Xiмiчнi властивості

Cолі взаємодіють:

– з металами, згідно з рядом електрохімічних потенціалів металів

Zn + CuSO₄→ ZnSO₄ + Cu

Cu + ZnCl₂ ≠

– з основами, якщо внаслідок реакції випадає осад або виділяється газ

FeCl₃ + ЗКОН → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

2NH₄Cl + Са(ОН)₂ → СаСl₂ + 2NH₃↑ +2H₂O

– з кислотами, якщо внаслідок реакції випадає осад або виділяється газ

FeS + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂S↑

ВаСl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

– з солями, якщо внаслідок реакції випадає осад

NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl↓

ВаС1₂ + CuSO₄ → CuCl₂ + BaSO₄↓

Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук можна зобразити схемою:

1) Ca + O₂ → 2CaO

2) CaO + H₂O → Ca(OH)₂

3) S + O₂ → SO₂

4) SO₂ + H₂O → H₂SO₃

5) Ca + S → CaS

6) CaO + SO₂ → CaSO₃

7) CaO + H₂SO₃ → CaSO₃ + H₂O

8) Ca(OH)₂ + SO₂ → CaSO₃ + H₂O

9) Ca(OH)₂ + H₂SO₃ → CaSO₃ + 2H₂O

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЧНИХ ПЕРЕТВОРЕНЬ

Під швидкістю хімічних реакцій розуміють зміну концентрації oднієї з реагуючих речовин за одиницю часу при постійному тиску та температурі.

Концентрацію виражають у моль/л, а час – у секундах або хвилинах. Розглянемо у загальному вигляді швидкість реакції, що відбувається при постійних температурі i тиску за рівнянням:

А + В → С + D.

По мiрі витрачання речовини А швидкість реакції зменшується. Звідки випливає, що швидкість реакції можна визначити лише для деякого проміжку часу. Оскільки, концентрація речовини А у момент часу t₁ вимі-рюється величиною c₁,а у момент t₂ – величиною с₂, то за проміжок часу Δt= t₂ - t₁, зміна концентрації речовин буде становити Δс = с₂ – с₁,звідки можна визначити середню швидкість реакції (υ):

Знак «мінус» ставиться тому, що, незважаючи на зменшення концентрації речовини A i, отже, на від`ємне значения різниці с₂ – c₁ швидкість реакції може бути тільки додатньою величиною. Можна також стежити за зміною концентрації одного з продуктів реакції – речовин С або D; вона під час реакції буде збільшуватись, i тому у правій частині рівняння необхідно ставити знак «плюс».

Оскільки, швидкість реакції весь час змінюється, тоді у хімічній кінетиці розглядають тільки дійсну швидкість реакції υ, тобто швидкість у даний момент часу, коли Δt → 0, а саме

, де d – диференціал.

Фактори, що впливають на швидкість реакції

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин, а також від умов перебігу реакції: концентрації с, температури t, наявності катализатора, а також від деяких інших факторів (наприклад, від тиску – для газових реакцій, від ступеня подрібнення – для твердих речовин, відрадіоактивного випромінювання тощо).

Вплив концентрації реагуючих речовин виражається законом діючих мас(Гульдберг, Вааге, 1864-1867 pp.): за сталої температури швидкість xімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Для реакції mА + nВ → pС + gD закон діючих мас виражається рівнянням:

ν = k ∙

де с_Аi с_В– концентрації речовин, моль/л; k – коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.

Це рівняння називається кінетичним рівнянням реакції. Із нього неважко встановити фізичний зміст константи швидкості. Вона чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації кожної з реагуючих речовин становлять 1 моль/л. Константа швидкості залежитъ від природи реагуючих речовин, від температури, тиску, але не залежитъ від їx концен-трації.

Закон діючих мас застосовується лише до газоподібних i розчинених речовин, він не розповсюджується на реагуючі речовини у твердому стані, оскільки їх концентрації є стабільними i вони реагують лише на поверхні.

Залежність швидкості реакції від температури визначається (наближено) правилом Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій зростає у 2-4 рази.

Математично ця залежність виражається співвідношенням:

де – швидкості реакції за початкової – t₁ ікінцевої t₂ температурах;

γ – температурний коефіцієнт швидкості peaкції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10 градусов (γ = 2 - 4).

Температура впливає на швидкість хімічної реакції, збільшуючи константу швидкості.

Енергія активації

3 підвищенням температури число активних молекул значно зростає, внаслідок чого збільшується швидкість реакції. Це пояснюється збільшен-ням кількості так званих «активних молекул», тобто молекул, що мають енергію, достатню для здійснення даної реакції при їх зіткненні.

Енергія, яку потрібно надати молекулам (частинкам) реагуючих речовин, щоб перетворити їх на активні, називається енергією активації.

Її визначають експериментально i позначають літерою Е_аi виражають у кДж/моль.Енергія активації залежить від природи реагуючих речовин i є характеристикою кожної реакції.

Для того, щоб реакція між молекулами була можливою, молекули повинні мати надлишкову енергію, що більша за середню на величину, рівну енергії активації.

Поняття про каталіз i каталізатори

Каталізом називають зміну швидкості хімічних реакцій в присут-нocтi речовин, які самі після реакції залишаються хімічно незміненими. Зазвичай каталізаторами називаютьея лише прискорювачі реації, а інгібіторами – уповільнювачі.

Якщокаталізатор i peaгуючі речовини перебувають у одній фазі, тоді каталіз називають гомогенним, якщо у piзниx фазах – гетерогенним. Дія каталізаторів: 1) не змінює теплового ефекту реакції; 2) знижує енергію активації як прямої, так i зворотної реакції на одну й ту саму величину ΔЕ, тому не порушує рівноваги; 3) збільшуючи однаковою мірою швидкість прямої i зворотної реакцій, скорочує час досягнення piвноваги; 4) є вибірковою, що визначається природою каталізатора i умовами його застосування.

Хімічні реакції, що відбуваються за участю каталізаторів, називаються каталітичними. Розрізняють гомогенний (однорідний) і гетерогенний (неоднорідний) каталіз.

Для гомогенного каталізувстановлено, що швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації каталізатора.

Механізм гомогенного каталізу звичайно пояснюють за допомогою теорії проміжних сполук. У відповідності з цією теорією каталізатор (К) спочатку утворює з однією із вихідних речовин проміжну сполуку (АК). Ця сполука реагує з іншою вихідною речовиною з відновленням каталізатора. Схематично це можна зобразити таким чином:

А + Б ® АБ (реакція протікає повільно) (а)

Каталізатор розбиває процес на дві стадії:

А + К ® АК (реакція протікає швидко) (б)

АК + Б ® АБ + К (реакція протікає швидко). (в)

Швидкості реакцій (б) і (в) у багато разів більші від швидкостей процесу (а), оскільки стадії (б) і (в) характеризуються меншою енергією активації. Таким чином, причина збільшення швидкості реакції в присутності каталізатора полягає у зменшенні енергії активації цієї реакції.

У відповідності з цією теорією процес окиснення SO₂ до SO₃за участю каталізатора – нітроген (ІІ) оксиду можна схематично зобразити таким чином:

SO₂ + О₂ ® SO₃;

А + Б ® АБ.

Реакція протікає повільно. При введенні каталізатора відбувається утворення проміжної сполуки:

NO + О₂ ® NO₂;	SO₂ + NO₂ ® SO₃ + NO;
К + Б ® КБ;	А + КБ ® АБ + К.

Підчас гетерогенного каталізуpeaгуючі речовини i каталізатор утворюють систему з різних фаз. Міжкаталізатором i реагуючими речовинами існує поверхня поділу. Зазвичай, каталізатор – тверда речовина,а реагують між собою речовини – гази або рідини. Поверхня каталізатopa є неоднорідною. На ній є так звані активні центри, на яких в основному i відбуваються каталітичні реакції.

<123 4 5 6 7 >

Дата добавления: 2016-11-22; просмотров: 1021;