- •Содержание
- •Введение
- •1 Основные понятия и законы химии
- •1.1 Основные понятия химии
- •1.2 Основные законы химии
- •2 Основные классы неорганических соединений
- •2.1 Простые вещества
- •2.2 Сложные вещества
- •3 Растворы
- •3.1 Общие свойства растворов
- •3.1.2 Способы выражения состава растворов
- •3.1.3 Физико-химические процессы образования растворов
- •3.1.4 Экстракция
- •3.2 Растворы неэлектролитов
- •3.2.1 Законы Рауля
- •3.2.2 Осмос
- •3.3 Растворы электролитов
- •3.3.1 Электролитическая диссоциация
- •3.3.2 Сильные и слабые электролиты
- •3.4 PH водных растворов
- •4 Ионно-обменные реакции
- •4.1 Необратимые ионно-обменные реакции
- •4.2 Обратимые ионно-обменные реакции
- •5 Гидролиз солей
- •5.1 Различные случаи гидролиза
- •2) Гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой
- •3) Гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой
- •5.2 Константа гидролиза
- •5.3 Смещение равновесия при гидролизе
- •6. Окислительно-восстановительные реакции
- •6.1 Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •6.2 Прогнозирование окислительно-восстановительных свойств веществ по степеням окисления элементов
- •6.3 Основные типы окислительно-восстановительных реакций
- •6.4 Взаимодействие металлов с водой, кислотами и щелочами
- •7 Гальванические элементы
- •7.1 Принцип работы гальванического элемента
- •7.2 Водородный электрод сравнения. Электрохимический ряд
- •8 Электролиз
- •8.1 Электролиз расплавов
- •8.2 Электролиз водных растворов
- •8.3 Количественные расчёты в электролизе
- •8.4 Химические источники электрической энергии
- •9 Коррозия металлов
- •9.1 Виды и типы коррозии
- •9.2 Способы защиты металлов от коррозии
- •9.2.1 Изолирование металлов от внешней среды
- •9.2.2 Изменение состава коррозионной среды
- •9.2.3 Рациональное конструирование
- •9.2.4 Электрохимические способы защиты от коррозии
- •10 Термодинамика
- •10.1 Внутренняя энергия и энтальпия. Закон Гесса
- •Или через промежуточный продукт (со) в две реакции:
- •10.2 Энтропия
- •10.3 Энергия Гиббса
- •11 Химическая кинетика Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.
- •11.1 Скорость реакции
- •Основные факторы, влияющие на скорость реакции:
- •Число частиц с энергией большей, чем Еа равно заштрихованной площади.
- •12.1.2 Модель атома по Бору
- •12.2 Современные представления о строении атома
- •13 Периодический закон и периодическая таблица д.И. Менделеева
- •14 Химическая связь и строение молекул
- •14.1 Химическая связь
- •14.1.1 Квантово-механическое описание модели молекулы водорода
- •14.1.2 Основные характеристики химической связи
- •Валентный угол–это угол между двумя химическими связями.Он отражает геометрию молекулы.
- •14.1.3 Типы химических связей Ковалентная связь –это связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары.
- •14.2 Состав и строение молекул
- •15 Типы кристаллических решеток
- •16.1 Общая характеристика s-элементов первой и второй групп
- •16.2 Свойства воды
- •16.2.1 Строение молекулы воды
- •16.2.2 Физические свойства воды
- •16.2.3 Химические свойства воды
- •16.3 Жесткость воды
- •18 Комплексные соединения
- •18.1 Состав комплексных соединений
- •18.2 Реакции с участием комплексных соединений
- •19.8.1 Элементы триады железа
- •19.8.2 Платиновые металлы
- •20 Органические соединения
- •20.1 Углеводороды
- •20.2 Кислородсодержащие соединения
- •20.3 Амины и аминокислоты
- •21 Полимеры
- •21.1 Классификации полимеров
- •21.2 Полимеризационные полимеры
- •21.3 Поликонденсационные полимеры
- •21.4 Структура и состояние полимеров
- •22 Рабочие вещества низкотемпературной техники
- •22.2 Хладагенты органического происхождения
- •Список использованных источников
11 Химическая кинетика Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций.
11.1 Скорость реакции
V = ±DС/Dt. (11.1) |
|
Скорость химической реакции – это изменение концентраций (DC) реагирующих веществ за единицу времени (t):
Знак «+» ставится, если скорость определяется по образующемуся продукту, а знак «–» – по расходу исходного вещества.
В зависимости от количества фаз все системы и протекающие в них реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.
Система – тело или группа тел, мысленно обособленных от окружающей
среды.
Фаза – часть системы отделенная от других фаз поверхностью раздела.
Гомогенные реакции протекают в одной фазе. Например, реакция Cl2(г) + H2(г) = 2HCl(г) является гомогенной, так как все вещества находятся в газообразном состоянии.
Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела фаз. Примером гетерогенной реакции может служить реакция горения угля, протекающая на границе уголь – кислород (система, состоящая из двух фаз)
С(к) + О2(г) = СО2(г).
Основные факторы, влияющие на скорость реакции:
1) Природа реагирующих веществ.
Вещества с ионными связями (электролиты) реагируют практически мгновенно, а с ковалентными связями (органические соединения) медленно.
2) Концентрация реагирующих веществ.
3) Температура реакции.
4) Наличие веществ ускоряющих или замедляющих реакцию.
Рассмотрим влияние концентрации. С увеличением концентрации скорость реакции возрастает, так как чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ. Количественно эта зависимость определяется законом действующих масс.
V = k[А]m[В]n. |
(11.2) |
Для гомогенной реакции mА + nВ = С уравнение имеет вид:
Входящая в уравнение константа скорости (k) – это скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ равных единице.
Примеры
Записать выражение закона действующих масс для следующих реакций:
1) H2(г) + I2(г) = 2НI (г);
2) 2C(к) + O2(г) = 2CO(г).
Решение
1) Данная система является гомогенной, поэтому в формулу будут входить концентрации всех компонентов: V = k[H2][I2].
2) Данная система является гетерогенной, поэтому в формулу будут входить только концентрация газообразного вещества: V = k[О2]. Скорость реакции не зависит от количества взятого углерода, а от поверхности его соприкосновения с кислородом. В случае измельчения угля скорость реакции будет возрастать
Рассмотрим влияние температуры на скорость химической реакции
Правило Вант-Гоффа – при повышении температуры на каждые десять градусов скорость гомогенных химических реакций возрастает в 2÷4 раза. Для каждой реакции можно применять так называемый температурный коэффициент γ, который показывает, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10 0С. Зная температурный коэффициент, можно рассчитать изменение скорости реакции при увеличении температуры от Т1 до Т2 по формуле
= γ (Т2–Т1) /10, |
(11.3) |
где VТ2 и VТ1 – скорости реакции при температурах Т2 и Т1;
γ – температурный коэффициент скорости данной реакции.
Например, если γ = 2, то при увеличении температуры на 100 градусов скорость реакции должна увеличиться в 210 = 1024 раза.
Причина влияния температуры на скорость реакции заключается в том,
что реагируют не все частицы, а только частицы, обладающие достаточной для реакции энергией. При повышении температуры реакционной смеси доля таких частиц возрастает. Распределение частиц по значениям энергии в зависимости от температуры приведено на рисунке 11.1.
Рисунок 11.1 – Распределение частиц по значениям кинетической энергии при различных температурах,
где Т1 и Т2 значения температур, при этом Т1< Т2;
Е'1 и Е'2 – наиболее вероятные значения энергии частиц при температурах соответственно Т1 и Т2;
Еа – минимальная энергия частиц, необходимая для протекания реакции. Общее число частиц в системе (N) равно площади под кривой.