- •Общая и неорганическая химия
- •Часть I. Общая химия
- •1. Основные понятия химии
- •2. Строение атома
- •2.1. Корпускулярно-волновой дуализм
- •2.2. Квантовые числа
- •2.3. Электронные конфигурации атомов
- •2.4. Периодический закон
- •3. Химическая связь
- •3.1. Метод валентных связей.
- •3.2. Теория молекулярных орбиталей
- •3.3. Некоторые типы химических связей Ионная связь
- •Водородная связь
- •Межмолекулярные взаимодействия
- •4. Закономерности протекания химических процессов
- •4.1. Термохимия
- •4.2. Химическая кинетика
- •4.3. Химическое равновесие
- •5.1. Концентрация растворов
- •5.2. Электролитическая диссоциация
- •5.3. Диссоциация слабых электролитов
- •5.4. Диссоциация сильных электролитов
- •5.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •5.6. Буферные растворы.
- •5.7. Гидролиз солей
- •5.8. Протолитическая теория кислот и основания
- •6. Константа растворимости. Растворимость.
- •Условие осаждения и растворения осадка
- •Эффект общего иона
- •Солевой эффект
- •7. Окислительно-восстановительные реакции
- •Ионно-электронный метод составления овр
- •8. Координационные соединения
- •Номенклатура координационных соединений
- •Химическая связь координационных соединений
- •Диссоциация координационных соединений
- •Часть II. Неорганическая химия
- •9. Химия s-элементов
- •9.1. Химия элементов ia группы.
- •Химические свойства щелочных металлов.
- •Химические свойства соединений щелочных металлов
- •9.2. Химия элементов iia группы.
- •Химические свойства элементов
- •Химические свойства соединений
- •10. Химия р-элементов
- •10.1. Химия элементов iiia группы
- •Свойства бора и его соединений
- •Свойства алюминия и его соединений
- •10.2. Химия элементов iva группы
- •Свойства углерода и его соединений
- •Cвойства кремния и его соединений
- •Свойства соединений олова и свинца
- •10.3. Химия элементов va группы
- •Свойства азота и его соединений
- •Свойства фосфора и его соединений
- •10.4. Химия элементов via группы
- •Химия кислорода и его соединений
- •Химия серы и ее соединений
- •10.5. Химия элементов viia группы
- •Химия водорода и его соединений
- •Химия фтора и его соединений
- •Химия хлора и его соединений
- •Химия брома, иода и их соединений
- •11. Химия d-элементов
- •Химия хрома и его соединений
- •Химия марганца и его соединений
- •Химия железа и его соединений
- •Химия меди и ее соединений
- •Химия цинка и его соединений
- •Содержание
- •Часть I. Общая химия ……………………………….. 3
- •1. Основные понятия химии …………………………………… 3
- •Часть II. Неорганическая химия ………...…………. 66
4.2. Химическая кинетика
Скорость химической реакции (v) определяется изменением молярной концентрации реагирующих веществ в единицу времени:
v =
где v - скорость реакции, С - молярная концентрация реагирующих веществ, - время.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции (температуры, концентрации, присутствия катализатора и т.д.)
Влияние концентрации. Чтобы две молекулы прореагировали, необходимо, чтобы они столкнулись. Лишь небольшая часть столкновений является эффективной, то есть ведет к реакции. Число эффективных столкновений пропорционально общему числу столкновений, а значит и концентрации реагирующих веществ.
Закон скоростей. В случае простых реакций скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятые в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Для реакции mA + nB pC + qD,
где 1 и 2 соответственно направление прямой и обратной реакции, имеем:
v1 = k1[A]m[B]n
v2 = k2[C]p[D]q,
где v - скорость реакции, k - константа скорости, [А] - молярная концентрация вещества А.
Константа скорости k численно равна скорости реакции, если концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.
Например, для реакции H2 + N2 2HI имеем:
v1 = k1[H2][I2], v2 = k2[HI]2. При этом:
– если [H2] увеличивается в 2 раза, то и v1 увеличивается в 2 раза, а v2 не изменяется;
–если [HI] увеличивается в 2 раза, то v1 не изменяется, а v2 увеличивается в 4 раза;
–если давление p увеличивается в 2 раза, то все концентрации увеличиваются в 2 раза, при этом и v1 и v2 увеличиваются в 4 раза.
Скорость реакции не зависит от концентрации твердых веществ, которая остается постоянной, а зависит от площади их поверхности. Так, для реакции CaO(тв) + CO2(газ) CaCO3(тв) имеем: v1 = k1[CO2], так как [CaO]=const, v2=k2, так как [CaCO3]=const.
Простые реакции - это реакции, которые идут согласно стехиометрическому уравнению, отражающему элементарный акт реакции.
Сложная реакция - это сумма нескольких простых реакций. Уравнение сложной реакции не отражает процесса на молекулярном уровне.
Молекулярность реакции - это число молекул, участвующих в элементарном акте реакции. Для простых реакций, например, mA + nB pC + qD молекулярность равна сумме коэффициентов m+n. Реакции могут быть одно-молекулярными, например, I2 2I, двумолекулярными H2 + I2 2HI и редко трехмолекулярными 2NO + H2 N2O + H2O. Реакции более высокой молекулярности не встречаются.
Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентрации в экспериментальном выражении скорости химической реакции. Так, для сложной реакции mA + nB pC + qD экспериментальное выражение скорости реакции имеет вид:
v1 = k1[А][В] и порядок реакции равен (+). При этом и находятся экспериментально и могут не совпадать с m и n соответственно, поскольку уравнение сложной реакции не отражает процессов на молекулярном уровне и представляет собой итог нескольких простых реакций. Порядок сложной реакции определяется порядком наиболее медленной его стадии. Порядок простой реакции совпадает с молекулярностью этой реакции.
Например, для реакции 2HI + H2O2 2H2O + I2 экспериментальное выражение скорости записывается в виде v=k[HI][H2O2]. Это обусловлено тем, что указанная реакция является сложной и идет в две стадии:
1. HI + H2O2 HOI + H2O медленно
2. HOI + HI I2 + H2O быстро.
Кинетика общей реакции определяется первой медленной стадией.
Влияние температуры. Скорость реакции зависит от числа эффективных столкновений молекул. Эффективные столкновения происходят только между активными молекулами. Увеличение температуры увеличивает число активных молекул, сообщая им необходимую энергию активации Еакт. и увеличивает скорость химической реакции.
Правило Вант-Гоффа. При увеличении температуры на 10 скорость реакции увеличивается в 2 - 4 раза.
Математически это записывается в виде: v2 = v1(t2-t1)/10,
где v1 и v2 - скорости реакции при начальной (t1) и конечной (t2) температурах, - температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10.
Пример. Как изменится скорость реакции при нагревании на 30, если =2?
Решение: V = V2 = 8V
Ответ: Скорость увеличится в 8 раз.
Правило Вант Гоффа является приближенным. Более точно зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса: k = Ae-E/(RT), где k - константа скорости, А - постоянная, не зависящая от температуры, е = 2,71828, Е - энергия активации, R - газовая постоянная R=8,312Дж/(Кмоль); Т - температура (К).
Влияние катализатора. Катализаторы увеличивают (или уменьшают) скорость реакции и остаются практически неизменными после реакции. В случае равновесия катализатор одинаково увеличивает скорость прямой и скорость обратной реакции, не сдвигая равновесия. Если вещества могут реагировать по разным механизмам, катализатор направляет реакцию по одному из них, проявляя селективное действие.
Например, при горении аммиака на воздухе имеем:
2NH3 + 3/2O2 N2 = 3H2O.
В то время как в присутствии металлической платины реакция идет по другому пути:
2NH3 + 5/2O2 2NO = 3H2O.
Гомогенный катализ - катализатор образует с веществами одну фазу (жидкую или газообразную). Например, окисление SO2 в SO3 в присутствии NO. Без катализатора реакция
SO2 + 1/2O2 SO3 идет медленно. В его присутствии быстро идут процессы: NO + 1/2O2 NO2 и SO2 + NO2 SO3 + NO или суммарно SO2 + 1/2O2 SO3.
Гетерогенный катализ - катализатор образует отдельную фазу - твердую - в присутствии жидких или газообразных веществ. Примером может служить вышеприведенная реакция окисления аммиака в присутствии металлической платины.
Автокатализ - один из продуктов реакции играет роль катализатора. Примером автокаталитической реакции является реакция:
2KMnO4 + 5C2H2O4 + 3H2SO4 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O, где образующиеся ионы Mn2+ увеличивают скорость реакции.