Реферат: Химическая термодинамика 3

Это определение можно выразить уравнением: V=±∆С/∆t, где знак «плюс» относится к изменению концентрации вещества, образующегося в результате реакции (∆С>0), а знак минус- к изменению концентрации вещества, вступающего в реакцию (∆С<0).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов.

Закон действия масс : при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Так, как для реакции типа А+В2→АВ2 закон действия масс выражается следующим образом:

V=k[А][В₂ ]

В этом уравнении [А] и [В₂ ]- концентрации вступающих в реакцию веществ, а коэффициент пропорциональности k- константа скорости реакции, значение которой зависит от природы реагирующих веществ.

А реакция А+2В→АВ₂ может протекать по механизму тройных столкновений: А+В+В→АВ₂

В этом случае, в соответствии с законом действия масс, можно записать

V=k[А][В] [В], т.е. V=k[А][В]²

При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются; в соответствии с законом действия масс это приводит к уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, т.к. увеличиваются концентрации продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит.

При изменении условий протекания реакции скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое- либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. охлаждением системы; повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящим к понижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещения равновесия с сторону прямой реакции; уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции.

Во сколько раз увеличится скорость реакции H ₂ + Y ₂ =2 HY при повышении от 20 до 70 ^o С, если было установлено, что при повышении температуры на каждые 25 ^o С скорость реакции увеличивается в 3 раза?

Задача 3

В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют так же находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. В таких уравнениях слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают в направлении связывания ионов, приводящего к образованию малорастворимых веществ или молекул слабых электролитов.

Реакции нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты или основания, - обратимы, т.е. могут протекать не только в прямом, но и в обратном направлении. Это означает, что при растворении в воде соли, в состав которой входит анион слабой кислоты или катион слабого основания, протекает процесс гидролиза – обменного взаимодействия соли с водой, в результате которого образуется слабая кислота или слабое основание.

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию.

При гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли; при этом в растворе возрастает концентрация ионов водорода, и он приобретает кислую реакцию.

При взаимодействии с водой соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли.

Если К_кисл ≈К_осн , то катион и анион гидролизуются в равной степени и реакция раствора будет нейтральной; если К_кисл >К_осн , то катион соли гидролизуется в большей степени, чем анион, так что концентрация ионов Н⁺ в растворе будет больше концентрации гидроксид-ионов и реакция раствора будет слабокислой; если К_кисл <К_оосн , то гидролизу подвергается преимущественно анион соли и реакция раствора будет слабощелочной.

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза К_г уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита:

К_г =h² C_m /(1-h)

Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, протекает ступенчато, при чем продуктами первых стадий гидролиза являются кислые соли. Так же ступенчато протекает гидролиз солей, образованных слабыми основаниями многовалентных металлов.

Если в раствор гидролизующейся соли ввести реактив, связывающий образующие при гидролизе ионы Н⁺ и ОН^- , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие сместится в сторону усиление гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью – до образования конечных продуктов.

Равновесие гидролиза может быть смещено изменением температуры. Поскольку обратный гидролизу процесс – реакция нейтрализации – протекает с выделением теплоты, то реакция гидролиза представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение температуры – к его ослаблению.

Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей MnCl ₂ , RbClO 4 .

Задание 4

Коллоидное состояние вещества – раздробленное состояние веществ с размером частиц от 400 – 300 нм до 1нм.

Дисперсные системы являются гетерогенными. Они состоят из сплошной непрерывной фазы – дисперсионной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы – дисперсной фазы.