Strict Standards: Only variables should be passed by reference in /var/www/spimash_new/data/www/spimash.ru/engine/modules/functions.php on line 805 Strict Standards: Only variables should be passed by reference in /var/www/spimash_new/data/www/spimash.ru/engine/modules/functions.php on line 806 Deprecated: mysql_escape_string(): This function is deprecated; use mysql_real_escape_string() instead. in /var/www/spimash_new/data/www/spimash.ru/engine/classes/mysqli.class.php on line 150 Deprecated: mysql_escape_string(): This function is deprecated; use mysql_real_escape_string() instead. in /var/www/spimash_new/data/www/spimash.ru/engine/classes/mysqli.class.php on line 150 Deprecated: mysql_escape_string(): This function is deprecated; use mysql_real_escape_string() instead. in /var/www/spimash_new/data/www/spimash.ru/engine/classes/mysqli.class.php on line 150 Deprecated: mysql_escape_string(): This function is deprecated; use mysql_real_escape_string() instead. in /var/www/spimash_new/data/www/spimash.ru/engine/classes/mysqli.class.php on line 150 Strict Standards: Only variables should be passed by reference in /var/www/spimash_new/data/www/spimash.ru/index.php on line 98 Химическая кинетика и равновесие.
.: Навигация

.: Кафедры
  • Машины и технология литейного производства
  • Машины и технология обработки металлов давлением
  • Химии
  • Технологии металлов и металловедения
  • Электротехники, вычислительной техники и автоматизации
  • Теоретической механики
  • Теории механизмов и машин
  • Кафедра технологии машиностроения
  • Сопротивление материалов и теории упругости
  • Триботехника
  • Турбиностроение и средства автоматики
  • Высшей математики
  • Менеджмента
  • Экономики и предпринимательства
  • Истории и общей экономической теории
  • Философии
  • Безопасности жизнедеятельности и промышленной экологии

    .: Авторизация
    Логин
    Пароль
     
    .: Голосование

    Корочка нужна
    Без образования никуда
    От армии кошу



    .: Самые читаемые
    » Культура России 18 века
    » Курсовая работа по ТАУ - 4 курс
    » Реферат по истории "Культура 18 века России"
    » Реферат по истории "Первая мировая война 1914-1918 года" - 1 курс
    » Реферат по экологии "Общие экологические проблемы городов мира."
    » Роль знаний в жизни индивида
    » Курсовой проект по "Детали машин" - 4 курс
    » Пример отчета по практике
    » Общая химия. Основные классы неорганических соединений.
    » Шпоргалка по истории "все основные даты" - 1 курс
    » Курсовая работа по "ПРОЕКТИРОВАНИЕ И РАСЧЁТ НАДЁЖНОСТИ ТИРИСТОРНОГО ПРЕОБРАЗОВАТЕЛЯ"
    » Основные законы химии
    » КУРСОВАЯ РАБОТА: Кадровые стратегии организации
    » Как правильно самому написать реферат
    » МЕХАНИЧЕСКИЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ И РЕЖИМЫ РАБОТЫ ТРЕХФАЗНЫХ АСИНХРОННЫХ ДВИГАТЕЛЕЙ
    » Исторические даты. История за 1 курс.
    » Курсовая работа по "Токарные и токарно-винторезные станки"
    » Химическая кинетика и равновесие.
    » Курсовой проект по надежности "НАДЕЖНОСТЬ СИСТЕМ АВТОМАТИЧЕСКОГО УПРАВЛЕНИЯ"
    » Шпоргалки по истории
    » ТСА Лекция. Технические средства систем автоматизации
    » Все уроки по английскому языку ( юниты unit )
    » Курсовой проект - Автоматизированный электропривод
    » Химия. Таблица кислот.
    » Конспект история техники. Весь констпект.

    .: Спонсоры проекта
    Контрольный саморегулирующийся кабель и резистивный недорого по скидке! пенопласт псб 35 komsnab.ru

    .: Архив
    Июль 2011 (1)
    Январь 2010 (1)
    Декабрь 2009 (1)
    Июль 2009 (45)
    Июнь 2009 (38)
    Май 2009 (41)
    Апрель 2009 (42)
    Март 2009 (40)
    Февраль 2009 (41)
    Январь 2009 (47)
    Декабрь 2008 (47)
    Ноябрь 2008 (48)
    Октябрь 2008 (42)
    Сентябрь 2008 (45)
    Август 2008 (45)
    Июль 2008 (44)
    Июнь 2008 (44)
    Май 2008 (48)
    Апрель 2008 (47)
    Март 2008 (47)
    Февраль 2008 (47)
    Январь 2008 (45)
    Декабрь 2007 (41)
    Ноябрь 2007 (51)
    Октябрь 2007 (47)
    Сентябрь 2007 (39)
    Август 2007 (49)
    Июль 2007 (44)
    Июнь 2007 (41)
    Май 2007 (42)
    Апрель 2007 (35)
    Март 2007 (37)
    Февраль 2007 (31)
  •  

    Поиск по сайту:

    Химическая кинетика и равновесие.
    Раздел: Материалы » Лекции и конспекты | 15 11 07 | Автор:Виталий | просмотров: 30302 | печать
     (голосов: 11)

    Химическая кинетика и равновесие.
    Хим кинетика – это учение о скорости хим р-ции и зависимости ее от различных факторов. Хим р-ции могут протекать в гомогенных и гетерогенных системах. Реакция называется гомогенной, если состоит из одной фазы (N2(г)+3H2(г)←→2NNH3(г) (все в-ва газообразные)). Гетерогенная состоит из двух и более фаз (Zn(тв)+HCl(ж)=ZnCl(ж)+H2(г)↑ - 3 фазы). Фаза – совокупность всех однородных частей системы, обладающих одинаковым хим составом и одинаковыми свойствами и отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела.
    Гомогенные р-ции идут во всем объеме, а гетерогенные только на поверхности фаз.

    Основные факторы, влияющие на скорость хим реакции
    Скорость р-ции V зависит от природы реагирующих вещ-в, их концентрации, внешних условий (t0 и P) и наличием в системе катализатора. В р-циях с участием газов скорость V р-ции сильно зависит от давления, т.к. с изменением давления изменяется концентрация. Для гетерогенных р-ций V существенно зависит от поверхности раздела фаз (дисперсности – степени измельчения твердой фазы). Скорость хим р-ции – V – за эту величину принимают изменение концетрации ∆С какого-либо из в-в, участвующих в р-ции в единицу времени ∆. Vср= ∆С/∆ (знак + для продуктов р-ции, т.к. в ходе р-ции их концентрация ↑; знак – для исходных в-в). Скорость р-ции величина всегда положительная. Vист=dC/d В химии концентрацию в-в обозначают СА, Св, где А, В – вещ-ва или [А], [В]. Vср=- ∆СА/∆ . Часто в лабораторных условиях определяют так называемую относительную скорость Vотн=1/, где  - время проходящее от начала реакции до видимых изменений, происходящих в системе (изменение цвета, образование осадка, выделение газа).

    Зависимость скорости р-ции от кон-ции. Закон действующих масс (ЗДМ).
    * aA+bB=cC+dD
    При постоянной температуре скорость хим р-ции прямо пропорциональна произведению концентрации хим реагирующих в-в, взятых в степенях равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении р-ции. Для р-ции * , где Аи В – исходные в-ва; C и D – продукты реакции; a-d – стехиометрические коэффициенты.
    Математическое выражение ЗДМ: V=k[A]a•[B]b – кинетическое уравнение. Где V – скорость хим р-ции, [A] – концентрация в-ва А в моль/литр; к – коэффициент скорости р-ции – это скорость р-ции при концентрации равных 1 )физический смысл). К – индивидуальна для каждой р-ции зависит от температуры и присутствия катализатора, но не зависит от концентрации в-в.
    Если опытным путем определения кин. уравнение р-ции, то с его помощью можно вычислить скорость при других концентрациях. Выражение ЗДМ для гомогенных р-ций входит в значения концентрации всех реагирующих в-в, а для гетерогенных – концентрации в-в находящихся в газовой или жидкостной фазе. Концентрация в-в находящихся в твердой фазе является постоянной величиной и выходит в значение константы скорости. (см стр 39-40).

    Зависимость скорости от температуры.
    Эмпирическое правило Вант-Гоффа.
    Повышение температуры на 10 градусов увеличивает скорость гамогенных р-ций в 2-4 раза. VT2/VT1=KT2/KT1=n , где VT – скорость при температуре;  - температурный коэффициент р-ции (индивидуальный); n – степенная зависимость. n=∆T/10=(T2-T1)/10 (см стр 41)

    Химическое равновесие.
    Состояние реакционной хим системы, в которой не смотря на одновременное протекание прямой и обратной р-ции хим состав системы остается неизменным называется хим равновесием. Реакции, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении, назыв обратимыми (←→). Условием равновесия явл-ся равенство скоростей реакции прямой и обратной aA+bB←→cC+dD , где → Vпр, ← Vобр.
    Любая равновесная система характеризуется константой равновесия Кравн=Кпр/Кобр , где Кпр – константа скорости прямой р-ции и т.п. Константы равновесия зависят от температуры и не зависят от концентрации исходных в-в и катализатора.
    Из уравнений Vпр=Кпр[A]a[B]b и Vобр=Кобр[C]c[D]d следует Кравн=Кпр/Кобр=[C]c[D]d/[A]a[B]b, (где […] – C – молярная концентрация – число молей в литре) показыв-т в какую сторону смещено равновесие.
    Для гетерогенных р-ций выражение константы равновесия входят концентрации только тех в-в, которые находятся в газообразной или жидкой фазе. (см стр 42-44).
    На хим равновесие влияют те же факторы, что и на скорость р-ции: С – концентрация, Т, Р – давление и (kt – наличие катализатора).
    Правила смещения хим равновесия или принцип Ле Шателье
    Состояние хим равновесия является наиболее устойчивым состоянием системы при заданных условиях (С, Р, Т) и остается неизменным до тех пор, пока сохраняются неизменными условия при которых данное равновесие установилось. При воздействии из вне (изменение С, Р, Т) система выходит из состояния равновесия. При возврате в начальные условия устанавливается.
    Динамический характер хим равновесия позволяет смещать его в нужном направлении с помощью воздействия из вне. Направление такого смещения можно предусмотреть, пользуясь принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия подействовать из вне, изменяя условия определяющие положение равновесия ( изм-е t0, Р, добавить или вывести из системы некоторое кол-во в-в), то равновесие смещается, т.о., чтобы ослабить влияние внешнего воздействия. N2+3H3←→→2NH3 (→ обозначение смещения). Влияние температуры: повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической р-ции, понижение – в сторону экзотермической. N2+3H2←→2NH3+Q. t↑ ←, t↓ →. Влияние концентрации С: при увеличении С какого-либо из в-в, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого в-ва, пр уменьшении – в сторону образования в-в-ва. (N2+3H2←→2NH3+Q при уменьшении NH3 равновесие смещается в право, при добавлении N или H, также). Влияние давления: при повышении давления путем сжатия равновесия смещается в сторону уменьшения числа молекул газов. (N2+3H2←→2NH3, при Р↑ →, при Р↓ ←, т.к. слева 4 моля (1+3), а слева 2). Катализ – изменение скорости хим р-ции в присутствии некоторых в-в, называемых катализатором (kt), которые влияют на скорость р-ции не расходятся. Их роль сводится к понижению энергии активации.
    Принято положительным называть катализ, приводящий к увеличению скорости р-ции, отрицательным – к уменьшению скорости р-ции. Замедление р-ции осуществляется при помощи отрицательных kt – ингибиторов (органических в-в) (используется в ядерных коррозиях). Если kt и взаимодействующие в-ва образуют одно фазовую систему, катализ называется гомогенным. Если kt образует самостоятельную фазу, катализ называется гетерогенным и хим р-ция протекает на поверхности. Действие kt, как правило специфично, одно и тоже в-во может быть хорошим kt-ром для одной р-ции, но практически не влияет на другую р-цию.
    Ускорение хим р-ции в присутствии катализатора происходит потому что kt изменяет механизм р-ции, и она протекает через стадии, каждая из которых характеризуется более низкой энергией активации ЕА.

    Растворы
    Раствор - гомогенная система переменного состава, состоящая из двух и более числа компонентов.
    Компонентом называют составную часть системы, однородную по составу и свойствам, которую можно выделить из системы и которая может находиться в не системы длительное время (пример: NaCl в H2O – двух компонентная система).
    Способы выражения концентрации в растворе
    Концентрация раствора – количество растворенного в-ва, содержащегося в определенной массе или объеме раствора (или растворителя). Концентрация, одна из главных характеристик любого раствора (Росм – осмотическое давление, t0 замерзания и кипения, давления пара над раствором, электропроводность раствора).
    В химии употребляют разные способы выражения концентрации С в растворе в-ва. Выбор способа выражения С определяется конкретной задачей и выбирается таким образом, чтобы характеристики раствора (Р, Росм, t кип и замерзания) и С раствора были связаны простым зависимостями (пример: ∆tкип=КэСm). Рассмотрим 6 наиболее часто употребляемых :
    1) Процентная концентрация (%С) – показывает, какую часть масса растворенного в-ва составляет от массы раствора. %С=(m1/m2)*100%, где m1 – масса растворенного в-ва, m2 – масса раствора.
    2) Малярная к-ция См или М – показывает сколько молей растворенного в-ва содержится в одном литре раствора (0,1 – децималярный раствор, 0,01 – санти, 0,001 – мили).
    3) Нормальная к-ция Сн или Н – показывает, сколько грамм эквивалента в литре раствора (г-экв/л)
    Эк-ты=Мк-ты/n, (n – кол-во водорода Н)
    Эсоли=Мсоли/(mn), (m - валентность Ме, n – его количество)
    Эгидр=Мгидр/n, (n – кол-во ОН)
    Сн=((m1/Э1)*1000)/V г-экв/л
    1н-однонормальный (1 г-экв/л)
    0,1 децинормальный раствор (0,1 г-экв/л), (см стр 51).
    4) Молярная концентрация Сm или m – показывает сколько молей растворенного в-ва в 1000 граммах растворителя.
    Молярная доля (N) – показывает какую часть (долю) составляет число грамм/молекул (молей) в-ва растворенного (или растворителя) от общего кол-ва грамм/молекул в растворе.
    N1=n1/(n1+n2) и N2=n2/(n1+n2) N1+N2=1, где n1 – число молей растворенного в-ва, n2 – число молей растворителя.
    %С=m1*100%/(m1+m2), где (m1+m2)-m раствора
    5) Титр Т – показывает сколько граммов растворенного в-ва содержится в 1см3 раствора (т.е. в 1 мл) =m/v, где  - плотность раствора (справочная величина).
    6)

    Свойства растворов не электролитов
    Растворы могут быть электролитами и не электролитами. Электролиты – в-ва, растворы или расплавы которых проводят л ток (оксиды, гидроксиды кислот и соли), т.е. происходит распад молекул на йоны. Кроме электропроводности растворы Эл и не Эл отличаются по целому ряду свойств, в основе большинства которых лежат закономерности, связанные с изменением давления пара растворителя над раствором: давление пара растворителя над раствором … не летучего в-ва в растворителе всегда ниже давления пара над чистым растворителем.
    Закон Рауля: относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного в-ва (p0-p)/p0=N (1), где р0 – давление пара над чистым растворителем, р – давление пара над раствором. N=n1/(n1+n2) (2), где n1 – число молей растворенного в-ва, n2 – число молей растворителя. Закон Рауля имеет ряд следствий к повышению температуры кипения раствора и понижению температуры замерзания (кристаллизации) раствора по отношению к чистому растворителю, а также к осмотическому давлению.
    1) ∆tкип=Кэ*Сm=Кэ(m1*1000)/(M2*m2), (3) где Кэ – эбулиоскопическая постоянная растворителя (справочная величина).
    2) ∆tкрист=Кк*Сm=Кк(m1*1000)/(M2*m2), (4) где Кк – криоскопическая константа раствора (справоч)
    Cm==Кэ(m1*1000)/(M2*m2) (5)
    Следствие 2: понижение температуры кристаллизации раствора прямо пропорционально молярной концентрации.
    ∆tкип=tкип(р-ля)-tкип(р-ля)
    ∆tзам=tзам(р-ля)-tзам(р-ля)
    ∆tкрис=tкрис(р-ля)-tкрист(р-ля)

    Осмотическое давление разбавленных растворов не электролитов не Эл.
    Закон Вант-Гоффа
    Зависимость осмотического давления от концентрации растворенного не Эл в растворе выражается основным законом Вант-Гоффа: Росм=СмRT (6), где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль).
    Осмотическое давление прямо пропорционально молярной концентрации: Росм=nRT/V=(m1/(M*V))RT (7), где m1/(M*V)=См; n – число молей растворенного в-ва, V – объем раствора [м3]; T – температура в Кельвинах.
    Закон Рауля, следствие и закон Вант-Гоффа имеют применение в области достаточно разбавленных растворов. Эти закономерности используются для определения массы не Эл.

    Растворы электролитов.
    Не Эл Эл
    ∆p/p=N ∆p/p=iN
    ∆tкип=КэСm ∆tкип=iКэСm
    ∆tкр=КкСm ∆tкр=iКкСm
    Росм=RTCm Росм=i
    где i – изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа
    В случае электролитов изменения всех свойств оказывается более значительными, чем это предусмотрено законом Рауля и Вант-Гоффа, i – показывает во сколько раз величина осмотического давления Р'осм, повышения температуры ∆t'кип (↓∆t'кр), а также понижение давления пара растворителя, для раствора Эл, найденные опытным путем, больше соответствующих значений (Росм, ∆tкип, ∆tкр и ∆р) для растворов не Эл при той же молярной или моляльной концентрации. i=Р'осм/Росм=∆t'кип/∆tкип=∆t'кр/∆tкр=∆р'/∆р, где '-относится к растворам электролитов.
    Сопоставление свойств растворов Эл и не Эл привело Аррениуса к созданию теории электролитической диссоциации, в соответствии с которой молекулы электорлитов в растворе способны распадаться на ионы, благодаря чему увеличивается концентрация растворенных частиц, отсюда i=(общее чилсо растворенных частиц в растворе (молекулы и ионы))/общее число молекул растворенного в-ва). Для Эл коэффициент i>1 всегда, для не Эл i=1.
    Связь i с £(альфа) и n: £=(i-1)/(n-1), где £ - степень диссоциации, показывает какая часть молекул распалась на ионы (от общего числа), n – число ионов, образуемых одной молекулой электролита. NaCl=Na++Cl- n=2; Al2(SO4)3=2Al3++3SO42- n=5; H2SO4=2H++SO42- n=3.
    Исходя из этой формулы можно найти i, а £ - справочная величина.
    Электролиты принято длить на сильные и слабые: сильные – все молекулы которых распадаются на ионы; слабые – у которых только часть молекул распадается на ионы. К сильным относятся растворы сильных кислот (HCl, H2SO4, HNO3, HMnO4,HClO4), сильных гидроксидов (KOH, NaOH, Ba(OH)2), все растворимые соли. Большинство остальных известных кислот и оснований не органических, так и особо органических являются слабыми электролитами. Распад молекул слабых электролитов на ионы происходит под действием молекул растворителя (н-р: воды) КА+(x+y)H2O←→K+(H2O)x+A-(H2O)y (1), где К – катион, А – анион. КА←→К++А- - для простоты (1').
    Для количественной характеристики диссоциации используют 2 величины: £ и Кдис. £=(N/n)*100%, где N – число молекул, распавшихся на ионы, n – общее число молекул электролита.
    Для сильных Эл N→n, следовательно £→1
    Для слабых Эл N→0, следовательно £→0
    0<£<1 или в процентах 0<£<100% (н-р: £CH3COOH=1,32% или £CH3COOH=0,0132). £ зависит от концентрации (С) Эл в растворе, от величины диэлектрической постоянной растворителя (в соответствии с законом Кулона) и от температуры. С увеличением температуры £↑ и уменьшается с возрастанием концентрации. Кдис – константа диссоциации. Для уравнения 1' Кравн=Кдис=([К+][А-])/[КА] (2) (см стр 62).
    Между Кдис и степенью диссоциации существует зависимость: Кдис=(£2С)/(1-£) (3)
    Для сильных Эл (£→0) Кдис=£2С (3')
    Из 3' следует, что при £↑ С↓ и наоборот. Значения £ и Кдис в справочниках. Уравнения 3 и 3' можно получить подстановкой значения концентрации ионов в ур-е 2: [К+]=[А-]=£С и [КА]=С-£С=С(1-£).

    Молекулярные и молекулярно-ионные уравнения ионообменных реакций
    Диссоциация воды. Ионное произведение воды (Кв)=ИПH2O. Водородный показатель рН. Гидролиз солей. Произведение растворимости.
    Н2О – слабый электролит
    Н2О←→Н++ОН- (1)
    Н++Н2О←→Н3О+ (2)
    2Н2О←→Н3О++ОН- (3)
    ∆Н=57,3 КДж – эндотермический процесс.
    Для простоты работы используется уравнение 1 Кр=([Н+][ОН-])/[Н2О] (4)*Н2О
    Кравн[Н2О] или Кв=Кд[Н2О]=[Н+][ОН-]-Кв-ИПН2О (5)
    Концентрацию воды можно считать постоянной величиной, т.к. диссоциированна лишь ничтожно малая доля молекул.
    £Н2О22градусах=1,80*10-9, т.е. из 555 000 000 молекул, только одна распадается на ионы.
    [Н2О]=1000/18=55,5 моль/л, где 1000 – количество грамм в литре, 18 – молекулярный вес воды. Следовательно при температуре 220 [Н+]=[ОН-]=£МН2О=55,5*1,8*10-9=1,00*10-7 г-ион/литр.
    Кв22градусах=1*10-14=[Н+][НО-] (6)
    Кв – зависит от температуры (с ↑ температуры Кв↓, т.к. диссоциации (3) – эндотермическая. Уравнение (6) позволяет вычислить концентрации ионов ОН-, если известно Н+ и наоборот. [ОН-]=10-14/[Н+]; [Н+]=10-14/[ОН-] (6').
    Из уравнения 6 следует, что в любом водном растворе произведение [Н+] и [ОН-]=1,0*10-14. На практике из выражения (6') следует, что для характеристики как кислых, так и для щелочных растворов достаточно указать только [Н+]. Т.к. [Н+] выражается числом 10 в отрицательной степени, то удобнее пользоваться –lgCH+ или –lg[H+].
    pH=-lgCH+=-lg[H+] pH+pOH=14 pOH=-lg[OH-]
    В чистой воде (диссицилированная) [Н+]=[ОН]=10-7 г-моль/литр рНН2О(чистой)=-lg[H+]=-lg10-7=7 – нейтральная среда (при температуре 22-250С).
    В кислой среде, где [Н+] больше чем в чистой воде 10-7 г-моль/литр рН7.
    Зная рН [Н+]=10-рН; [ОН-]=10-(14-рН).
    (см стр 65-67).


      Скачать полную версию - khimicheskaja-kinetika-i-ravnovesie.zip [19.21 Kb] (cкачиваний: 211)



    Информация
    Посетители, находящиеся в группе Гости, не могут оставлять комментарии в данной новости.


    Неофициальный сайт "Санкт-Петербургский институт машиностроения"
    Связь с администрацией
    Карта сайта
    Все права защищены 2007-2008 ©