Катализ. Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Влияние катализа на скорость прямой и обратной реакции

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, но не расходующиеся в процессе реакции. Могут увеличивать скорость реакции (активаторы) или замедлять (ингибиторы). Бывают твердыми, жидкими и газообразными. Гомогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор образуют однородную, однофазную систему. Например: 2SO₂+O₂=2SO₃ Механизм катализа объясняется образованием промежуточного соединения катализатора с одним из реагирующих веществ. Схема действия катализатора в две стадии O₂+2NO_{(катализатор)}=2NO_{(пром. соединение)}

NO₂+SO₂=SO_{3 (продукт)}+NO_{(катализатор)}. Геторогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор составляют неоднородную, многофазную систему, в которой катализатор находится в виде отдельной фазы. Примеры: синтез аммиака Катализ - изменение скорости реакции под действием особых веществ (катализаторов) Катализаторы не оказывают влияния на свободную энергию. Роль катализатора - уменьшение потенциального барьера, т.е увеличение скорости реакции. Уменьшении Еа реагентов через обр-ие промежуточного активированного комплекса.

Н2+I2=2HI

I2->2I

I+H2->H2I-ПРОМЕЖ АКТ КОМПЛЕКС(НЕУСТОЙЧИВ)

H2I+I->2HI

Растворы, определение, классификация. Понятие о

концентрации растворов, способы ее выражения.

Растворы – это гомогенные многокомпонентные системы , не имеющие строго определенного состава. В них нет отдельных различных фаз и нет границ раздела . Если один из компонентов раствора находится в большем количестве, чем другие, то его называют растворителем. Другие компоненты в этом случае называют растворенными веществами. Растворителем считают также то вещество, агрегатное состояние которого при образовании раствора не изменяется. Растворы классифиц: по размерам раств частиц, по агрегатному состоянию, водные р-ры(электролиты, не)

Процентная концентрация или массовая или объемная доля (С) когда состав раствора указывается в процентном отношении массы или объема растворенного вещества к общей массе или общему объему раствора. Молярная концентрация или молярность (См) – это число молей вещества, приходящееся на один литр раствора. Моляльная концентрация или моляльность ( m) – это число молей растворенного вещества, приходящееся на 1 кг или 1000 г растворителя. m=n/G2 моль /растворителя.

Эквивалентная концентрация (Сн) или нормальность – это число эквивалентов растворенного вещества в молях приходящееся на один литр раствора. Их значения получают делением числа эквивалентов растворенного вещества в молях на объем раствора в литрах.

Титр раствора (Т0 – это число граммов растворенного вещества в 1 см3( 1 мл) раствора. Он определяется отношением массы растворенного вещества G1 в граммах к объему раствора (V3 в мл).

Окислительно-восстановительные реакции. Основные виды

окислительно-восстановительных реакций. Типичные окислители и восстановители.

Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции которые протекают с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав соединений. К ним относятся а) реакции замещения Zn+H₂SO₄=ZnSО₄+H₂, б) реакции разложения и соединения 2KclO₃=2KCl+3O₂, H₂+Cl₂=2HCl, в)сложные реакции взаимодействия 2 и более веществ 4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8O₂. выделяют три типа. 1. Реакции межмолекулярного окисления- восстановления. Окислитель и восстановитель находятся в составе различных веществ. 2. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. Ион-окислитель и ион-восстановитель входят в состав одного вещества. 3. Реакции самоокисления-восстановления. Окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента – хлора в промежуточной степени окисления. Теория основана на следующих положениях а) реакции сопровождаются переходом электронов от элемента-восстановителя к элементу-окислителю; б)Окисление-восстановление – единый взаимосвязанный процесс; в) Окисление – процесс отдачи электронов, который сопровождается повышением степени окисления элемента-восстановителя; г) Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления элемента-окислителя.Окислительно-восстановительные свойства зависят от положения элементов в периодической системе. Атомы металлов только отдают электроны т.е. являются восстановителями. Восстановительные свойства убывают в пределах периода слева на право. Возрастают в пределах подгрупп сверху вниз. Окислительные свойства возрастают в пределах главных подгрупп снизу вверх. Окислительные свойства элементов возрастают в пределах периода слева направо. Окислители. Неметаллы F₂ Cl₂ O₂ I₂ S, сложные вещ-ва с высшей степенью окисления, положительно заряженные ионы малоактивных металлов. Восстановители. Активные металлы (К, Na,Са), сложные вещества содержащие атомы неметаллов с отрицательной степенью окисления, сложные вещества содержащие элементы с переменной валентности, органические восстановители.

Обратимость химических реакций. Влияние концентрации,

давления и температуры на химическое равновесие. Принцип Ле - Шателье. Константа химического равновесия.

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях

Химическое равновесие – состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны. Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде

В соответствии с законом действующих масс кинетический. Скорость хим. реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. преобразуем и получаем закон действующих масс термодинамический. Константа равновесия хим. реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях стехиометрических коэффициентов. константа равновесия величина постоянная для данной реакции при данной температуре. Концентрация продуктов > концентрации исходных веществ. Если наоборот, то реакция практически не шла. При повышении температуры равновесие сместиться в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в направлении, ослабляющем это воздействие. Реакции с участием газообразных веществ. уменьшение объема

Активность, коэффициент активности. Ионная сила растворов.

Связь между коэффициентом активности и ионной силой раствора.

Активность – эффективная концентрация вещества в растворе в соответствии с которой оно участвует в различных процессах а=f/С, где f - коэффициент активности, С – концентрация. Ионная сила. , . Активность и ионная сила раствора - Различие в свойствах концентрированных и разбавленных растворов электролитов связано главным образом со значительным электростатическим взаимодействием ионов в концентрированных растворах. В связи с этим вместо понятия концентрация используется понятие активность. Активность i-й ионной частицы а связана с ее концентрацией с, уравнением: a=f_ic_i, где f_i - коэффициент активности; его значение определяется концентрациями и зарядами всех ионных частиц раствора Активность является мерой концентрации с учетом электростатических межионных взаимодействий. Связь концентраций ионов и зарядов ионов со значением коэффициента активности ионной частицы f_i выражается уравнением: -lg(f_i)=k√μ; где k - константа, μ - ионная сила При этом многозарядные ионы оказывают более сильное влияние на значение f_i, чем однозарядные. Степень этого влияния выражается ионной силой раствора согласно уравнению: μ=½Σ(c₁z₁²+c₂z₂²c₃z₃²+...+c_kz_k²)=½Σc_iz_i²

Газовые электроды. Расчет потенциалов водородного и

кислородного электродов

Газовый электрод — это электрод (см.), в котором в качестве одного из компонентов электродной пары используется газ, например водород или хлор. Газ адсорбируется на химически инертном электроде, что способствует передаче электронов через границу раздела; как правило, используют платинированную платину, которая к тому же катализирует электродную реакцию. Электродный потенциал (см.) зависит от давления газа и активности ионов в растворе. Так, для хлорного электрода  

в электрохимии обычно платинированная пластина, погруженная в раствор кислоты с определенной концентрацией ионов Н+ и омываемая газообразным водородом. При давлении водорода 0,1 МПa и термодинамической активности его ионов, равной единице. E = Eo+ RT/nF ln [H+]  Eo - стандартный потенциал водородного электрода при 25° в одномолярном растворе кислоты и давлении водорода 1 атм. принят зо 0. Преобразуем уравнение для температуры 25° и переходя к десятичным логарифмам: схема:Н2,Рт/Н+; реакция: 2(Н+)+2е=Н2 E = 0.059 Lg[H+] = -0.059 pH = -0.059*5 =-0.295 [В] = -259 мВ

Кислородному электроду соответствует электродная реакция O2 + 4H⁺   + 4e = 2H2O, потенциал кислородного электрода может быть рассчитан по формуле Eo 2/H2O = E° O2/H2O +R • T / ( z • F ) • ln ( pO2 • a  ⁴H⁺  / a² H2O ). При стандартных условиях давление кислорода pO2 принимают равным 1 атм. Активность воды принимают равной 1.

Определение и классификация электрохимических процессов.

Понятие об электродном потенциале. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста для расчета потенциала металлического электрода.

Электрохимия – раздел химии, изучающий процессы взаимного превращения электр формы энергии в хим. Э/хим процессы делятся на 1) превращение хим энергии самопроизаольно протекающую ОВР в электрическую – ГЭ. 2) превращение электр энергии в хим энергию за счет процесса электролиза. Электродный потенциал, разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита). Возникновение электродного потенциала обусловливается переносом заряженных частиц через границу раздела фаз, специфической адсорбцией ионов, а при наличии полярных молекул (в том числе молекул растворителя) — ориентационной адсорбцией их. Величина электродного потенциала в неравновесном состоянии зависит как от природы и состава контактирующих фаз, так и от кинетических закономерностей электродных реакций на границе раздела фаз Стандартный электродный потенциал — потенциал электрода в растворе, в котором ионы, определяющие электродный процесс, имеют активность, равную единице. Величина Стандартного электродного потенциала измеряется относительно нормального водородного электрода, потенциал кот условно принимается 0

.о-в-э

Е=Е⁰-0,059pH водородный

E = E⁰ + 0,059/n*lg[Ме]- металлический

E⁰_O2/H2O + 0,059/4 • ln ( p_O2 • a⁴_H⁺ / a²_H2O )-кислор