При підвищенні температури на кожні 10 градусів. Залежність швидкості хімічної реакції від температури. Правило Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції. Енергія активації, ентропія активації реакції. Рівняння Арреніуса. вплив зміни

Залежність швидкості протікання хімічної реакціївід температури визначається правилом Вант-Гоффа.

Голландський хімік Вант-Гофф Якоб Хендрік, засновник стереохимии, в 1901 р став першим лауреатом Нобелівської преміїз хімії. Вона була присуджена йому за відкриття законів хімічної динаміки і осмотичного тиску. Вант-Гофф ввів уявлення про просторове будову хімічних речовин. Він був упевнений, що прогресу в фундаментальних і прикладних дослідженнях з хімії можна досягти, застосовуючи фізичні і математичні методи. Розробивши вчення про швидкості реакцій, він створив хімічну кінетику.

Швидкість хімічної реакції

Отже, кінетикою хімічних реакцій називають вчення про швидкості протікання, про те, яке хімічної взаємодіявідбувається в процесі реакцій, і про залежність реакцій від різних факторів. У різних реакцій швидкість протікання різна.

Швидкість хімічної реакціїбезпосередньо залежить від природи хімічних речовин, що вступають в реакцію. Деякі речовини, такі як NаОН і НCl, здатні реагувати за частки секунди. А деякі хімічні реакції тривають роками. Приклад такої реакції - іржавіння заліза.

Швидкість реакції залежить також і від концентрації реагуючих речовин. Чим вище концентрація реагентів, тим вище і швидкість реакції. В ході реакції концентрація реагентів зменшується, отже, сповільнюється і швидкість реакції. Тобто, в початковий момент швидкість завжди вище, ніж в будь-який інший.

V = (C кін - З поч) / (t кін - t поч)

Концентрації реагентів визначають через певні проміжки часу.

Правило Вант-Гоффа

Важливим фактором, від якого залежить швидкість протікання реакцій, є температура.

Всі молекули стикаються з іншими. Число зіткнень в секунду дуже велике. Але, тим не менш, хімічні реакції не протікають з величезною швидкістю. Так відбувається, тому що в ході реакції молекули повинні зібратися в активоване комплекс. А утворити його можуть тільки активні молекули, кінетичної енергії яких досить для цього. При малій кількості активних молекул реакція протікає повільно. При підвищенні температури збільшується число активних молекул. Отже, і швидкість реакції буде вище.

Вант-Гофф вважав, що швидкість хімічної реакції - це закономірна зміна концентрації реагуючих речовин в одиницю часу. Але воно не завжди є рівномірним.

Правило Вант-Гоффа говорить, що при підвищенні температури на кожні 10 про швидкість хімічної реакції збільшується в 2-4 рази .

Математично правило Вант-Гоффа виглядає так:

де V 2 t 2, а V 1 - швидкість протікання реакції при температурі t 1;

ɣ - температурний коефіцієнт швидкості реакції. Цей коефіцієнт є ставлення констант швидкостей при температурі t + 10і t.

Так, якщо ɣ = 3, а при 0 о С реакція триває 10 хвилин, то при 100 ° С вона триватиме всього 0,01 сек. Різке збільшення швидкості протікання хімічної реакції пояснюється збільшенням кількості активних молекул при підвищенні температури.

Правило Вант-Гоффа застосовується лише в температурному діапазоні 10-400 о С. Чи не підкоряються правилу Вант-Гоффа і реакції, в яких беруть участь великі молекули.

Підвищення температури прискорює всі хімічні реакції. Спочатку Вант-Гофф експериментально встановив, що при збільшенні температури на кожні 10 градусів швидкість зростає в 2 ¸ 4 рази (правило Вант-Гоффа ). Це відповідає статечної залежності швидкості від температури:

де Т> Т 0, g - температурний коефіцієнт Вант-Гоффа.

Однак це рівняння теоретично не обгрунтовано ; експериментальні дані краще описуються експоненціальною функцією (рівняння Арреніуса):

,

де А - предекспоненціальний множник, що не залежить від Т, Е а - енергія активації хімічної реакції (кДж / моль), R - універсальна газова стала.

Рівняння Арреніуса зазвичай записують для константи швидкості:

.

Це рівняння теоретично обґрунтовується методами статистичної фізики. Якісно це обгрунтування полягає в наступному: оскільки реакції йдуть в результаті безладних зіткнень молекул, то ці зіткнення характеризуються практично безперервним набором енергій від самих маленьких до дуже великих. Очевидно, що реакція відбудеться тільки тоді, коли молекули соударяются з енергією, достатньою для розриву (або істотного розтягування) деяких хімічних зв'язків. Для кожної системи існує поріг енергії Е а, починаючи з якого енергія достатня для протікання реакції, - цього механізму якраз і відповідає крива 1 на малюнку 5.1. Так як зіткнення відбуваються з частотою, що залежить від температури за експоненціальним законом, то і виходять формули 5.9 і 5.10. Тоді предекспоненціальний множники А і k 0 становлять певну характеристику повного числа зіткнень, а член - частку результативних зіткнень.

Аналіз експериментальних даних проводять, користуючись логарифмічною формою рівняння Арреніуса:

.

Графік будують в так званих аррениусовскую координатах
(Ln k -), рис. 7.2; з графіка знаходять k o і Е а.

При наявності експериментальних даних для двох температур k o і Е а легко теоретично знайти:

; ;

Швидкість хімічної реакції в значній мірі залежить від енергії активації. Для переважної більшості реакцій вона лежить в межах від 50 до 250 кДж / моль. Реакції, для яких
Е а> 150 кДж / моль, при кімнатній температурі практично не протікають.

Приклад 1.Складна необоротна реакція 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 є реакцією першого порядку. Як зміниться її швидкість при збільшенні тиску в 5 разів?

Рішення.Кінетичне рівняння цієї реакції в Загалом вигляді: V = k · a. Так як реакція складна, то можливо, що a ¹ 2. За умовою порядок реакції
a = 1. Для газових реакцій роль концентрації виконує тиск. Тому
V = kP, і якщо Р 1 = 5К, то V 1 / V = ​​5, тобто швидкість зростає в п'ять разів.

Знайти константу швидкості, порядки по реагентів і записати кінетичне рівняння.

Рішення.Кінетичне рівняння для швидкості цієї реакції в загальному вигляді:

V = k a b.

Дані таблиці дозволяють знайти порядки реакції по NO (a) і H 2 (b) методом зниження порядку реакції, тобто аналізуючи досліди, в яких один з реагентів має незмінну концентрацію. Так, = 0,01 в першому і другому стовпцях, при цьому змінюється.

. (Приватний порядок по H 2).

Для другого і третього стовпців, навпаки, однакова, а - різні, тому:

(Приватний порядок по NO).

Так як a і b збігаються з стехиометрическими коефіцієнтами, то реакція може бути простою. Константа швидкості може бути знайдена за даними кожного шпальти:

Таким чином, кінетичне рівняння: V = 2,5. 10 3 2.

Сумарний (загальний) порядок цієї реакції (a + b) дорівнює 3.

Приклад 3.Швидкість реакції А + 3В = АВ 3 визначається кінетичним рівнянням V = k [А] · [B]. Визначте загальний порядок реакції. Яка це реакція - проста або складна? У скільки разів збільшиться швидкість реакції при збільшенні концентрацій в 3 рази?

Рішення.Порядок реакції визначається сумою показників ступенів реагентів в кінетичному рівнянні. Для даної реакції загальний порядок дорівнює двом (1 +1).

Якби дана реакція була простою, то згідно із законом діючих мас

V = k [А] 1. [B] 3 і загальний порядок був би рівний (1+ 3) = 4, тобто показники ступенів в кінетичному рівнянні не збігаються зі стехиометрическими коефіцієнтами, отже, реакція складна і проходить в кілька стадій.

При збільшенні концентрацій реагентів в 3 рази: V 1 = k · 3 [A] · 3 [B] = 3 2 V, тобто швидкість збільшиться в 3 2 = 9 разів.

Приклад 4.Визначити енергію активації реакції і її температурний коефіцієнт, якщо при 398 і 600 0 C константи швидкості рівні, відповідно, 2,1 × 10 -4 і 6,25 × 10 -1.

Рішення.Е а за двома значеннями може бути розрахована за формулою 5.12 :

192б33 Дж / моль.

температурний коефіцієнтзнаходимо з виразу (5.8), тому що V μ k:

.

Каталозі

Одним з найбільш поширених в хімічній практиці методів прискорення хімічних реакцій є каталіз.Каталізатор - речовина, яка багаторазово бере участь у проміжних стадіях реакції, але виходить з неї хімічно незмінним.

Наприклад, для реакції А 2 + В 2 = 2АВ

участь каталізатора К можна виразити рівнянням

А 2 + К + В 2 ® А 2 .... До + В 2 ® А 2 ... К ... У 2 ® 2АВ + К.

Ці рівняння можна представити кривими потенційної енергії (рис. 5.2.).

Мал. 5.2. Енергетична схема перебігу реакції

з каталізатором і без каталізатора

З малюнка 5.2 видно, що:

1) каталізатор зменшує енергію активації, змінюючи механізм реакції, - вона протікає через нові стадії, кожна з яких характеризується невисокою енергією активації;

2) каталізатор не змінює DН реакції (а також DG, DU і DS);

3) якщо катализируемая реакція оборотна, каталізатор не впливає на рівновагу, не змінює константу рівноваги і рівноважні концентрації компонентів системи. Він в рівній мірі прискорює і пряму, і зворотний реакції, тим самим прискорюючи час досягнення рівноваги.

Очевидно, в присутності каталізатора енергія активації реакції знижується на величину DЕ к. Оскільки в вираженні для константи швидкості реакції (рівняння 5.10) енергія активації входить в негативний показник ступеня, то навіть невелике зменшення Е а викликає дуже велике збільшення швидкості реакції: .

Вплив каталізатора на зниження Е а можна показати на прикладі реакції розпаду йодиду водню:

2HI = H 2 + I 2.

Таким чином, для даної реакції зменшення енергії

активації на 63 кДж, тобто в 1,5 рази, відповідає підвищенню швидкості реакції при 500 К більш ніж 10 6 разів.

Слід зазначити, що предекспоненціальний множник каталітичної реакції k 0 1 цієї статті не дорівнює k 0 і зазвичай значно менше, проте відповідне зменшення швидкості далеко не компенсує її збільшення за рахунок Е а.

Приклад 5.Енергія активації деякої реакції за відсутності каталізатора дорівнює 75,24 кДж / моль, а з каталізатором - 50,14 кДж / моль. У скільки разів зростає швидкість реакції в присутності каталізатора, якщо реакція протікає при 25 0 С, а предекспоненціальний множник в присутності каталізатора зменшується в 10 разів.

Рішення.Позначимо енергію активації реакції без каталізатора через Е а, а в присутності каталізатора - через Еа 1; відповідні константи швидкостей реакцій позначимо через k і k 1. Використовуючи рівняння Арреніуса (5.9) (див. Розділ 5.3) і приймаючи k 0 1 / k 0 = 10, знаходимо:

Звідси

Остаточно знаходимо:

Таким чином, зниження енергії активації каталізатором на 25,1 кДж призвело до збільшення швидкості реакції в 2500 разів, незважаючи на 10-кратне зменшення предекспоненціальний множника.

Каталітичні реакції класифікуються за типом каталізаторів і за типом реакцій. Так, наприклад, по агрегатному станікаталізаторів і реагентів каталіз підрозділяється на гомогенний(Каталізатор і реагент утворюють одну фазу) і гетерогенний(Каталізатор і реагенти - в різних фазах, є межа розділу фаз між каталізатором і реагентами).

Прикладом гомогенного каталізу може бути окислення СО до СО 2 киснем в присутності NO 2 (каталізатор). Механізм каталізу можна зобразити наступними реакціями:

CO (г) + NO 2 (г) ® CO 2 (г) + NO (г),

2NO (г) + O 2 (г) ® 2NO 2 (г);

і каталізатор (NO 2) знову бере участь в першій реакції.

Аналогічно цьому може бути каталізувати реакція окислення SO 2 в SO 3; подібна реакція застосовується у виробництві сірчаної кислоти "нітрозним" способом.

Прикладом гетерогенного каталізу є отримання SO 3 з SO 2 в присутності Pt або V 2 O 5:

SO 2 (г) + O 2 (г) ® SO 3 (г).

Ця реакція також застосовується у виробництві сірчаної кислоти ( "контактний" метод).

Гетерогенний каталізатор (залізо) застосовується також у виробництві аміаку з азоту і водню і в багатьох інших процесах.

Ефективність гетерогенних каталізаторів зазвичай набагато більше, ніж гомогенних. Швидкість каталітичних реакцій в разі гомогенного каталізатора залежить від його концентрації, а в разі гетерогенного - від його питомої поверхні (тобто дисперсності) - чим вона більша, тим більше швидкість. Останнє пов'язано з тим, що каталітична реакція йде на поверхні каталізатора і включає в себе стадії адсорбції (прилипання) молекул реагентів на поверхні; після закінчення реакції її продукти десорбируются. Для збільшення поверхні каталізаторів їх подрібнюють або отримують спеціальними способами, при яких утворюються дуже тонкодисперсні порошки.

Наведені приклади одночасно є прикладами окислювально-відновного каталізу.У цьому випадків якості каталізаторів зазвичай виступають перехідні метали або їх сполуки (Mn 3+, Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 і ін.).

В кислотно-основному каталізіроль каталізатора виконують Н +, ОН - і інші подібні частинки - носії кислотності і основності. Так, реакція гідролізу

CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH

прискорюється приблизно в 300 разів при додаванні будь-який з сильних кислот: HCl, HBr або HNO 3.

Велике значеннякаталіз має в біологічних системах. В цьому випадку каталізатор називають ферментом.Ефективність дії багатьох ферментів набагато більше, ніж звичайних каталізаторів. Наприклад, для реакції зв'язування азоту в аміак

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

в промисловості використовується гетерогенний каталізатор у вигляді губчастого заліза з добавками оксидів і сульфатів металів.

При цьому реакція проводиться при Т »700 К і Р» 30 МПа. Цей же синтез йде в бульбах бобових рослин під дією ферментів при звичайних Т і Р.

Каталітичні системи небайдужі до домішкам і добавкам. Деякі з них збільшують ефективність каталізу, як наприклад, в наведеному вище прикладі каталізу синтезу аміаку залізом. Такі добавки в каталізатор називаються промоторами(Оксиди калію та алюмінію в залозі). Деякі домішки, навпаки, пригнічують каталітичну реакцію ( "отруюють" каталізатор), це каталітичні отрути.Наприклад, синтез SO 3 на Pt-каталізаторі дуже чутливий до домішкам, що містить сульфидную сірку; сірка отруює поверхню платинового каталізатора. І навпаки, каталізатор на основі V 2 O 5 малочувствітелен таких домішок; честь розробки каталізатора на основі оксиду ванадію належить російському вченому Г.К. Борескова.

Залежність швидкості реакції від температури приблизно визначається емпіричним правилом Вант-Гоффа: при зміні температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій змінюється в 2-4 рази.

Математично правило Вант-Гоффа виражається так:

де v (T2) і v (T1) - швидкості реакцій, відповідно при температурах Т2 і T1 (T2> T1);

γ-температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Значення γ для ендотермічної реакції вище, ніж для екзотермічної. Для багатьох реакцій γ лежить в межах 2-4.

Фізичний сенс величини γ полягає в тому, що він показує, у скільки разів змінюється швидкість реакції при зміні температури на кожні 10 градусів.

Оскільки швидкість реакції і константа швидкості хімічної реакції прямопропорційні, то вираз (3.6) часто записують в наступному вигляді:

(3.7)

де k (T2), k (T1) - константи швидкості реакції відповідно

при температурах T2 і T1;

γ температурний коефіцієнт швидкості реакції.

Приклад 8.На скільки градусів треба підвищити температуру, що б швидкість реакції зросла в 27 разів? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3.

Рішення. Використовуємо вираз (3.6):

Отримуємо: 27 =, = 3, D Т = 30.

Відповідь: на 30 градусів.

Швидкість реакції і час, протягом якого вона протікає, пов'язані назад пропорційною залежністю: Чим більше v, тим

менше t. Математично це виражається співвідношенням

Приклад 9.При температурі 293 К реакція протікає за 2 хв. За якийсь час буде протікати ця реакція при температурі 273 К, якщо γ = 2.

Рішення. З рівняння (3.8) випливає:

.

Використовуємо рівняння (3.6), оскільки отримаємо:

хв.

Відповідь: 8 хв.

Правило Вант-Гоффа застосовується для обмеженого числа хімічних реакцій. Вплив температури на швидкість процес-сов частіше визначають за рівнянням Арреніуса.

рівняння Арреніуса . У 1889 р шведський вчений С. Арре-1іус на підставі експериментів вивів рівняння, яке на-звано його ім'ям

де k - константа швидкості реакції;

k0 - предексноненціальний множник;

е - основа натурального логарифма;

Ea - постійна, яка називається енергією активації, яка визначається природою реагентів:

R-універсальна газова постійна, рівна 8,314 Дж / моль × К.

Значення Еa для хімічних реакцій лежать в межах 4 - 400 кДж / моль.

Багато реакції характеризуються певним енергети-ного бар'єром. Для його подолання необхідна енергія актаціі - деяка надлишкова енергія (в порівнянні з вредней енергією молекул при даній температурі), якою повинні володіти молекули для того, щоб їх зіткнення було ефективним, т. Е. Призвело б до утворення нового ве-щества. З ростом температури число активних молекул швидко збільшується, що і призводить до різкого зростання швидкості реакції.

У загальному випадку, якщо температура реакції змінюється від Т1 до Т2, рівняння (3.9) після логарифмування набуде вигляду:

. (3.10)

Це рівняння дозволяє розраховувати енергію активації реакції при зміні температури від Т1 до Т2.

Швидкість хімічних реакцій зростає в присутності каталізатора. Дія каталізатора полягає в тому, що він утворює з реагентами нестійкі проміжні сполуки (активовані комплекси), розпад яких призводить до. Утворення продуктів реакції. При цьому енергія активації, знижується, і активними стають молекули, енергія яких була недостатня для здійснення реакції за відсутності, каталізатора. В результаті зростає загальне числоактивних £ молекул і збільшується швидкість реакції.

Зміна швидкості реакції в присутності каталізатора виражається наступним рівнянням:

, (3.11)

де vкат, і Ea (кат) - швидкість і енергія активації хімічної реакції в присутності каталізатора;

v і Еа - швидкість і енергія активації хімічної реакції без каталізатора.

приклад 10. Енергія активації деякої реакції за відсутності каталізатора дорівнює 75,24 кДж / моль, з каталізатором - 50,14 кДж / моль. У скільки разів зростає швидкість реакції в присутності каталізатора, якщо реакція протікає при температурі 298 К? Рішення. Скористаємося рівнянням (3.11). Підставляючи в рівняння дані

де g - tтемпературний коефіцієнт, який приймає значення від 2 до 4.

Пояснення залежності швидкості реакції від температури було дано С.Арреніус. До реакції призводить не кожне зіткнення молекул реагентів, а тільки найбільш сильні зіткнення. Лише молекули, що володіють надлишком кінетичної енергії, здатні до хімічної реакції.

С.Арреніус розрахував частку активних (тобто призводять до реакції) зіткнень реагуючих частинок a, що залежить від температури: - a = exp (-E / RT). і вивів рівняння Арреніуса для константи швидкості реакції:

k = koe-E / RT

де ko і ​​E dзавісят від природи реагентів. Е - це енергія, яку треба надати молекулам, щоб вони вступили у взаємодію, яка називається енергією активації.

Правило Вант-Гоффа- емпіричне правило, що дозволяє в першому наближенні оцінити вплив температури на швидкість хімічної реакції в невеликому температурному інтервалі (зазвичай від 0 ° C до 100 ° C). Я. Х. Вант-Гофф на підставі безлічі експериментів сформулював наступне правило:

енергія активаціїв хімії і біології - мінімальна кількістьенергії, яке потрібно повідомити системі (в хімії виражається в джоулях на моль), щоб сталася реакція. Термін введений Сванте Августом Арреніус в. Типове позначення енергії реакції Ea.

Ентропія активації розглядається як різниця ентропії перехідного стану і основного стану реагентів. Вона визначається головним чином втратою трансляційної і обертальної ступенів свободи частинок при утворенні активованого комплексу. Істотні зміни (коливальної ступеня свободи можуть також відбутися, якщо активоване комплекс кілька більш щільно упакований, ніж реагенти.

Ентропія активації такого переходу позитивна.

Ентропія активації залежить від багатьох факторів. Коли при бімолекулярний реакції дві початкові частки з'єднуються разом, утворюючи перехідний стан, трансляционная і обертальна ентропія двох частинок зменшується до значень, що відповідають єдиної частці; незначне зростання колебательной ентропії недостатньо для компенсації цього ефекту.

Ентропії активації, по суті, більше змінюються і залежно від будови, ніж ентальпії. Ентропії активації добре узгоджуються в більшості випадків з правилом Прайса і Гаммета. Цей ряд має і те приватне значення, що зростання і ентропії Сілапа, ймовірно, можна точно підрахувати з відомих абсолютних ентропії відповідних вуглеводнів

Білет № 2

1) ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СОЕДИНЕНИЙ: Підстави, оксиди, кислоти, солі.ёё

2) Be - берилій.

Хімічні властивості: берилій відносно мало реакционноспособен при кімнатній температурі. У компактному вигляді він не реагує з водою і водяною парою навіть при температурі червоного розжарювання і не окислюється повітрям до 600 ° C. Порошок берилію при підпалюванні горить яскравим полум'ям, при цьому утворюються оксид і нітрид. Галогени реагують з берилієм при температурі вище 600 ° C, а халькогена вимагають ще більш високої температури.

Фізичні властивості: Берилій - щодо твердий, але крихкий метал сріблясто-білого кольору. Має високий модуль пружності - 300 ГПа (у сталей - 200-210 ГПа). На повітрі активно покривається стійкою оксидною плівкою

Магній (Mg). Фізичні властивості:Магній - метал сріблясто-білого кольору з гексагональної гратами, просторова група P 63 / mmc, параметри решітки a = 0,32029 нм, c = 0,52000 нм, Z = 2. При звичайних умовах поверхню магнію покрита захисною плівкою оксиду магнію MgO , яка руйнується при нагріванні на повітрі до приблизно 600 ° C, після чого метал згоряє з сліпуче білим полум'ям з утворенням оксиду і нітриду магнію Mg3N2.

Хімічні властивості:Суміш порошкового магнію з перманганатом калію KMnO4 - вибухова речовина

Розпечений магній реагує з водою:

Mg (раск.) + Н2О = MgO + H2;

Луги на магній не діють, в кислотах він розчиняється легко з виділенням водню:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

При нагріванні на повітрі магній згоряє, з утворенням оксиду, також з азотом може утворюватися невелика кількість нітриду:

2Mg + О2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Білет№3. розчинність- здатність речовини утворювати з іншими речовинами однорідні системи - розчини, в яких речовина знаходиться у вигляді окремих атомів, іонів, молекул або частинок.

насичений розчин- розчин, в якому розчинена речовина при даних умовах досягло максимальної концентрації і більше не розчиняється. Осад даної речовини знаходиться в рівноважному стані з речовиною в розчині.

ненасиченийрозчин- розчин, в якому концентрація розчиненої речовини менше, ніж в насиченому розчині, і в якому за даних умов можна розчинити ще деякий його кількість.

перенасичені розчини- розчини, які характеризуються тим, що зміст в них розчиненого речовини більше відповідного його нормальної розчинності за даних умов.

закон Генрі- закон, за яким при постійній температурі розчинність газу в даній рідини прямо пропорційна тиску цього газу над розчином. Закон придатний лише для ідеальних розчинів і невисоких тисків.

Закон Генрі записується зазвичай наступні чином:

Де р - парціальний тиск газу над розчином,

с - концентрація газу в розчині в частках благаючи,

до - коефіцієнт Генрі.

екстракція(Від позднелат. Extractio - витяг), екстрагування, процес розділення суміші рідких або твердих речовинза допомогою виборчих (селективних) розчинників (екстрагентів).

Білет № 4. 1)Масова часткаце відношення маси розчиненої речовини до загальної маси розчину. Для бінарного розчину

ω (x) = m (x) / (m (x) + m (s)) = m (x) / m

де ω (х) - масова часткарозчиненої речовини Х

m (x) - маса розчиненої речовини Х, г;

m (s) - маса розчинника S, г;

m = m (x) + m (s) - маса розчину, м

2)алюміній- елемент головної підгрупитретьої групи третього періоду періодичної системи хімічних елементівД. І. Менделєєва, з атомним номером 13.

Знаходження в природі:

Природний алюміній складається практично повністю з єдиного стабільного ізотопу 27Al зі слідами 26Al, радіоактивного ізотопу з періодом напіврозпаду 720 тис. Років, що утворюється в атмосфері при бомбардуванні ядер аргону протонами космічних променів.

отримання:

Він полягає в розчиненні оксиду алюмінію Al2O3 в розплаві кріоліту Na3AlF6 з подальшим електролізом з використанням витрачаються коксових або графітових електродів. Такий метод отримання вимагає великих витрат електроенергії, і тому виявився затребуваний тільки в XX столітті.

Алюмінотермія- спосіб отримання металів, неметалів (а також сплавів) відновленням їх оксидів металевим алюмінієм.

Білет№5. РОЗЧИНИ неелектролітами, Бінарні або багатокомпонентні мовляв. системи, склад яких брало може змінюватися безперервним чином (по крайней мере, в деяких межах). На відміну від розчинів електролітів, в розчини неелектролітів (мовляв. Розчинах) заряджені частинки в скільки-небудь помітних концентраціях відсутні. розчини неелектролітів можуть бути твердими, рідкими і газоподібними.

Перший закон Рауля

Перший закон Рауля пов'язує тиск насиченої пари над розчином з його складом; він формулюється так:

Парціальний тиск насиченої пари компонента розчину прямо пропорційно його мольной частців розчині, причому коефіцієнт пропорційності дорівнює тиску насиченої пари над чистим компонентом.

Другий закон Рауля

Той факт, що тиск парів над розчином відрізняється від тиску парів над чистим розчинником, істотно впливає на процеси кристалізації і кипіння. З першого закону Рауля виводяться два наслідки, що стосуються зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів, які в об'єднаному вигляді відомі як другий закон Рауля.

Кріоскопія(Від грец. Kryos - холод і scopeo - дивлюся) - вимір зниження температури замерзання розчину порівняно з чистим розчинником.

Правило Вант-Гоффа -При підвищенні температури на кожні 10 градусів константа швидкості гомогенної елементарної реакції збільшується в два - чотири рази

Жорсткість води- сукупність хімічних і фізичних властивостей води, пов'язаних з утриманням в ній розчинених солей лужноземельних металів, головним чином, кальцію і магнію.

Білет№6. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ,містять в помітних концентраціях іони-катіони і аніони, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації молекул розчиненого в-ва.

сильні електроліти - хімічні сполуки, Молекули яких в розведених розчинах практично повністю диссоційовані на іони.

слабкі електроліти- хімічні сполуки, молекули яких навіть в сильно розбавлених розчинах в повному обсязі диссоційовані на іони, які знаходяться в динамічній рівновазіз недіссоціірованнимі молекулами.

Електролічіская дисоціація-процес розпаду електроліту на іони при розчиненні його в полярному розчиннику іліт при плавленні.

Закон розведення Оствальда- співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розбавленого розчину бінарного слабкого електроліту від концентрації розчину:

Р-елементи 4 групи- вуглець, кремній, Німеччини, олово і свенец.

Білет№7. 1) Електролітична дисоціація- це розпад речовини на іони під дією полярних молекулрозчинника.

рН = -lg.

буферні розчини- це розчини при додаванні до яких кислот або лугів їх pH змінюється незначно.

вугільна кислотаутворює:

1) середні солі (карбонати),

2) кислі (гідрокарбонати).

Карбонати і гідрокарбонати термічно нестійкі:

СаСОз = СаО + СО2 ^,

Са (НСО3) 2 = СаСО3v + СО2 ^ + Н2О.

Карбонат натрію (кальцинована сода) - є одним з головних продуктів хімічної промисловості. В водному розчинівін гідролізується по реакції

Nа2СО3> 2Nа + + СО3-2,

СО3-2 + Н + -ОН- - НСО3- + ОН-.

Гідрокарбонат натрію (питна сода) - широко використовується в харчовій промисловості. Внаслідок гідролізу розчин також має лужне середовище

NаНСО3> Nа + + НСО3-, НСО3- + Н-ОН - Н2СО3 + ОН-.

Кальцинована і питна сода взаємодіють з кислотами

Nа2СО3 + 2НСl - 2NаСl + СО2 ^ + Н2О,

2Nа + + СО3-2 + 2Н + + 2Сl- - 2Nа + + 2Сl- + СО2 ^ + Н2О,

СО3-2 + 2Н + - СО2 ^ + Н2О;

NаНСО3 + СН3СООН - СН3СООNа + СО2 ^ + Н2О,

Nа + + НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + Nа + + СО2 ^ + Н2О,

НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + СО2 ^ + Н2О.

Білет№8. 1) _іонно-обмінні в розчинах:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O

2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O

CO3 + 2H → CO2 + H2O

З виділення газу: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Хімічні властивості Азоту.Тільки з такими активними металами, Як літій, кальцій, магній, Азот взаємодіє при нагріванні до порівняно невисоких температур. З більшістю інших елементів Азот реагує при високій температуріі в присутності каталізаторів. Добре вивчені сполуки Азоту з киснем N2O, NO, N2O3, NO2 і N2O5.

Фізичні властивості Азоту.Азот трохи легший за повітря; щільність 1,2506 кг / м3 (при 0 ° С і 101325 н / м2 або 760 мм рт. ст.), tпл -209,86 ° С, t кип -195,8 ° С. Азот зріджується з працею: його критична температуpa досить низька (-147,1 ° С) а критичний тиск високо 3,39 Мн / м2 (34,6 кгс / см2); щільність рідкого Азоту 808 кг / м3. У воді Азот менш розчинний, ніж кисень: при 0 ° С в 1 м3 Н2О розчиняється 23,3 г Азоту. Краще, ніж у воді, Азот розчинний в деяких вуглеводнях.

Білет№9. Гідроліз (від грец. Hydro - вода, lysis - розкладання)означає розкладання речовини водою. Гідролізом солі називають оборотне взаємодія солі з водою, що приводить до утворення слабкого електроліту.

Вода хоча і в малому ступені, але дисоціює:

H 2 O H + + OH -.

Хлорид натрію H2O H + + OH-,

Na + + Cl- + H2O Na + + Cl- + H + + OH-,

NaCl + H2O (немає реакції) Нейтральна

Kарбонат натрію + НОН + OН-,

2Na + + + H2O + OН-,

Na2CО3 + H2O NaHCО3 + NaOН Лужна

Хлорид алюмінію Al3 + + НОН AlOH2 + + Н +,

Al3 + + 3Cl- + H2O AlОH2 + + 2Cl- + H + + Cl-,

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Kіслая