворе. Пересыщенные растворы – неустойчивые неравновесные системы, которые могут самопроизвольно переходить в равновесное состояние.

 

 

Свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Законы Вант-Гоффа и Рауля.

 

Физико-химические свойства растворов, зависящие от концентрации кинетически независимых частиц растворённых в-в в данном растворителе и не зависящие от вида самих частиц, называют коллигативными.

1.Осмос – это односторонняя  диффузия растворителя в р-р  через полупроницаемую мембрану. Поры мембраны должны пропускать  молекулы растворителя, но не  пропускать молекулы растворённого  вещества.

Растворитель проникает через  мембрану под определённым давлением, которое называют осмотическим. Осмотическое давление – это то избыточное давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотическое давление раствора численно равно тому давлению, которое оказывало  бы растворённое вещество находясь в газообразном состоянии и занимая тот же объём, что и весь раствор.

Р_осм.=СRT, где С – молярная концентрация; R – газовая постоянная; T – температура.

 

2.Насыщенный пар – пар, находящийся  в равновесии с жидкостью (равновесный пар).

Давление нас. пара над раствором  всегда меньше, чем над чистым растворителем!

I Закон Рауля:

Давление насыщенного пара растворителя над раствором прямо пропорционально  мольной доле растворителя.

Р = Р₀ μ_р-ля                  Р_осм. = mRT/MV          

 

Раствор кипит всегда при более  высоких температурах, а замерзает  при более низких, чем чистый растворитель!

II Закон Рауля:

Повышение температуры кипения (понижение  температуры замерзания) раствора по сравнению с чистым растворителем, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Δt_кип. = K_э C_m                                      Δt_зам. = K_k С_m   

Характеристики зависят от концентрации раствора и не зависят от природы  веществ.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Теория электролитической  диссоциации.

Растворы электролитов. Изотонический коэффициент, степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Кажущаяся степень диссоциации, активность ионов. Ионные равновесия в растворах – гомогенные и гетерогенные. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов. Реакции ионного обмена. Диссоциация воды, водородный показатель. Гидролиз солей. Произведение растворимости.

 

Основные положения ТЭД (основные положения теории электролитической  диссоциации сформулированы С.Аррениусом в 1887 г.):

1.молекулы электролитов при  растворении в воде или расплавлении  распадаются на ионы.

2.В растворе или расплаве  электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор  или расплав электрического тока  положительно заряженные ионы  движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному электроду (аноду).