Контрольная работа по "Химии"

k = A • e ^–Ea/RT

где

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л •  атм/(моль • К)];

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.  

Энергетическая  диаграмма химической реакции.  

 

 

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия  активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.  

4.      Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.  

5.      Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").   
 

ХИМИЧЕСКОЕ  РАВНОВЕСИЕ  

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

 

   

Химическое  равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического  равновесия количественно характеризуется  константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна  

K = K₁ / K₂ = ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ)  

Константа равновесия зависит от температуры и природы  реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования  продуктов прямой реакции.  

Способы смещения равновесия  

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие  

 

 

1.      Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).  

 

 

2.      Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)  

 

 

 

 

3.      Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V₁ > V₂.   

4.      Катализаторы не влияют на положение равновесия. 

2.2 Практическая  часть 

Дано:                                                 решение: 

[A]=0,05 моль/л                                A+B=AB

[B]=0,01 моль/л                            1)     по формуле v х.р.=K[[ рассчитаем константу скорости:

v х.р.=5моль/лмин                    5

       K-?                                                    K= = =0,01

Ответ:  константа скорости   химической реакции A+B=AB  равняется 0,01. 
 
 
 

Задание 3

3.1 Теоритическая  часть

  ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролизом соли называется химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды. Происходит этот процесс при растворении  солей в воде.

Соли в растворённом состоянии диссоциируют на ионы. Причина гидролиза заключается в том, что ионы соли, связываясь с одним или обоими ионами воды , образуют мало диссоциирующие ионы или молекулы, что влечёт нарушение равновесия диссоциации воды.

O+

В стремлении восстановить равновесие все новые и новые  молекулы воды подвергаются диссоциации  на ионы, причём, если связываются только ионы водорода, то образуются гидроксид-ионы воды, которые создают щелочную среду  раствора соли. Наоборот, при связывании ионами соли гидроксид-ионов высвобождаются ионы  , которые, накапливаясь, создают кислотную среду.

При гидролизе  большое практическое значение имеет  реакция среды, получающаяся в результате этого процесса. Образующиеся в результате гидролиза слабые электролиты(кислота, основание, кислые или основные ионы) несколько диссоциируют, давая ионы водорода или гидроксида воды, вступая в обратную реакцию-реакцию нейтрализации. Поэтому гидролиз является обратимым равновесным процессом.

Гидролиз

AB+HOH+HB

Нейтрализация

В большинстве  случаев равновесие сдвинуто в сторону  нейтрализации, и тогда гидролиз соли происходит частично.

Гидролиз может  протекать различно, в зависимости  от силы кислоты и основания, из которых  образовалась соль. Рассмотрим важнейшие  случаи гидролиза:

1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:

(KCN;;

Примером гидролиза  такой соли может служить взаимодействие цианида калия с водой, протекающее  по уравнению:

KCN+HOH+KOH

Или иной форме: 
 

KOH-сильная щёлочь, хорошо диссоциирующая в водном растворе, а HCN-кислота слабая, распадающаяся на ионы очень малой степени. Раствор приобретает щелочную реакцию вследствие наличия в нём свободных гидроксид-ионов в концентрации более высокой, чем ; pH>7.

Таким образом, водные растворы всех солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, характеризуются щелочной реакцией среды. С водой взаимодействует  анион соли согласно схематическому уравнению: 

Где HA- малодиссоциирующая кислота.

В том случае, если соль образована сильным основанием и многоосновной слабой кислотой, гидролиз протекает по ступеням

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:

(

Примером гидролиза  такой соли может служить взаимодействие хлорида аммония с водой, протекающие  по уравнению: 

Или в иной форме: 
 
 

Где: ;

HCl - кислота сильнодиссоциирующая.

Вследствие  этого в растворе [>[

Следовательно, при гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, раствор приобретает кислую среду. Протекает ступенчато. В растворе накапливаются ионы

3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:

(  и т.д.)

В этом случае в реакции гидролиза участвуют и катион и анинон соли, они связывают ионы воды согласно уравнению.

Реакция раствора соли может стать либо слабокислой(если основание, образовавшееся в результате гидролиза, явится более слабым, чем кислота), либо слабощелочной( если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной( если образующиеся основания и кислота проявляют одинаковую силу-их константы диссоциации окажутся практически равными между собой)

4. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:

Такая соль практически  не подвергается гидролизу. Это является результатом того, что ни катион соли, ни её анион не связывают ни водородного , ни гидроксильного ионов воды. 

Процесс гидролиза  солей количественно может быть охарактеризован величиной, называемой степенью гидролиза.

Степень гидролиза - это отношение количества молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему количеству молекул соли в растворе.

Степень гидролиза  зависит от ряда факторов , в частности от концентрации; при разбавлении раствора гидролиз данной соли углубляется и степень гидролиза повышается. 

Являясь процессом  обратимым, гидролиз подчиняется принципу Ле-Шателье. Так при разбавлении раствора гидролиз данной соли углубляется, степень гидролиза возрастает. 

Гидролиз - эндотермический  процесс. Поэтому при повышении  температуры степень гидролиза  тоже увеличивается.

Из приведенного материала можно сделать вывод, что при гидролизе основным фактором, определяющим направление смещения ионного равновесия, является образование  максимально слабого электролита. Равновесие смещается в сторону  образования веществ, отличающихся наименьшей степенью диссоциации по сравнению со всеми другими веществами, образующими данную химическую систему. 

3.2 Практическая  часть 
 

+2

-гидролиз  идёт по аниону и катиону

-гидролиз  необратим 

1. По  катиону:

1. Cr(
2. Cr(
3. Cr(

             CCr(

2. По аниону: