Головна

енергія Гіббса

  1. D) Щоб кінетична енергія дорівнювала нулю
  2. Ea - енергія активації, т. Е. Енергія, якою повинні володіти зіштовхуються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення. 1 сторінка
  3. Ea - енергія активації, т. Е. Енергія, якою повинні володіти зіштовхуються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення. 2 сторінка
  4. Ea - енергія активації, т. Е. Енергія, якою повинні володіти зіштовхуються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення. 2 сторінка
  5. Ea - енергія активації, т. Е. Енергія, якою повинні володіти зіштовхуються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення. 3 сторінка
  6. Ea - енергія активації, т. Е. Енергія, якою повинні володіти зіштовхуються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення. 4 сторінка
  7. А) коливання системи, енергія якої убуває

Мимовільне протікання ізобарно-ізотермічного процесу визначається двома факторами: ентальпійного, пов'язаних зі зменшенням ентальпії системи (?H), і ентропійних T ?S, обумовленим збільшенням безладу в системі внаслідок зростання її ентропії. Різниця цих термодинамічних факторів є функцією стану системи, яку називають ізобарно-ізотермічним потенціалом або вільною енергією Гіббса (G, кДж): ?G = ?H - T ?S

При ?G <0 реакція термодинамічно дозволена і система прагне до досягнення умови ?G = 0, при якому настає рівноважний стан оборотного процесу; ?G> 0 вказує на те, що процес термодинамічно заборонений.

· Якщо ?H <0 і ?S> 0, то завжди ?G <0 і реакція можлива при будь-якій температурі.

· Якщо ?H> 0 і ?S <0, то завжди ?G> 0, і реакція з поглинанням теплоти і зменшенням ентропії неможлива ні за яких умов.

· В інших випадках (?H <0, ?S <0 і ?H> 0, ?S> 0) знак ?G залежить від співвідношення ?H і T?S. Реакція можлива, якщо вона супроводжується зменшенням ізобарного потенціалу; при кімнатній температурі, коли значення T невелике, значення T?S також невелика, і зазвичай зміна ентальпії більше T?S. Тому більшість реакцій, що протікають при кімнатній температурі, екзотермічни. Чим вище температура, тим більше T?S, і навіть ендотермічні реакції стають здійснюваними.

17. вплив температури. У кожної оборотної реакції один з напрямків відповідає екзотермічного процесу, а інше - ендотермічний.

Пряма реакція - екзотермічна, а зворотна реакція - ендотермічна. Вплив зміни температури на стан хімічної рівноваги підпорядковується наступним правилам:

При підвищенні температури хімічна рівновага зміщується в напрямку ендотермічної реакції, при зниженні температури - в напрямку екзотермічної реакції.

18. Розрізняють гомогенні і гетерогенні системи. гомогенноїназивається система, що складається з однієї фази. гетерогенної - Система, що складається з декількох фаз. Фазою називається частина системи, відокремлена від інших її частин поверхнею розділу, при переході через яку властивості системи змінюються стрибком.

швидкість гомогенної реакції визначається кількістю речовини, що вступає в реакцію або утворюється при реакції за одиницю часу в одиниці об'єму системи.

швидкість гетерогенної реакції визначається кількістю речовини, що вступає в реакцію або утворюється при реакції за одиницю часу на одиниці поверхні фази.

Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин і від температури, але не залежить від їх концентрації.

Швидкість реакції приймається завжди позитивною, тому похідна вихідних концентрацій береться зі знаком мінус, а продуктів реакції - зі знаком плюс.

Порядок реакції. Порядок реакції - це емпірична величина, яка дорівнює сумі показників ступенів, з якими концентрації реагентів входять у вираз для швидкості реакції.

Реакції першого порядку. Якщо швидкість реакції залежить від концентрації тільки одного реагенту в першого ступеня, то вираз для швидкості набирає вигляду

Про таку реакції говорять, що вона є реакцією першого порядку.

Одним з зміні швидкості реакції є каталізатор. Каталізатор змінює шлях по якому протікає сумарна реакція. Збільшення швидкості пов'язано зі зменшенням енергії Гіббса.

З цих трьох стадій найповільніша - перша. Тому саме вона визначає швидкість всієї реакції (є лимитирующей стадією).

Якщо лімітуючу стадію не можна чітко виділити, то порядки реакцій можуть вийти дробовими або негативними.

Складається з 3 стадій:

1) Поверх кисню вуглецю

2) Хімічні реакція на поверх вуглецю

3) Відведення продуктів

Всі 3 стадія проходять з різними швидкостями.

Енергія даній стадії не велика. даний процес визна. ся перенесенням речовини (кисню до поверхні вуглецю). І швидкість даного процесу визна. ся стадією переносу речовини.

Стадія визна. ся швидкістю протікання хімічний реакції і зв. ся лимитирующей стадією.

При постійній температурі швидкість хіміческойреакціі пропорційна добутку хім. реакції реагентів.

19. оборотнимпроцесом називається рівноважний процес, який в прямому і зворотному напрямках протікає через одні й ті ж проміжні стану, а сама система повертається в початковий стан.

незворотнімназивається процес, який не можна провести в протилежному напрямку через все ті ж самі проміжні стани. Всі реальні процеси необоротні. Приклади необоротних процесів: дифузія, термодифузія, теплопровідність, в'язка течія і ін. Перехід кінетичної енергії макроскопічного руху через тертя в теплоту, тобто у внутрішню енергію системи, є незворотнім процесом.

Багато процеси протікають в прямому і оборотному стані. При прямому сприяє дельта Н.

У певний момент часу обидва чинники врівноважуються, і настає момент хімічної рівноваги.

У рівноважної системі протікає одночасно вихідні речовини і продукти.

Константа хімічної рівноваги. Есліреакціі гомогенні:

2NO2 (г) + О2 (г)= 2NО3 (г)

V1= k1[NO]2[O2]

V2= k2[NO2]2 v1/ v2= kcконстанта рівноваги k1[NO]2[O2] = K2[NO2]2 k1/ k2= kc

20. . принцип Ла Шательє: якщо перебуває в рівновазі система піддається зовнішньому впливу, рівновага зміщується в такому напрямку, що сприяє ослабленню цього впливу. При підвищенні температури хімічна рівновага зміщується в напрямку ендотермічної реакції, при зниженні температури - в напрямку екзотермічної реакції. При підвищенні тиску рівновагу зсувається в напрямку, в якому зменшується сумарна кількість молей газів і навпаки. При підвищенні концентрації одного з вихідних речовин рівновага зсувається в напрямку утворення продуктів реакції. При підвищенні концентрац  ії одного з продуктів реакції рівновагу зсувається в напрямку утворення вихідних речовин.

4Cl (г) + О2 (г) = 2Сд2 (г) + 2Н2О (ж) ?H> 0

Рівновага системи зсувається в бік продуктів при: зниженні температури, при підвищенні тиску, при підвищенні концентрації вихідних продуктів.

21. В основному реакції в природі відбуваються в розчинах, які мають різний склад і структуру. Розчини є особливим видом сумішей хімічних речовин. Основні ознаки розчинів - це однорідність і стійкість у часі.

Справжні розчини - гомогенні, термодинамічні, стійкі системи, які складаються з розчиненої речовини і розчинника, а також продуктів їх взаємодії. Розчин завжди складається з 2-х і більше компонентів.

Розчинник - це компонент, фазовий стан якого не змінюється при розчиненні. Основний розчинник - це вода.

Стосовно воді розрізняють гідрофільні і гідрофобні речовини.

По агрегатному стані розчини класифікуються на:

газоподібні;

рідкі;

тверді.

За якісним складом розчини підрозділяються на:

концентровані, Розбавлені;

насичені (Рівноважні, термодинамічні, малостійкі системи, що характеризуються максимальним (Граничним) розчиненням речовини без утворення осаду);

перенасичені (Розчинена речовина випадає в осад);

ненасичені(Речовина ще може розчинитися).

дифузія - Це мимовільний процес перенесення частинок розчиненої речовини і розчинника по градієнту концентрації розчиненого речовини, що приводить до вирівнювання концентрацій частинок і їх швидкостей.

Причина: прагнення системи до максимальної ентропії. Незважаючи на хаотичний характер теплового руху частинок в системі, дифузія частинок як результат цього руху завжди спрямована від більшої концентрації до меншої. Спрямований характер дифузія має до тих пір, поки є деякі розбіжності в концентрації частинок в окремих частинах системи. Після вирівнювання концентрації частинок відбувається вирівнювання і швидкостей їх дифузії в різних напрямках.

Кількість речовини, що переноситься за рахунок дифузії через одиничну площу поверхні в одиницю часу, називається швидкістю дифузії. Швидкість дифузії прямо пропорційна температурі і різниці концентрацій по обидва боки поверхні, через яку здійснюється дифузія. У той же час швидкість дифузії обернено пропорційна в'язкості середовища і розміром частинок.

осмотичним тиском (?) називають надлишковий гідростатичний тиск, що виникає в результаті осмосу і приводить до вирівнювання швидкостей взаємного проникнення молекул розчинника крізь мембрану з виборчої проникністю.

При осмосі молекули розчинника переважно рухаються через мембрану в тому напрямку, де концентрація частинок речовини більше, а концентрація розчинника менше. Іншими словами, в результаті осмосу відбувається всмоктування розчинника в ту частину системи, де концентрація частинок речовини більше. Якщо осмотичний тиск у розчинів однакове, то вони називаються ізотонічними і між ними відбувається справді рівноважний обмін розчинником. У разі контакту двох розчинів з різним осмотичним тиском гіпертонічним розчином називається той, у якого осмотичнийтиск більше, а гіпотонічним - розчин з меншим осмотичним тиском. Гіпертонічний розчин всмоктує розчинник з гипотонического розчину, прагнучи вирівняти концентрації речовини шляхом перерозподілу розчинника між контактуючими розчинами.

Тиск пара, при якому в умовах певної температури настає динамічна рівновага, що характеризується рівністю швидкостей випаровування і конденсації рідини, називається тиском насиченої пари.

відносне зниження тиску пари розчинника над розчином дорівнює мольної частці розчиненої речовини, т. е. стосовно кількості молей розчиненої речовини до сумарної кількості молей розчиненої речовини і розчинника (I закон Рауля)

22.кипіння розчину одного благаючи речовини в 1000 г розчинника, і часто називається молекулярним підвищенням температури кипіння. Насправді ж рівняння перестає бути правильним при високих концентраціях розчинених речовин, оскільки в основу цього рівняння покладені наближення розбавлених розчинів.

Рідина закипає при температурі, при якій тиск насиченої пари рідини стає рівним зовнішньому тиску. Так як тиск насиченої пари розчинів нелетких або малолетучих речовин менше тиску насиченого пара розчинника, то ці розчини киплять при більш високій температурі, ніж розчинник. Для розбавлених розчинів таких речовин Рауль встановив, що підвищення температури кипіння розчину ?tк. = T - t0 пропорційно його молекулярний:

?tк. = Е · m

рідина замерзає при тій температурі, при якій тиск насиченої пари над нею таке ж, як і над кристалами цієї речовини. Так як тиск насиченої пари розчинника над розчином завжди менше, ніж над чистим розчинником, то розбавлений розчин буде замерзати при більш низькій температурі, ніж розчинник. Температурою замерзання розчину вважають ту температуру, при якій в процесі охолодження починають виділятися перші кристали чистого розчинника. Для таких розчинів Рауль знайшов, що зниження температури замерзання розчину ?tз. = T0 - t (t0 - температура замерзання розчинника, t - температура замерзання розчину) пропорційно його молекулярний (1 моль в 1000 г розчинника):

?tз = К · m,

23.електролітами називаються речовини, диссоциирующие в воді, інших полярних рідинах або розплавах на іони і здатні проводити електричний струм. Розпад речовини на іони називається електролітичної дисоціацією. Перенесення струму в розчинах і розплавах здійснюється іонами, тому їх на відміну від електронних провідників називають іонними провідниками або провідниками другого роду. До електролітів відносять солі, кислоти, підстави.

особливості розчинів електролітів. Розчини електролітів, крім здатності проводити електричний струм мають і інші особливості. Зокрема, в розчинах електролітів спостерігаються відхилення від законів Рауля і Вант-Гоффа

РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ, містять в помітних концентраціях іони-катіони і аніони, які утворюються в результаті електролітичноїдисоціації молекул розчиненої речовини. Розчинник (чистий або змішаний) зазвичай в скільки-небудь значної ступені не диссоциирован. РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ е. мають здатність проводити електричні. ток і відносяться до провідників другого роду. Завдяки збільшенню загального числа частинок Колігативні властивості нескінченно розведених РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ е. (Т. Е. Властивості, що залежать тільки від концентрації розчиненого речовини, але не від його природи) істотно відрізняються від тих же властивостей розчину не електролітів. Цим, зокрема, пояснюється збільшення осмотіч. тиску в порівнянні зі значенням, передбачав законом Вант-Гоффа (див. Осмос), зниження тиску пари розчинника над розчином в порівнянні з передбачали Рауля законом та ін. Наявністю іонів обумовлені також класифікація РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТОВе., особливості теоретич. підходів в порівнянні з іншими класами розчинів. Наїб. вивчені водні РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТОВе., які відіграють важливу роль у багатьох біологічне, геол. і техн. процесах. Неводні РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТОВе. служать середовищем для проведення синтезу і електрохімічний процесів, використовуються в сучасній технології (створення нових хімічних джерел струму, сонячних батарей, процеси поділу речовин і ін.).

Ізотонічний коефіцієнт для розчинів електролітів завжди більше одиниці, причому з розведенням розчину i зростає до деякого цілочисельного значення.

Для пояснення особливостей властивостей розчинів електролітів С. Арреніус запропонував теорію електролітичноїдисоціації, що грунтується на таких постулатах:

1. електроліти в розчинах розпадаються на іони - диссоциируют;

2. Дисоціація є оборотним рівноважним процесом;

3. Сили взаємодії іонів з молекулами розчинника і один з одним малі (т. Е. Розчини є ідеальними). Дисоціація електролітів в розчині відбувається під дією полярних молекул розчинника; наявність іонів в розчині зумовлює його електропровідність. Для оцінки повноти дисоціації в теорії електролітичноїдисоціації вводиться поняття ступінь дисоціації ?, яка дорівнює відношенню числа молекул n, що розпалися на іони, до загального числа молекул N: Альфа = n \ N

24. СИЛЬНІ І слабкого електроліту

До сильних електролітів умовно відносять речовини, що здається ступінь дисоціації яких в розчині перевищує 30% (a> 0,3). При a <3% (a <0,03) електроліти вважають слабкими, в інших випадках про них говорять як про електролітах середньої сили.

Силу електролітів кількісно характеризують ступенем дисоціації. Ступінь дисоціації (a) - це відношення числа розпалися на іони молекул (Nдіс.) До загальної кількості молекул розчиненої речовини (Nобщ.):

Ступінь дисоціації висловлюють в частках одиниці або у відсотках. Оскільки загальне число молекул речовини в розчині пропорційно кількості його речовини і його молярної концентрації.

Електроліти, у яких a = 1, відносять до сильних, у слабких електролітів a <1.

Ступінь дисоціації зазвичай визначають за даними вимірювання електропровідності розчинів, яка прямо пропорційна концентрації вільно рухаються іонів. При цьому отримують не справжні a, а здаються значення. Вони завжди менше істинних значень a, т. К. Іони при русі до електродів стикаються і частково зменшують свою рухливість, особливо при високій їх концентрації в розчині, коли виникає електростатичне тяжіння між іонами. Наприклад, справжнє значення ступеня електролітичноїдисоціації HCl в розбавленому розчині дорівнює 1, в 1 М розчині a = 0,78 (78%) при 18 ° С, однак, в цьому розчині не міститься 22% недіссоціірованних молекул HCl, практично всі молекули диссоційовані.

Електроліти, які у розбавленому водному розчині дисоціюють практично повністю, називають сильними електролітами.

До сильних електролітів у водних розчинах належать майже всі солі, багато неорганічних кислоти (H2SO4, HNO3, HClO4, галогеноводородних, крім HF і ін.), Гідроксиди s-елементів (виняток - Be (OH) 2 і Mg (OH) 2). Які видаються значення a цих електролітів знаходяться в межах від 70 до 100%. Дисоціація сильних електролітів - це практично незворотній процес.

Електроліти, які у розбавленому водному розчині дисоціюють частково, називають слабкими. Дисоціація слабких електролітів - оборотний процес.

Дисоціація слабких електролітів - оборотний процес. Для дисоціації слабкого бінарного електроліту KA:

KA «Ky + + Ax-

на підставі закону дії мас справедливо співвідношення:

Константу рівноваги в даному випадку називають константою дисоціації (константою іонізації). Як і будь-яка константа рівноваги, константа дисоціації залежить від природи дисоціюють речовини і розчинника, температури і не залежить від концентрації розчину.

Константа дисоціації - важлива характеристика слабких електролітів. Чим менше величина Kд, тим слабкіше дисоціює електроліт в даному розчиннику.

Константу рівноваги в даному випадку називають константою дисоціації (константою іонізації). Як і будь-яка константа рівноваги, константа дисоціації залежить від природи дисоціюють речовини і розчинника, температури і не залежить від концентрації розчину.

Константа дисоціації - важлива характеристика слабких електролітів. Чим менше величина Kд, тим слабкіше дисоціює електроліт в даному розчиннику.

Kд пов'язана з a простий залежністю. Якщо загальну молярну концентрацію електроліту в розчині позначити СКА, то для бінарних електролітів концентрації іонів Ky + і Ax- дорівнюватимуть a · CKA. Очевидно, що

[Ky +] = [Ax-] = a · CKA,

[KA] = CKA - a · CKA = CKA · (1-a),

Отримана залежність є математичним виразом закону розведення Оствальда (1888 г.): ступінь дисоціації слабкого електроліту збільшується при розведенні розчину обернено пропорційно кореню квадратному з його молярної концентрації.

25. константа автопротоліза води, водневий показник.

Вода відноситься до слабких електролітів. рівняння сомореалізаціі має слід. вид:

Н2О + Н2О = Н3О (+) + Він (+) до = [H +] [OH -] \ [H2O] = 1,8 * 10 (-16)

Н2О = н (+) + Він (-)

[H +] * [OH -] = [H2O] k

Оскільки ступінь діссаціяція води мала, то концентрація недіссаціяціі молекул води = загальної концентрації.

Якщо концентрація протонів водню більше.

рН = -Ig [H +]

pOH = -Ig [OH-]

pH = 7-нейтральний

рН> 7щелочной

рН <7-кислотний



Просторова конфігурація молекул | Рівновага в гетерогенних системах

Періодичні властивості хімічних елементів | воднева зв'язок | іонна зв'язок | валентні кути | Гідроліз за аніоном призводить до утворення гідроаніонов і гідроксид-іонів (середа розчину лужна). | електродні потенціали | Загальна характеристика родини заліза | Сполуки нікелю (III) виявляють |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати