Шпаргалка по «Неорганической химии»

7. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Температурный коэффициент. Закон Вант-Гоффа. Теория активации.

 

При повышении температуры на каждые 10º К скорость химической реакции увеличивается от 2х до 4х раз

Закон Вант-Гоффа:

 

νT2 = (νT1) * y(T2-T1)/10

 

y – температурный коэффициент скорости реакции

 

Смысл энергии активации и причины зависимости скорости химической реакции от температуры объясняют теория активных столкновения реагирующих частиц и теория активированного комплекса

Согласно теорииактивных столкновений с повышением температуры увеличивается число столкновений активных (возбужденных молекул). Активные молекулы обладают избыточной энергией, необходимой и достаточной для того, чтобы их столкновение привело к химической реакции. Это и есть энергия активации.

 

 

8. Явление катализа. Катализаторы, принцип действия. Теория переходного состояния и образования активированных комплексов. Биокатализаторы.

Эффективный способ повышения скорости реакции основан на применении катализаторов.

Катализаторами называются вещества, которые увеличивают скорость химической реакции, но сами при этом не изменяются. Катализом называется процесс ускорения реакции с помощью катализаторов. Вещества, замедляющие реакцию, называются ингибиторами, а процесс замедления реакции – ингибированием.

 

Механизмы действия катализатора весьма многообразны. Катализаторы могут образовывать промежуточные продукты с реагентами, а по окончании всех стадий реакции такие катализаторы полностью возвращаются в исходную форму.

 

Так в гомогенной реакции

А + В → АВ

могут протекать следующие стадии с участием катализатора K:

1) А+К → АК

2) АК + В → АВ + К

 

Большинство биохимических превращений в организме животного являются каталитическими (ферментативными). По химической природе ферменты являются белками. Два фундаментальных свойства  присущи биологическим катализаторам – специфичность катализа и способность ускорять реакцию.

 

 

9. Химическое равновесие с точки зрения термодинамики. Константа равновесия.

Состояние реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Химические реакции могут быть обратимыми и необратимыми.

Величина K, равная отношению констант скоростей прямой k1 и обратимой k2 реакции, называется константой равновесия химической реакции:

K = k1/k2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

10. Смещение химического равновесия. Принцип Jle Шателье.

Смещение равновесия подчиняется принципу Jle Шателье.

Если на химическую систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении, уменьшающем оказанное воздействие.

Внешние факторы:

- температура  (при повышении  химическое равновесие смещается  в направление эндотермической  реакции, при понижении – экзотермической  реакции)

- давление (повышение сдвигает  равновесие в сторону образования  веществ, обладающих меньшим объемом)

- концентрация  (при увеличении  концентрации одного из исходных  веществ равновесие сдвигается  в направлении образования продуктов  реакции, а при увеличении концентрации  одного из продуктов реакции  равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ)

 

 

 

 

 

11. Агрегатные состояния. Растворы: Понятие, теория. Растворы насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные.

Состояние одного и того же вещества, переходы между которыми сопровождаются скачкообразными изменениями объема и физических свойств вещества, называются агрегатными.

Агрегатные состояния вещества – состояния одного и того же вещества в различных интервалах температур и давлений.

Вещества могут существовать в:

- твердом

- жидком

- газообразном

- иногда еще в плазменном состояниях.

 

Растворами называются многокомпонентные гомогенные системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия. Растворы могут быть:

- твердыми

- жидкими

- газовыми

 

Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает.

Образование раствора зависит от характера и интенсивности взаимодействия частиц разных веществ.

 

По содержанию растворенного вещества раствор разделяют на:

- насыщенный – раствор, находящийся в динамическом равновесии с избытком растворяемого твердого вещества

- ненасыщенный – раствор, содержание растворенного вещества в котором ниже растворимости этого вещества при данных условиях. Такие растворы стабильнее насыщенных, могут иметь различные концентрации, меньшие, чем растворимость.

- пересыщенный – раствор, в котором концентрация растворенного вещества выше, чем концентрация данного вещества в насыщенном растворе при тех же условиях

 

 

 

 

12. Способы выражения концентрации растворов.

Концентрацией называют отношение количества растворенного вещества или его массы к объему раствора

Соответственно концентрацию выражают в моль/л – молярная концентрация или в г/л – массовая концентрация

Наиболее употребимы следующие способы выражения состава растворов:

1. Молярная концентрация (выражают в моль/л)

м(В)

с(В) = ––––––– 1000

М(В) V

 

м (В) – масса растворенного вещества В, г

М (В) – молярная масса вещества В, г/моль

V – объем раствора, мл

1000 – коэффициент перевода миллилитров  в литры

 

2. Молярная концентрация эквивалента – отношение количества вещества эквивалента (в молях), содержащегося в растворе, к объему этого раствора.

 

3. Моляльная концентрация (выражается в г/мл) – отношение количества растворенного вещества В (в молях) к массе м (в кг) растворителя Y,

 

m(B)

b(B) = –––––––––

M(B) m(Y)

 

 

 

 

13. Осмос. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса в биологических явлениях.

Процесс односторонней диффузии (самопроизвольный переход вещества) растворителя в раствор называется осмосом. Результатом осмоса является выравнивание концентрации растворенного вещества.

 

Противодавление, которое препятствует диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку в раствор, называется осмотическим давлением.

 

Для разбавленных растворов неэлектролитов зависимость осмотического давления от его молярной концентрации выражается уравнением Вант-Гоффа:

 

росм = CМ * R * T

 

CМ – концентрация неэлектролита

T – температура, К

R = 8,31 Дж/(моль*К) – газовая постоянная

 

 

Явление осмоса широко распространено в живой природе. Стенки растительных клеток и клеток живых организмов представляются собой полупроницаемые мембраны, через которые свободно проходят молекулы воды в клетки (и другие структуры) и почти полностью задерживаются вещества, растворенные в клеточном соке. Поэтом осмос является причиной сжатия клеток и тургора – напряженного состояния клеток, тканей и органов вследствие давления содержимого клеток на их эластичные оболочки и обратного давления оболочек на содержимое. Давление тургора у животных достигает 50-100 кПа, у растений – в 10 раз больше.

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Если осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим,  если ниже внутриклеточного - гипотоническим.

 

 

14. Давление пара растворителя над раствором. Закон Рауля.

Известно, что если стакан с водой не закрыть, то вся вода постепенно испариться. Если стакан закрыт крышкой, то над поверхностью воды образуется насыщенный пар. Его давление – это давление насыщенного пара над чистым растворителем p0

 

1883г

Закон Рауля:

При постоянной температуре относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества N

(p0 – p)/p0 = N

 

Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называются идеальными.

 

15. Кипение  и замерзание растворов.

Присутствие растворëнного вещества повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания растворителя, и тем сильнее, чем концентрированнее раствор. В большинстве случаев из раствора кристаллизуется из раствора (при замерзании) или выкипает (при кипении) только растворитель, вследствие чего концентрация раствора в ходе его замерзания или кипения возрастает. Это в свою очередь приводит к ещë большему повышению температуры кипения и снижению температуры кристаллизации. Таким образом, раствор кристаллизуется и кипит не при определëнной температуре, а в некотором температурном интервале. Температуру начала кристаллизации и начала кипения данного раствора называют его температурой кристаллизации и температурой кипения.

Разность между температурами кипения раствора (tк) и чистого растворителя (tок) называют повышением температуры кипения раствора (Δtк). Разность между температурами замерзания чистого растворителя (tОЗ) раствора (tЗ) называют понижением температуры замерзания раствора (ΔtЗ).

Растворы кипят при более высоких температурах, чем растворитель, а замерзают при более низкой.

Δtк = tк – tок;       ΔtЗ = tОЗ – tЗ.

Растворы кипят при более высоких температурах, чем растворитель, а замерзают при более низкой.

Δtк=tкр-tк=Е*Сm   Е-эбулиоскопическая постоянная р-ля

Δtз=tз-tзр=Кз*Сm  К-криоскопическая постоянная р-ля

 

 

16. Отклонение поведения  растворов электролитов от неэлектролитов . Изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы

Смысл параметра ясен из определения каждого из коллигативных параметров: они зависят от концентрации в растворе частиц растворённого вещества. Неэлектролиты в растворе не диссоциируют, стало быть, каждая молекула неэлектролита образует в растворе лишь одну частицу.

17-18.Диссоциация слабых  электролитов – обратимый процесс.

Константа диссоциации – константа равновесия по отношению к процессу электролитической диссоциации

Связь константы диссоциации и степени диссоциации

Исходя из определения степени диссоциации, для электролита КА в реакции диссоциации [A−] = [K+] = α·c, [KA] = c — α·c = c·(1 — α), где α — степени диссоциации электролита.

Тогда:

,

Это выражение называют законом разбавления Оствальда. При очень малых α (α<<1) K=cα² и

 

таким образом, при увеличении концентрации электролита степень диссоциации уменьшается, при уменьшении — возрастает.

 

17. Слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа  диссоциации.

Слабые электролиты - электролиты, степень электролитической диссоциации которых в растворах значительно меньше единицы и сильно меняется с изменением концентрации раствора.  

Константа диссоциации кислоты (Ka) — константа равновесия реакции диссоциации кислоты на ион водорода и анион кислотного остатка. Для многоосновных кислот, диссоциация которых проходит в несколько стадий, оперируют отдельными константами для разных стадий диссоциации, обозначая их как Ka1, Ka2 и т. д.

Степень диссоциации — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворившихся молекул.

 

18.Зависимость степени  диссоциации слабого электролита  от концентрации раствора. Закон  разбавления  Оствальда.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

 

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

 

где α — степень диссоциации.