Основний постулат хімічної кінетики ("закон діючих мас") - швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин у ступенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам.
Для елементарної гомогенної реакції:
аА + bВ = ...
V = k[A]a[B]b, де k- константа швидкості хімічної реакції; залежить від температури і природи реагуючих речовин.
Рівняння Вант-Гоффа:
Vt2 = Vt1t/10,
де Vt2 і Vt1 - швидкості реакції при температурах t2 і t1;
t = t2 - t1;
- температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції.
Хімічна рівновага
Зворотніінезворотніхімічніреакції
Зворотними називають реакції, після перебігу яких вихідні речовини повністю не витрачаються.
Незворотними називають реакції, після перебігу яких хоча б одна з вихідних речовин витрачається повністю.
Закон діючих мас для системи у стані хімічної рівноваги - добуток концентрацій продуктів реакції розділений на добуток концентрацій вихідних речовин у ступенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам, при даній температурі є величиною постійною.
Для елементарної гомогенної реакції:
аА + bВ = сС + dD
KС = [A]a[B]b/([A]a[B]b), де KС - константа хімічної рівноваги, залежить від температури і природи реагуючих речовин.
Принцип Ле-Шательє - якщо система, що знаходиться у стані хімічної рівноваги, піддається зовнішній дії, то стан рівноваги змінюється таким чином, що дана дія зменшується.
Дисперсні системи і розчини
Дисперсною називають систему, в якій одна або декілька речовин подрібнені і розподілені в іншій речовині
Дисперсна фаза - речовина, що утворює дискретну частину дисперсної системи
Дисперсійне середовище - речовина, що утворює суцільну частину дисперсної системи
Класифікація дисперсних систем за розміром частинок дисперсної фази
r > 100 нм - грубодисперсні системи (механічні суміші);
1 < r < 100 нм - тонкодисперсні системи (колоїди);
r< 1 нм - істині розчини.
Концентрація розчинів
Масова частка ()
= m2/ m, де m2 - маса розчиненої речовини, m - маса розчину
Молярність (CM)
CM = /V, де - кількість розчиненої речовини, V - об'єм розчину, одиниця виміру моль/л (М).
Розчини електролітів
Електроліти - речовини, що дисоціюють на іони при розчиненні у полярних розчинниках
Електролітична дисоціація - процес розпаду речовини на іони при розчиненні
Ступінь дисоціації - доля кількості речовини електроліту, що розпалася на іони
= / 0
де 0 - вихідна кількість речовини;
- зміна кількості реагуючої речовини.
При постійному об'ємі V = const = C/ C0.
Класифікація електролітів за величиною ступеня дисоціації
Для 0,1 М розчинів звичайно приймають
При < 0,1, то електроліти відносять до слабких, при → 1 - до сильних.
Правила складання іонно-молекулярних рівнянь хімічних реакцій
1. Сильні електроліти записують у вигляді іонів;
2. Слабкі електроліти, гази і нерозчинні речовини - у вигляді молекул.
Гідроліз солей
- реакція обмінної взаємодії солі з водою, зворотна реакції нейтралізації
Типи реакцій гідролізу
Частковий гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є зворотною
Солі утворені слабкою основою і сильною кислотою:
1. Mg2+ + H2O = MgOH+ + H+;
2MgSO4 + 2H2O =(MgOH)2SO4 + H2SO4;
2. MgOH+ + H2O = Mg(OH)2 + H+;
(MgOH)2SO4 + 2H2O = 2Mg(OH)2 + H2SO4.
Характер водного середовища - кислий
Солі утворені сильною основою і слабкою кислотою:
1. СO32 + H2O = HСO3
Na2СO3 + H2O = NaHСO3NaOH;
2. HСO3 + H2O = H2СO3
NaHСO3 + H2O = H2СO3 NaOH.
Характер водного середовища - лужний
Повний гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є практично незворотною
Повному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, якщо в результаті реакції утворюються нерозчинні речовини і (або) гази
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Окисно-відновні реакції (ОВР)
- реакції, при протіканні яких відбувається передача електронів від одних частинок до інших
Окисник (Ox) - частинка, що приймає електрони
Відновник (Red) - частинка, що віддає електрони
Класифікація окисно-відновних реакцій
* Міжмолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до складу різних молекул
*Внутрішньомолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до однієї і тієї ж молекули
*Реакції дисмутації - один і той же елемент відіграє і роль окисника, і роль відновника
Метод електронного балансу - метод підбору коефіцієнтів в рівняннях ОВР
Метод електронного балансу полягає у послідовному виконанні певних операцій, які розглянемо на конкретному прикладі
Приклад
Підібрати коефіцієнти в рівнянні окисно-відновної реакції:
KMnO4 + NaCl + H2SO4 = MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
1. Визначити елемент-окисник і елемент-відновник, їх продукти і скласти схему електронного балансу
KMn+7O4 + NaCl + H2SO4 = Mn+2SO4 + Cl02 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
Ox Red
Mn+7+ 5ē = Mn+2 Clē = Cl0 | 1 5 | 2 10 |
Коефіцієнти в схемі електронного балансу називають основними
Якщо основні коефіцієнти мають цілий спільний множник, то їх скорочують
Якщо при підстановці основних коефіцієнтів виникає дрібний коефіцієнт, то їх подвоюють
В даному випадку є необхідність подвоєння основних коефіцієнтів, щоб уникнути дрібного коефіцієнту при Cl2
2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
2. Підібрати коефіцієнти до кислотних і основних залишків
2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O
3. Підібрати коефіцієнт до Гідрогену
2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O
Термічна стабільність неорганічних солей
Карбонати
* середні карбонати лужних металів
* кислі карбонати лужних металів
* середні карбонати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди
* кислі і основні карбонати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди
* карбонати металів, що утворюють термічно нестабільні оксиди
Нітрати
* нітрати лужних металів
* нітрати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди
* нітрати металів, що утворюють термічно нестабільні оксиди
Фосфати
* гідроортофосфати лужних металів
* дигідроортофосфати лужних металів
Солі амонію
* біхромат амонію
* нітрит амонію
* нітрат амонію
* хлорид амонію