Химия_1 / 1

Кислые и основные соли.

Соли – сложные вещества, состоящие из катионов Ме и анионов кислотных остатков.

1.Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами Ме.

Получение:

- образуются при воздействии избытка кислоты на щелочь. 2KOH+H2SO4 = K2SO4+2H2O

KOH+H2SO4=KHSO4+H2O MgCl2+2KOH=Mg(OH)2+2KCl

1.образуются в результате взаимодействия растворов кислот с металлами, стоящими в ряду активности металлов левее водорода Zn + 2H2SO4 = H2 + Zn(HSO4)2

2.образуются в результате взаимодействия кислот с основными оксидами

CaO + H3PO4 = CaHPO4+ H2O

3.Кислые соли образуются в результате взаимодействия кислот с основаниями (реакция нейтрализации)

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O

4.Кислые соли можно получить в результате взаимодействия кислот и средних солей

Ca3(PO4)2 + H3PO4 = 3CaHPO4

5.Кислые соли образуются в результате взаимодействия оснований с избытком кислотного оксида

Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2

Такие соли диссоциируют в водных растворах на катионы металлов, катионы водорода и анионы кислотных остатков. Они образуются при избытке кислоты и содержат в своём составе атомы водорода. Кислые соли образуются только многоосновными кислотами и проявляют свойства как солей, так и кислот. Кислые соли сильных кислот при гидролизе дают кислую реакцию среды. В то же время растворы кислых солей слабых кислот могут обладать нейтральной или щелочной реакцией среды.

2. Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками. Например: CaOHCl, (CuOH)2SO4.

Получение

1.Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой ZnCl2 + H2O = [Zn(OH)]Cl + HCl

2.Добавление небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl3 + 2NaOH = [Al(OH)2]Cl + 2NaCl

3.Гидролиз солей слабых оснований с солями слабых кислот: 2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = [Mg(OH)]2CO3 + CO2 + 4NaCl

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Скорость химической реакции — изменение концентрации вещества за единицу времени.

В гомогенных системах:

=±( )* [ мольл с ]

υ=+-ΔCr/Δτ (моль/л) ΔCr – объемная концентрация (λ-число перед формулой вещ-ва, ∆С = С2 − С1изменение

концентрации одного из реагирующих в-в, ∆ −промежуток времени, за который произошло изменение реакции)

1)природа реагентов 2)концентрация реагирующих веществ 3)температура 4)присутствие катализатора

З-н действующих масс

Скорость х.р. прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

аА+bB<=> dD

υ =k (Ca)a (Cb)b или υ = k[A]a[B]b

в гетерогенных системах:

Реакция в гетерогенной системе осущ-ся на поверхности раздела фаз.напр, горение твердого топлива, коррозия металлов. Скорость измеряется изменением поверхностной концентрации одного из вещ-в за единицу времени.

υ=+-ΔCs/Δτ(моль/ с м2) ΔCs – поверхностная концентрация

CaCO3(тв) <=> CaO(тв)+СО2 (газ)

прямая обратная

Скорость прямой реакции υ1=k1

скорость обратной реакции υ2=k2 х [CO2]

Стадия, определяющая скорость протекания реакции, наз-ся лимитирующей стадией.

С(т)+О2(г) = СО2 (г)

= О где =

Константа скорости химической реакции

отражает способность исходных веществ к взаимодействию, определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры, присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции. При значениях [A]=[B]=1 моль/л численное значение скорости равно константе скорости реакции.

υ = k[A]a[B]b

Расчет изменения скорости реакции при изменении концентрации и давления

1)скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции при постоянной температуре

aA+bB=AaBb

V=kCAa*CBb С – концентрация вещества

2) изменение давления (для реакций, протекающих в газовой фазе): при повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема. Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияние на химическое равновесие.

Влияние температуры на скорость х.р.

Согласно правилу Вант-Гоффа при повышении температуры на каждые 10К скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. Правило ВантГоффа можно выразить соотношением:

T2= T1γT2-T1/10

γ- температурный коэффициент показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10К.

Уравнение Ван-Гоффа: !!= γT2-T1/10

Уравнение Аррениуса - k=A*e -Ea/RT Ea – энергия активации; А- предэкспотенциальный множитель, который определяет долю столкновений молекул, обладающих дост-ой энергией, приводящих к продуктам; е — основание натурального логарифма; Т — абс.температура; R=8,314 Дж*К -1 *моль -1

В логарифмической форме: ln k= (-Ea / RT)+lnA

Энергия активации

- это энергия, избыточная по сравнению со средней энергией молекул, необходимая для химического взаимодействия.

Еа=Е`- Е1 (Е`- средняя энергия переходного состояния, Е1 — средний уровень энергии молекул исходных веществ в системе)

Расчет изменения скорости по известному коэффициенту скорости и обратно Пример . Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной

реакции в системе:

2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) ,если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2]= a, [О2] = b, [SO3] = с. Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции до изменения объема:

пр = К1а2b; обр = К2с2.

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3а, [О2] = 3b; [SO3] = 3с. При новых концентрациях скорости v’ прямой и обратной реакции:

’пр = К1(3а)2(3b) = 27К1а2b; ’обр = К2(3с)2 = 9К2с2.

Отсюда:

’прпр=27 ’обробр=9

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.

Состояние химического равновесия

Если в системе скорость прямой 1 равна скорости обратной 2, то состояние системы называют химическим равновесием.

Переход системы из одного равновесного состояния в другое наз-ют смещением хим.равновесия.

H2+I2<=>2HI(г)1=k1[H2][I2]

2=k2[HI]2 1 = 2=> k1/k2=[HI]2/[H2][I2] К=&&'(

K – константа химического равновесия. Определяет глубину протекания процесса. Чем больше K, тем полнее произошло взаимодействие. Она зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ в системе.

В состоянии равновесия концентрации компонентов реакции остаются постоянными и называются равновесными концентрациями aA+bB=cC+dD, K=[C]c[D]d/[A]a[B]b

Константа м.б. Определена по уравнению:

ΔG0=-RTlnKp, где ΔG0 — стандартное значение энергии Гиббса.

Если все реагенты газообразны и их поведение подчиняется законам идеальных газов, то связь между Кр и Кс можно выразить уравнением: Kp=Kc(RT)Δn если ΔG0 <0, то К>1, т.е. Равновесие смещается в направлении прямой реакции и в равновесной смеси преобладают продукты реакции.

Если ΔG0 >0, то К<1, равновесие смещено в сторону обратной реакции и в равновесной смеси преобладают исходные реагенты.

ΔG0 =0 — состояние хим.равновесия. К=1 Факторы, влияющие на состояние равновесия: 1)концентрация 2)давление 3)температура

принцип Ле-Шателье

Направление смещения химического равновесия определяется этим принципом.

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешние воздействие, то равновесие смещается в сторону уменьшения этого внешнего воздействия.

На смещение равновесия оказывает влияние:

1)изменение температуры: При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении

температуры – в сторону экзотермической реакции.

N2 (г)+3H2 (г) ↔2NH3 (г) прямая реакция явл-ся экзотермической ∆Н < 0, поэтому при повыш. температуры равновесие в системе смещается в сторону образования азота и водорода.

2)изменение давления (для реакций, протекающих в газовой фазе): Повышение давления смещает хим.равновесие в сторону уменьшения объема системы, а понижение давления – в сторону увеличения объема системы. Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияние на химическое

равновесие.

N2 (г)+3H2 (г) ↔2NH3 (г) повышение давления смещает равновесие в сторону образования аммиака.

3)изменение концентрации: увеличение концентрации одного из исходных веществ вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения концентрации этого вещества, т.е. в сторону образования продуктов реакции. (вправо) Уменьшение их смещает равновесие в обратном направлении. (влево) Увеличение концентрации конечных продуктов реакции смещает хим. равновесие в сторону образования исходных веществ. Уменьшение смещает равновесие в обратном направлении.(вправо)

Катализаторы не смещают хим. равновесие, т.к. одинаково влияют на скорость прямой и обратной реакции, но влияют на время установления равновесия. В присутствии катализатора равновесие наступает быстрее.