![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •1.Основные законы химии. Закон эквивалентов закон Авагадро. Закон дальтона.
- •1)Закон кратных отношений.
- •Закон эквивалентов
- •Для расчета эквивалента кислоты надо молярную массу разделить на основность.
- •2.Химическая кинетика. Состояние систем. Основные понятия. Функция состояния первый закон термодинамики.
- •3.Термодинамика. Закон Гесса. Следствия закона Гесса. Водородный показатель. Ионное произведение воды.
- •4.Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа. Расчет h при различных температурах.
- •5.Второе начало термодинамики. Статическая интерпретация энтропии. Уравнение Больцмана
- •6. Расчет изменения энтропии при нагревании. Расчет константы равновесия по закону действующих масс.
- •7. Изменение энергии Гиббса как критерий самопроизвольного течения процесса
- •9,10. Расчет константы равновесия по закону действующих масс. Химическое равновесие….
- •9. Химическое равновесие. Расчет константы равновесия по термодинамическим данным : ∆h, ∆s, ∆g
- •17. Реакция второго порядка
- •18.Влияние температуры на равновесие. Изобара Ван Гоффа.
- •Разделим переменные и проинтегрируем уравнения изобары Ван Гоффа
- •19. Теория переходного состояния. Энергия активации реакции.
- •20. Расчет эдс гальванических элементов, оставленных из электродов 1 и 2 рода.
- •21.Расчет ph растворов кислот и оснований
- •22.Условие смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье
- •23.Образование растворов. Способы выражения концентрации растворов
- •24.Коррозия. Протекторная защита металлов от коррозии.
- •25.Электрохимия. Электродов 1 рода. Уравнения Нернста для электродов 1 рода.
- •26.Образование растворов. Способы выражения концентрации растворов
- •27.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Равновесие в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты.
- •28.Электролиз. Правила разряда ионов при электролизе. Процессы, протекающие на катоде и аноде при электролизе.
- •29.Растворы неэлектролитов. Закон Генри. Закон Рауля
- •30.Химическая кинетика. Молекулярность и порядок реакции. Графическое определение порядка реакции.
- •31. Коррозия. Виды коррозии. Механизм электрохимической коррозии.
- •34.Электролиз. Законы Фарадея. Катодное нанесение покрытий и анодное растворение металла
- •35.Гальванический элемент Якоби-Даниэля. Расчет эдс гальванических элементов, составленных из электродов 1 рода
- •36.Газовые электроды. Расчет эдс водородного электрода
9. Химическое равновесие. Расчет константы равновесия по термодинамическим данным : ∆h, ∆s, ∆g
11. Химическая кинетика. Раздел физической химии, изучающий протекание процесса во времени.
Скорость – величина всегда положительная.
Vмгн.скор = +-dC/d
![](/html/2706/1272/html_PS948asxav.SqFs/htmlconvd-3X1AgV_html_3e57e88a6175f4fc.gif)
По изменению концентрации за определенный интервал времени:
Vср = (C2-C1)/(2-1)
V=n/(S*) – n-изменение числа молей; S-поверхность раздела масс.
Основным постулатом в формальной кинетике является закон действующих масс.
aA+bB dD+eE
Скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
V=K*CAa*CBb
V=K*CDd*CEe
Физический смысл константы скорости – скорость реакции, если концентрация равна 1.
Различают: моно; би; три; - по числу молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодейтсвия.
H2O2=H2O+1/2O2
H2+Cl2=2HCl
2NO+O2=2NO2
Порядок реакции обозначается n, определяется суммой показателей степеней в законе действующих масс.
n=a+b
aA+bB dD+eE
V=K*CAa*CBb
V=K*CDd*CEe
Для элементарных реакций, которые протекают в одну стадию, порядок и молекулярность совпадают.
Изучение порядка реакции позволяет определить механизм реакции (в 1 стадию или несколько).
Правило Вант-Гоффа
Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C).Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:
-
При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.
Уравнение, которое описывает это правило следующее:
где
—
скорость реакции при температуре
,
—
скорость реакции при температуре
,
—
температурный коэффициент реакции
(если он равен 2, например, то скорость
реакции будет увеличиваться в 2 раза
при повышении температуры на 10 градусов).
Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.
Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:
Энергия Активации
В ходе химической реакции взаимодействия продукты образуются не сразу после столкновения исходных веществ, а сначала образуется промежуточный комплекс. Это реальная молекула, в которой старые связи ещё не совсем разорвались, а новые связи не совсем образованы.
При распаде активированного комплекса образуются продукты реакции. Т.о. энергия активации – это энергия, которая затрачивается на образование активного комплекса.
Уравнение Аррениуса
Уравне́ние
Арре́ниуса устанавливает
зависимость константы скорости химической
реакции
от температуры
.
Согласно
простой модели столкновений химическая
реакция между двумя исходными веществами
может происходить только в результате
столкновения молекул этих
веществ. Но не каждое столкновение ведёт
к химической реакции. Необходимо
преодолеть определённый энергетический
барьер, чтобы молекулы начали друг с
другом реагировать. То есть молекулы
должны обладать некой минимальной
энергией (энергия
активации
),
чтобы этот барьер преодолеть.
Из распределения
Больцмана для
кинетической энергии молекул известно,
что число молекул, обладающих энергией
,
пропорционально
.
В результате скорость химической реакции
представляется уравнением, которое
было получено шведским химиком Сванте
Аррениусом из
термодинамических соображений:
Здесь
характеризует
частоту столкновений реагирующих
молекул,
— универсальная
газовая постоянная.
В рамках теории активных соударений зависит от температуры, но эта зависимость достаточно медленная:
Оценки этого параметра показывают, что изменение температуры в диапазоне от 200 °C до 300 °C приводит к изменению частоты столкновений на 10 %.
В рамках теории активированного комплекса получаются другие зависимости от температуры, но во всех случаях более слабые, чем экспонента.
Уравнение Аррениуса стало одним из основных уравнений химической кинетики, а энергия активации — важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.
12. Растворы электролитов
Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Закон Рауля можно использовать и для электролитов, если ввести поправочный коэффициент:
i – изотермический
Коэффициент показывает во сколько раз температура кипения раствора электролита выше, чем температура кипения, рассчитанная по закону Рауля.
i = Tкип.электр/Tкип.теор. = Tзамерз.электр/Tзамерз.теор
NaCl – i=2
Tкип=i*E*m
Tзамерз=i*K*m
Для электролитов этот коэффициент связан со степенью диссоциации . – это отношение числа молекул распавшихся на ионы, к первоначальному числу молекул.
in n – число частиц, на которое распался электролит.
Закон разведения Освальда.
Если первоначальная концентрация электролита C0, а степень диссоциации то
Kд= C02/1-
Для слабых электролитов: 1-
Kд C02
Kд/ C0)
Закон Рауля: относительное понижение P01 (давление насыщенного пара раствора над читсым растворителем) прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества.
13.Аналитический и графический расчет энергии активации.
Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации.
Графический
метод: по опытным данным строят график
зависимости
от
,
если всё верно, получается прямая
(типа\), тангенс угла наклона
Аналитический метод: положим, что в небольшом интервале Т энергия активации постоянна.
14. Свободная энергия Гиббса.
Энтрапия является критерием самопроизвольного течения процесса только в изолированных системах. На практике надо знать критерии, описывающие реальные процессы.
Рассмотрим изотермический процесс в закрытой системе.
-
Обратимый процесс
Необратимый процесс
SQобр./T
p=const
Qp=H
H-TS=0
G=0
G=H-TS
SQнеобр./T
p=const
H-TS<0
G<0
Таким образом в закрытой системе все самопроизвольно протекающие процессы идут с уменьшением энергии Гиббса.
Условия равновесия G=0
Условия самопроизвольного течения реакции G<0
Все системы самопроизвольно стремятся к равновесию.
Изменение энергии Гиббса – движущая сила процесса.
HF*
Физический смысл изменения энергии Гиббса: -G=Amax, максимально полезная работа, которая совершает система.
Все самопроизвольно протекающие процессы стремятся понизить запас своей энергии, то есть интальпия характеризует стремление к укрупнению частиц, образованию более крупных молекул.
Энтрапия – стремление системы к образованию более мелких частиц.
G – равнодействующая двух противоположных процессов. Для химической реакции:
G0=njG0обр.прод.-niG0обр.исх.в-в
15.Электрохимия
Уравнение Нернста.
Если любой металл (Al, Fe) опустить в воду, то часть ионов металла с поверхности перейдет в воду.
Me0-2e=Me4+
На поверхности раздела фаз возникает двойной электрический слой, обладающий определенным значением электронного потенциала.
Скорость растворения у разных металлов разная.
Если металл опускать раствор своей соли, то получится следующее:
д
ля активных металлов (стоящие до водорода) наблюдается та же картина: пластина заряжена отрицательно, часть ионов переходит в воду.
Gраств<0
Энергия гидротации больше, чем работа выхода ионов на поверхности металла.
Zn0-2e=Zn2+
восст. окисл.
для металлов за водородом, энергетически более выгоден следующий процесс: ионы металла из раствора внедряются в кристаллическую структуру металла, заряжая его положительно.
Cu2++2e=Cu0
В обоих случаях на границах раздела фаз возникает электронный потенциал. Его величина зависит от:
природы металла
концентрации раствора
температуры
Влияние этих факторов описывается уравнением Нернста:
восстановительную форму одного и того же элемента.
– статический электронный потенциал
=+(RT/nF)*ln
F – число фарадея; n – число электронов, участвующих в токообразующем процессе
[окисл] – концентрация окислительной формы
[окисл]
[восст]
16. Кинетическое уравнение реакции первого порядка.
A продукты
Пусть в момент времени = 0
CА=a
Если в момент времени прореагировало х моль вещества А, то
C
А=(a-х)
V=-dCА/d
V=K*CА
-d(a-x)/d=K(a-x)
dx/d=K(a-x)
dx/a-x=Kd
Проинтегрируем:
aa-x dx/a-x=0Kd
ln(a/a-x)=K
Для реакции I порядка в координатной плоскости получается прямая, tg угла которой позволяет рассчитать константы скорости.
H2O H2O+1/2O2
Второй характеристикой реакции I порядка является период полураспада. Это время, через которое распалось половина первоначального количества вещества.
(a-x)=a/2
ln(a/(a/2))=K1/2
ln2= K1/2