Файл: Закон сталості cкладу.docx

ТА + ПВ = С,

рівняння швидкості реакції має вигляд:

v = k * [A] ^m * [B] ⁿ

Це рівняння є математичний вираз закону діючих мас у загальному вигляді.

Щоб зрозуміти фізичний зміст константи швидкості реакції, треба прийняти в написаних вище рівняннях, що [А] = 1 моль / л і [В] = 1 моль / л (або прирівняти одиниці їх твір), і тоді v = k. Звідси ясно, що константа швидкості k чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації реагуючих речовин (чи його твір в рівняннях швидкості) рівні одиниці.

Загальна вираз для швидкості хімічної реакції отримано для даної, фіксованої температури. У загальному ж випадку, оскільки швидкість реакції залежить від температури, закон діючих мас записується як

v (T) = k (T) * [A] ^m * [B] ⁿ

де v і k є функціями температури.

9.3 Константа швидкості хімічної реакції, її залежність від температури

Численні досліди показують, що при підвищенні температури швидкість більшості хімічних реакцій істотно збільшується, причому для реакцій в гомогенних системах при нагріванні на кожні десять градусів швидкість реакції зростає в 2 - 4 рази (правило Вант-Гоффа).

Це правило пов'язане з поняттям температурного коефіцієнта швидкості реакції γ і визначається співвідношенням

γ = k _{Т +10} / k _Т

Значення температурного коефіцієнта γ дає можливість розрахувати зміну швидкості реакції при збільшенні температури на деяке число градусів від Т ₁ до Т ₂ по формулі

v (Т ₁₎ / v (Т ₂₎ = γ ^(Т _{2-Т 1)} ^{/ 10}

Очевидно, що при підвищенні температури в арифметичній прогресії швидкість реакції зростає в геометричній.

Каталіз

Каталіз - процес, що полягає у зміні швидкості хімічних реакцій у присутності речовин, які називаються каталізаторами. Каталітичні реакції - реакції, що протікають в присутності каталізаторів.

Позитивним називають каталіз, при якому швидкість реакції зростає, негативним ( інгібуванням) - при якому вона убуває. Прикладом позитивного каталізу може служити процес окислення аміаку на платині при отриманні азотної кислоти. Прикладом негативного - зниження швидкості корозії при введенні в рідину, в якій експлуатується метал, нітриту натрію, хромату і дихромата калію.

Багато найважливіші хімічні виробництва, такі, як отримання сірчаної кислоти, аміаку, азотної кислоти, синтетичного каучуку, ряду полімерів та ін, проводяться в присутності каталізаторів.

---

6.

Хімічна рівновага, фактори її зміщення. Принцип Лє-Шательє.
Хімічні реакції, які за одних і тих самих умов можуть іти в протилежних напрямах, називаються оборотними. У випадку, якщо за даних умов реагенти повністю перетворюються на продукти реакції, реакції називаютьсянеоборотними.

Умови необоротності хімічних реакцій

1) Продукти, що утворюються, виводяться зі сфери реакції — випадають у вигляді осаду, виділяються у вигляді газу:


2) Утворюються малодисоціюючі сполуки, наприклад вода:

3) Виділяється велика кількість енергії:




Хімічна рівновага

Оборотні реакції не йдуть до кінця і закінчуються встановленням хімічної рівноваги — такого стану системи реагуючих речовин, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій однакові.


Стан хімічної рівноваги можна змістити в той або інший бік зміною зовнішніх умов: температури, тиску, концентрації речовин, що беруть участь у реакції. Ці зміни визначаються принципом динамічної рівноваги— принципом Ле Шательє: зовнішня дія на рівноважну систему зміщує рівновагу в напрямі ослаблення ефекту цієї дії.



Із принципу Ле Шательє випливає:



1) при збільшенні концентрації однієї з реагуючих речовин рівновага зміщується у бік витрачання цієї речовини, а при зменшенні концентрації — у бік її утворення;



2) зміна тиску зміщує рівновагу тільки в газових системах. Зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин, 

---

із зменшенням тиску — у бік збільшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин. Якщо реакція проходить без зміни числа молекул (кількості речовини) газоподібних речовин, то тиск не впливає на стан рівноваги;



3) під час підвищення температури рівновага зміщується у бік перебігу ендотермічної реакції, під час зниження температури — екзотермічної реакції. 

7.

Окисно-відновні реакції. Окисник,відновник. Складання ОВР методом електронного баланса.
Окисно-відновні реакції

 

За зміною ступенів окиснення елементів, що входять до складу реагентів та продуктів реакції, усі хімічні реакції можна розділити на дві групи, а саме на:

1) Реакції, що протікають без зміни ступенів окиснення всіх елементів. До таких реакцій належать, зокрема, реакції іонного обміну в розчинах та деякі інші:

AgNO₃ + NaCl → AgCl ↓ і + NaNO₃.

2) Реакції, що протікають зі зміною ступеня окиснення всіх або деяких (або навіть одного) елементів, наприклад:

— усі елементи змінюють ступені окиснення:



— деякі елементи змінюють ступені окиснення:



— один елемент змінює ступінь окиснення:


Хімічні реакції, які протікають зі зміною ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагентів, називають окисно-відновними реакціями (ОВР).
Будь-який окисно-відновний процес обов’язково складається з двох протилежних процесів — окиснення та відновлення.
Окиснення — це процес віддачі електронів атомом, іоном або молекулою. Якщо атом віддає електрон, то він здобуває позитивний заряд:

---

Якщо негативно заряджена частинка віддає електрон, то вона може перетворюватися в нейтральний атом або позитивно заряджену частинку:





Якщо ж позитивно заряджена частинка віддає електрони, то вона збільшує свій позитивний заряд:



Відновлення — це процес прийому електронів атомом, іоном або молекулою. Якщо нейтральний атом приймає електрони, то він перетворюється в негативно заряджену частинку:



Якщо позитивно заряджена частинка приймає електрони, то вона зменшує свій позитивний заряд і залежно від числа прийнятих електронів може перетворитися в позитивно заряджену частинку з меншим позитивним зарядом, нейтральний атом або негативно заряджену частинку:



Частинку (атом, молекулу або іон), яка приймає електрон, називають окисником, а частинку, яка віддає електрони — відновником. Окисник у процесі реакції відновлюється, а відновник — окислюється. Оскільки в результаті реакції одна частинка віддає електрони, то обов’язково має бути частинка, яка ці електрони приймає, тому процеси окиснення й відновлення нерозривно пов’язані й не можуть протікати незалежно один від одного. Із цієї ж точки зору в окисно-відновному процесі обов’язково мають брати участь окисник і відновник, ОВР не може протікати між двома окисниками або між двома відновниками.

 

Окисниками можуть бути частинки, які здатні приймати електрони. До таких частинок належать: 1) нейтральні атоми та молекули неметалів; 2) позитивно заряджені іони металів, складні іони та молекули, що містять атоми елементів з вищим або проміжним ступенем окиснення.

  

Катіони як окисники

 

Позитивно заряджені іони металів тією чи іншою мірою володіють окисною здатністю, тобто здатні приймати електрони — відновлюватися. Серед них найсильнішими окисниками є іони металів з найвищим ступенем окиснення.

---

 

Аніони як окисники

 

Типовими окисниками є аніони, до складу яких входять атоми перехідних металів з вищим ступенем окиснення, наприклад: КМnО, (Мn⁺⁷), К₂Сr₂O₇ (Сr⁺⁶) тощо.

Сильними окисниками є також іони або молекули, що містять неметали з позитивним ступенем окиснення (вищим або проміжним), наприклад нітратна кислота HNO₃ (N⁺⁵), концентрована сульфатна кислота H₂SO₄ (S⁺⁶), бертолетова сіль КСlO₃ (Сl⁺⁵) тощо.

Найпоширеніші окисники, які часто використовують у техніці або в лабораторіях:

1.Кисень (O₂) використовують у багатьох хімічних виробництвах. Ще більш сильним окисником є інша алотропна модифікація Оксигену — озон. У реакціях атоми Оксигену приймають два електрони, утворюючи найчастіше частинку О^-2 або, рідше, О₂^2-:



2. Нітратна кислотаHNO₃ є одним з найсильніших окисників. Вона окислює багато металів, а в суміші з хлоридною кислотою (царська горілка) здатна окислювати навіть малоактивні метали, наприклад золото. У реакціях може відновлюватися до нітроген діоксиду NO₂, нітроген монооксиду NO, азоту N₂,амоніаку NH₃.

3. Концентрована сульфатна кислотаH₂SO₄ належить до числа досить сильних окисників, особливо при нагріванні. Проявляючи окисні властивості, сульфатна кислота найчастіше відновлюється до сульфур діоксиду

---