19. Пр малорастворимых соединений . Расчет р-римости соли и концентрации ионов по значению пр.

Малорастворимые и нерастворимые соли ограниченно растворимы, но то, что растворяется, распадается на ионы как сильные электролиты.

Ag₃РO_{4 тв}↔3Ag⁺_р-ре + РO₄^3-_р-ре

^С=const

В растворах малорастворимых солей устанавливается гетерогенное равновесие между твёрдой нерастворимой солью и ионами этой соли в водном р-ре - состояние насыщенного раствора.

Это равновесие характеризуется константой – Произведением Растворимости (ПР)

ПР=К_с=С³(Ag⁺)*C(РO₄^3-)= const (при T= const)

Произведение растворимости - произведение равновесных концентраций ионов соли в её насыщенном р-ре при данной температуре, возведенных в степень = стехиометрич коэф. (эта величина постоянная, табличная)

Насыщенный р-р – раствор, соединяющий мах возможное кол-во растворенного в-ва, при данной t, находящ в динамичном равновесии с нерастворенной частью в-ва.

Значение ПР

ПР характеризует растворимость каждого индивидуального вещества.

По ПР можно рассчитать растворимость вещества и концентрацию ионов соли в насыщенном растворе.

- растворимость (моль/л). Растворимость – предельная С вещества в р-ре, или С насыщенного р-ра.

Пример

Равновесные концентрации через

ПР=C³(Ba²⁺)+C²(PO₄^3-)=(3 )³•(2 )²=108 ⁵ ; = = моль/л

C(Ba²⁺)=3 =3•10^-8 моль/л; C(PO₄^3-)=2 =2•10^-8 моль/л

20. Уравнение скорости простой и сложной химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.

Скорость хим. реакции – скорость изменение концентрации реагентов в единицу времени. Так как в химических реакциях учувствуют несколько компонентов, то скорость химической реакции можно вычислить по любому из этих компонентов.

υ_АА+υ_ВВ→υ_сС+υ_ДД

V=1/υ_АdС_А/dτ =1/υ_Д dС_д/dτ = +-1/υ_i dС_i/dτ , где С – концентрация, τ – время.

<V> = +- ∆С_i/∆τ

V_исх= +- dС_i/dτ = tg α

Механизм хим реакции

Механизм – подробная картина, раскрывающая какие частицы и в какой последовательности и каким образом реагируют между собой, образовывая продукты. Бывают: 1. простые и 2. Сложные.

1. простые (элементарные). – одностадийные, т.е. осуществляются за однократное столкновение.

Молекулярность – число частиц, одновременно сталкивающихся в простой реакции.

- одномолекулярные (моно-…)AgBr  Ag + ½ Br₂

- двумалекулярные (би-…) 2HI  H₂ +I₂

- трехмалекулярные (три-…) 2NO+O₂  2NO₂

- четырехмалекулярные пока не обнаружено

υ_АА+υ_ВВ→υ_сС+υ_ДД

n_А= υ_А ; n_В=υ_{В ;} n=n_А+n_В (молекулярность 1,2,3)

υ=К*С_А^υA*C_B^υB - з-н действ масс

З-н дм позволяет легко оценить влияние разл факторов на V

2. Сложные - совокупность 2х и более простых реакций.

Виды:

- последовательные 1234 (ступенчатая диссоциация и гидролиз); - параллельные (главная – самая быстрая); - цепные (с учетом радикалов); - циклические; - каталитические; -фотозимические 2H₂O (hυ+катализатор) 2H₂ + O₂;

- уравнение для любого «n»

Если сумма стехиометрич коэф υ_А+υ_В>3-сложная, υ_А+υ_В <3-простая

Факторы, определяющие V: Механизм, природа реагентов, С_{реагентов}, t, катализ, проч условия.

Основной з-н хим кинетики – Vхим реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, взятых в некой степени. υ_АА+υ_ВВ→υ_сС+υ_ДД

υ=К*С_А^nA*C_B^nB- ур-ие скорости

С_А, C_B- концентрация, моль/л

К- const скорости, К=υ при С_i=1 моль/л

n_А, n_В- частные порядки; n=n_А+n_В- общий порядок

Порядок реакции - формальная величина, может принимать любые значения в зависимости от механизма процесса. Порядок реакции по виду ур-ия невозможно, нужен эксперемент, кроме случаев простых реакций. Принимает любые значения- 0,1,2,3…, дробные, “-”,…,100-1000…

21. Еа. Р-ии между какими частицами идут с заметной V при НУ, какие р-ции требуют инициирования?

Энергия Активации –средняя избыточная энергия, которой должны обладать частицы, чтобы произошла реакция (Е_{активации}, кДж). Потенциальный барьер, разделяющий исходное и конечное состояние системы, которыйдолжны преодолеть реагирующите частицы, чтобы произошла реакция .

Она тратится на:

• Преодоление сил, отталкивающих при сближении частиц (электронные облака отталкиваются)

• Разрушение старых связей

• Изменение электронной конфигурации реагентов

Реакция идет: Е Е_{активации}

Чем больше Е_{активации} , тем меньше V химической реакции, так как меньше будет активных частиц, способных вступить во взаимодействие.

Зависимость Е_{активации} от природы реагентов:

1. если Еа < 100 кДж/моль, то такие реакции относятся к быстрым – они с заметной скоростью протекают уже при стандартных условиях. К ним относятся реакции, с участием свободных атомов, противоположно заряженных ионов, радикалов, а также реакции между самыми активными Ме и НеМе.

2. если Еа >=100 кДж/моль, то такие реакции или не идут, или с очень медленно. Они требуют инициирования ( активирования, т.е создания в системе активных частиц –активных молекул, атомов, радикалов, ионов)

методы инициирования:

1. термическое

2. фотохимическое (h - облучая систему, создаем в ней акт. частицы)

3. радиационно- химический (энергия в сист подается потоком частиц с высокой энергией – нейтроны, протоны и т.п)