2.6 Вопросы для самоконтроля

1. Зависит ли константа диссоциации от концентрации электролита?

2. Рассчитать а_± для Na₂SO₄ (С = 0,01 моль/л).

3. Объяснить ход зависимости =f(C)для сильных и слабых электролитов.

4. Изобразить кривую титрования соляной кислоты кондуктометрическим методом.

5. Составить электрод второго рода, в растворе которого содержится ион Cl^-. Записать реакцию на электроде и уравнение для электродного потенциала.

6. Составить химический гальванический элемент с переносом из электродов первого рода. Определить знаки. Записать реакции на электродах, значения φ электродов.

7. Составить концентрационный гальванический элемент с переносом из газовых электродов. Определить знаки электродов, записать уравнения для φ электродов.

8. Провести потенциометрическое титрование Аg⁺. Выбрать индикаторный электрод и электрод сравнения, составить гальваническую цепь. Выбрать реакцию титрования. Изобразить зависимость φ индикаторного электрода от объема титранта.

9. Провести электролиз водного раствора NaCl. Изобразить поляризационные кривые, записать реакции на катоде и аноде.

10. Законы Фарадея.

1. Кинетика

Химическая кинетика – учение о химическом процессе, закономерностях протекания его во времени, механизме. Химическая кинетика открывает возможность сознательного управления промышленными процессами, позволяет ставить и решать вопросы интенсификации существующих и создания новых технологических процессов.

Задачи кинетики и термодинамики различны. Термодинамика ставит и решает задачи определения состояния равновесия, константы равновесия, выхода продуктов, но не может определить время достижения равновесия, скорость процесса, концентрации веществ в любой момент времени. Эти задачи решает химическая кинетика. Но химическая кинетика может увеличить скорость только той реакции, которая является термодинамически возможной. Ниже приведены реакции получения из простых веществ водородных соединений неметаллов.

		ΔG0, кДж/моль
H2 +	Cl2 → HCl	-93,8
	O2 → H2O	-225,0
	N2 → NH3	-16,4
	P → PH3	13,2
	C → CH4	-50,0

Термодинамический анализ показывает, что все реакции (кроме четвертой, где ) возможны. Но, например, реакция 3 имеет при обычных условиях очень низкую скорость и аммиак практически не образуется. И здесь уже задача кинетики – превратить возможность в действительность, что на практике достигается повышением температуры до 500⁰С и применением катализатора.

Если реакция протекает в одной фазе (газообразной или жидкой), то их изучением занимается кинетика гомогенных процессов. Если реакции совершаются на поверхности раздела фаз, то изучение их скоростей относится к кинетике гетерогенных процессов.

3.1 Скорость химической реакции

Скорость химической реакции может быть дана через степень превращения. В реакции

	aA	+	bB	→	cC	+	dD
t = 0	n0A		n0B		n0C		n0D
t	nA - n0A		nB - n0B		nC - n0C		nD - n0D

Во второй строчке показано количество прореагировавших веществ ко времени t. Эта величина разная для различных веществ и по значению, и по знаку. Но если каждую из них поделить на соответствующий стехиометрический коэффициент, то все отношения будут одинаковыми и иметь положительный знак, поскольку а, в < 0, с, d > 0. Полученная величина называется химической переменной (или степенью протекания реакции), (кси).

.

Скорость реакции – это скорость изменения химической переменной (степени превращения, степени протекания реакции) во времени:

>0,

где dn_i – изменение количества i-го компонента, ν_i – стехиометрический коэффициент i-го компонента.

Для большей наглядности определяют скорость в единице объема, то есть вводят величину, , если объем постоянен:

>0.

На практике часто используют в качестве скорости реакции изменение концентрации в единицу времени:

Величина может быть положительной (для продуктов) и отрицательной (для исходных веществ); для разных веществ она различна, в то время как величиныне зависят от выбора вещества и всегда положительны.

Графическое изображение С от времени называется кинетической кривой (рисунок 3.1). Проводя графическое дифференцирование можно найти величину производной dC/dt в любой момент времени, которая и будет характеризовать скорость реакции, .

Рисунок 3.1 – Пример кинетической кривой

Необходимым условием, определяющим возможность взаимодействия между двумя молекулами, является их взаимное столкновение. Поэтому при заданных внешних условиях (Т, Р, среда) скорость является функцией концентраций реагирующих веществ, так как число столкновений при большей концентрации будет увеличиваться.

Если химическая реакция протекает в одну стадию, то есть является элементарной, то непосредственно по ее стехиометрическому уравнению можно записать математическое выражение для скорости реакции в виде:

или

(3.1)

Для реакции aA + bB cC + dD уравнение (3.1) называется кинетическим уравнением химической реакции. Оно отражает основной постулат кинетики:

Скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

Множитель «К», показывающий, с какой скоростью идет химический процесс при концентрациях реагирующих веществ равных единице, называется константой скорости химического процесса.

Наряду со скоростью константа скорости химического процесса является основной величиной в химической кинетике.