Кинетика химической реакции

Строение Атома

-Частицы (корпускулы) - обладают массой, энергией, зарядом и свойствами волны т.к. в пространстве перемещается с опр. Длиной волны ʎ=h/(mv) -Принцип неопределенности Гейзенгера – невозможно определить абсолютно точно координату нахождения эл. В атоме и его энергию в любой момент времени. Можно определить только одно из свойств. -Атомная Орбиталь – область пространства вокруг ядра в которой находится эл. Устанавливается в точности до 95% . -Электроны движущиеся в орбиталях близкого размера образуют энерг. Уровни. -Главное квантовое число «n»- описывает энер. Электрона находящегося на опр. Эн. Уровне. n=1,2,3,4…. E=±h*v (+c с ближнего на дальний поглощает эн. И наоборот)-Орбитальное квантовое число «l» -описывает энергию подуровней. L=0(s), 1(p), 2(d), 3(f)…(n-1) -Магнитное квантовое число «ml» -описывает пространственное расположение эл. От +l…0…-l -Спиновое квантовое число –описывает момент вращение электрона вокруг своей оси.-Запись распределения электронов по уровням, подуровням и т.д – электронная формула.-Правило Паули –в атоме не может быть 2 электронов с одинаковыми квантовыми числами. Разные только спины.-Правило Кличковского -Ув. Энергии и заполнение АО происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n+l) при одинаковой сумме вперед заполняется тот подуровень у которого меньше главное квантовое число (n).-Правило Хунда –размещ. Эл. По АО на подуровне должно соответствовать макс. Значению суммарного спина всех эл. Этого подуровня.

Химическая Связь

-Внешний эн.уровень – от1 до 8 эл. Атомы благородных газов ( 8 группа главная подгруппа) имеют завершенные группы. -Силы обеспечивающие связь между атомами – химическая связь. -Колич. Характер. Хим.связи: Энергия связи, длина связи.-Ковалентная связь – между атомами не металлов. –Метод Валентных связей 1. Два электрона с противоположными спинами . общая электронная пара. 2.Образовыввается в направлении обеспечивающее наибольшее перекрытие эл. Облаков. 3. Тем прочнее чем плотнее перекрываются эл.облака. Не Полярная – между атомами одинаковых элементов. Полярная – из атомов разных элементов, эл. Облако смещается к атому с большей эл.отриц.( способность притягивать общую эл.пару) один атом + другой -. Образованная молекула –диполь- электро нейтральная система в котором центры + и - зарядов находятся на опр. раст. друг от друга. Способ образования : Обменный (каждый предоставляет не парный эл.) Донорно-акцепторный ( донор –эл пару, акцептор – свободную орбиталь). Свойства ков.связи :1.Насыщаемость (способ. Атомов образовать опр. Число ков.св.) 2.Направленность – опр. Пространственную структуру молекул и геом.форму.) 3.Поляризуемость (опр. Реакционную способность молекул по отношению к поляр. Реагентам.) -Ионная связь – возн. В результате электростат. Притяжения противополож. Заряж.ионов- придельный случай пол.ков.связи атомов с сильно отличающейся эл.отриц. Образуется между атомами типичных мет. И не мет. Степень ионности i=l/d (l-длина диполя d-длина связи). Главное отличие от ков. Связи не направл и не насыщ.-Мет-мет имеют кристал. решетку в узлах которой закреплены катионы металлов, между которыми довольно свободно перемещ. Общие для них электроны.-Молекулярные взаимодействия.1.Вандервальсовые силы. 1.Диполь (между полярными молекулами , диполи размещаются друг к другу разноимёнными полюсами) 2.Индукционное (между индуцированными диполями, причина взаимополяризация атомов). 3.Дисперсионные(взаимодействие микродиполей образ. За счет мгновенных смещений + и – заряж зарядов в молекулах при движении электронов). 2. Водородная связь – физ.хим. связь между водородом одной молекулы и ЭО элементом другой молекулы. Отстутсвие эле.оболочек. значительное сдвигом эл.пары к атому с выс.ЭО.-Вадентость- число хим. Связей которое может образовать элемент. Опр кол-вом неспаренных эл на внешнем уровне. Возбужение – разеденение спар эл и переход на другую орбиталь другого подуровня в приделах уровня. Гибридизация: S+P/SP/2 лин. S+P+P/SP2/3 плос.тетраэдр, S+P+P+P/SP3/4 тетраэдр.

Класс неорганических соединений

1. Оксиды – слож.соед сост. Из двух атомов один из которых кислород . А. Основный – степень оисления (СО) +1,+2. Б. Амфотерный СО=+3,+4. (искл. Be. Zn. Pb, Sn) В.Кислотный СО=+4,+7. Амфотрерный оксиды образуют только кислоты. 2. Гидроксид – гидратное соединение оксида. Гидроксид оксидов: основоного-основание, кислотного- кислота, амфотерного – основание и кислота (амфолиты- получ. Не путем постредственного взаимодействия амф.оксида с водой) 3. Основание- состоит из атомов металлов и ОН группы.1.Растворимое (щелочь) и не растворимое. 2.Кислотность: по наличию OH группы. 4.Кислота-состоит из атомов водорода и кислотных остатков. По основности- по числу атомов водорода в кислоте. По наличию кислорода. 5. Соли- состоят из кислотных и основных остатков. Средние-кислотный остаток. Кислые – наличие водорода. Основные соли- наличие OH группы.

Основные законы и понятия

Моль-кол-во в-ва содержащего столько структурных единиц сколько сод. Атомомов в 12гр изотопа углерода. Молярная маса –Масса 1 моля вещества (г/моль). в 1 моле любого вещества содержится одинаковое число структурных единиц раное числу Авагадро= 6,02*10^23. Закон Авагадро –При нормальных условиях (P=10^5 Па Т=273К) 1 моль равен 22,4л. Зная массу какого либо объема газа(V0) можно расчитать его полекул.массу M=(m*Va)/V0. По относит.плотности газа если известна отн.пл одного газа к другому и молек.масса одного из газов. D=M1/M2. Уравнение Менделеева-Клайперона: M=mRT/PV.

Эквивалентом химического веществаназывается такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает его в хим. реакциях.Газовый закон Гей-Люссакапри постоянном давлении объем постоянной массы газа пропорционален абсолютной темп.V1/T1=V2/T2. Закон эквивалентов:по массам m1/m2=Mэ1/Мэ2, по объему m1/V2=Мэ1/Vэ2.

Термохимия

Изучает системы (совокупность взаимодействующих тел мысленно выделенная из окр.среды.) Параметры системы: давление, температура, концентрация, объем. Процес- изменение параметров системы. Системы: 1.Изолированные(не обмениваются массой и энергией с окр. Средой.) 2. Закрытые (Возможет обмен энергией с окр. Средой.) 3. Открытые(Возможет обмен как энергией так и массой с окр.средой). Реакции 1. +Q- экзотерм.(выделение) 2.-Q эндотерм.(поглощение). Компоненты системы –в-ва которые могут быть выделены в чистом виде и сохраняться длительное время. Формы энергии: Теплота- неупоряд. Работа –Упоряд. Форма. 1 Закон. На образование в-ва поглащается столько же кол-во теплоты сколько требуются на его разложение только с противоположным знаком.Закон Гесса – Тепл. Эффект не зависит от кол-ва стадий процесса а зависит только от начального и конечного значения теплотобр в-ва и агр. Стост. Следствие из закона Гесса-тепл.эф.хим. р-ции равен сумме теплот образования конечных продуктов за вычетом суммы теплот образования кон. Компонентов. aA+bB.dD+cC дQ= EдfQк-EдfQн. Энтальпия дН- энергосодержание системы.Q=-дH. дН=ЕƞQн-ЕƞQк. 2 закон термодинамики:1.не возможен переход теплоты от менее к более нагретому тело обратный процесс возможен. 2.Не возможет полный переход теплоты в работу, а переход работы в теплоту возможен. 3. Вечный двиг. 2 рода не возможен.

дS- энтропия – мера порядка и беспорядка в системе – показывает возможность самопроизвольного развития процесса.

Энергия Гипса- дG= дН-ТдS p=const. 3 закон термохимии Достижение абсолютного нуля не возможно. В идеальном кристале значение энтропии равно нулю.

Кинетика химической реакции

Кинетика изучает скорость и механизм протекания хим. Реакции. Скорость гомогенной реакции изменение кол-ва в-ва в ед.времени и объема реакционного пространства Vгом=дn/Vдt=±дс/дt. Скорость гетерогенной реакции изменение кол-ва вещества в ед. времени на единицу поверхности раздела фаз Vгет=дn/Sдt. Скорость зависит от: Природы реагирующих в-ств, от концетрации, от температуры, присутствие катализатора. ЗДМ- Vхр-прямо пропорциональнапроизведению концентрации реагирующих веществ в степенях равных их стехиометрическому коэф. (aA+bB=cC+dD ) Vхр=k*(A^a)*(B^b)

Закон Вант Гоффа –при увеличении температуры на каждые 10' скорость возрастает в 2-4 раза. V2/V1= ɣ^(дT/10). Уравнение Аррениуса-более точная зависимость Vхр от T с учетом природы реагирующих в-ств. Для образования продуктов, реагирующие атомы должны обладать энергией достаточной для преодоления расталкивания их эл. оболочек .энергия активации – это энергия выше средней которой должны обладать молекулы для протекания химической реакции , молекулы с еа – активные. K=Vхр=A*e^(Ea/RT) не какая реакция не протекает мгновенно, происходит образование промежуточного неустойчивого основание (активированный комплекс) Влияние катализаторов: (вещества ускоряющие или зам. Х.р.)используют для снижения эн. барьера. Катализ- явление изменение скорости под действием катализаторов. Хим. Реакция протекает в несколько стадий характеризующихся меньшей Ea. Свойства Катализаторов: не изменяют велечину теплового эффекта. Действует селективно(избират). Гомогенный и гетерогенный. Химическое равновесие: Принцип Ле-Шателье:если на систему находящейся в сост. Хим. Равнов. Оказывать какое либо внешнее воздействие (изменять Т,р,с) то равновесие смещается в сторону протекания той реакции которая ослабит оказанное воздействие. 1 При ув. T – в сторону эндотермической (-Q) 2.при ув P в сторону обр. меньшего кол-ва газ. (жид) в-ств. 3. При ув. Концентрации в сторону расхода этих веществ (из густо в пусто) Кс- константа хим.равновесия.-показывает во сколько раз скорость прямой больше обратной реакции. Kc=((C^c)*(D^d))/(A^a)*(B^b)зависит от T и от природы веществ

Растворы

Гомогенная система переменного состава сост. Из двух или более компонентов (растворитель-агрегатное состояние не изменяется, растворимое в-во) Классификация : 1. По агр.сост.: Тв, Жыд, Газ. 2.Тип растворителя: Водный, не водный. 3. По типу растворимого в-ва: Молекулярный, ионный. 4. По величине частиц в растворе: истинные, коллоидные, дисперсионные. 5.Концентрированные, насыщенные, ненасыщ., перенасыщ. 6. По характеру взаимодействия: идеальные, реальные. 7. По физ свойствам: Электролиты, не электролиты.Растворимость- способность данного в-ва растворяться в растворителе. Зависит от природы раст.в-ва, давления и темп. 1.Массовая доля - µ -число единиц массы 100 ед массы раствора. µ= mв-ва/mр-ра. 2.Молярная концентрация-См, М- кол-во молей в-ва в литре раствора. См=nв-ва/Vр-ра. 3. Моляльность – Сm- количество молей в-ва в кг раств-ля. Cm= nв-ва*1000/m р-ля. 4. Молярная концентрация Cн (нормальность)-(моль/л)- количество моль эквивалентов растворимого в-ва в литре р-ра. Cн=nэв-ва/Vр-ра, nэв-ва=mв-ва/Мэв-ва. 5. Мольная доля- Nв-ва(р-ля)= nв-ва(р-ля)/ nв-ва+nр-ля. 6.Титр «Т»-число граммов раст.в-ва в одном мл раствора.

Растворы не Электролитов

Закон Рауля-относительное понижение давления насыщ пара раствора, пропорционально мольной доле раств.в-ва (P0-P)/P0=Nв-ва(мольная доля)Следсвия: все чистые в-ва обладают опр темп. кипения и замерзания при растворении раст.в-ва эти показатели меняются. 1.Темп кип раствора выши темп кип чистого в-ва. дtкип=E*Сm 2.Темп кристализации раствора ниже чем у чистого р-ля. дtзам=K*Cm. Закон Вант-Гоффа-Если растворитель и раствор разделить полупроницаемой перегородкой способной пропускть только молекулы р-ля то начинается одностор. Проникновение молекул р-ля в раствор который называется ОСМОС П=СмRT

Растворы Электролитов.

Теория электролитической диссоциации: 1.Молекулы электролитов в полярных растворителях (вода) под действием р-ля диссонируют на заряж частицы (катионы + и анионы -).Теория не учитывала взаимодействие между молекулами и частицами р-ля. Менделеев и Каблуков доказали доказали такое взаимодействие и показало что ионы переходят в раствор в гидратированном виде (ионы хим. Связаны в растворе воды) Диссоциация обратимый процесс. Свойства р-ров электролитов:диссоциация является причиной возрастания концентрации частиц. Закон Рауля с учетом изотонического коэф. : i* (P0-P)/P0=Nв-ва.1Следсвиедtкип=I*E*Сm 2.следсвие дtзам=i*K*Cm. Закон Вант ГоффаП=i*СмRT. I=дРоп/дРтеор=дtкип.оп/дtкип.теор=Поп/Птеор.=дtзам.оп/дtзам.теор.Степень диссоциации «d» количественная мера диссоциации. D=nдисс/nобщ. Kg=А/B. Закон Освальда –степень диссоциации изменяется в зависимости от концентрации раствора. Kg=(d^2/1*d)*Cм. Tckb d<1 то Kg=d^2Cм d=sqrt(Kg/Cм). Диссоциация кислот, оснований: диссонируют по ступеням

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: