Строение атома

Основной постулат химической кинетики ("закон действующих масс») — скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Для элементарной гомогенной реакции:

аА + BВ =.

V = k [A] a [B] b, где k  — константа скорости химической реакции; зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

Р ивняння Вант-Гоффа:

V t2 = V t1 t / 10

где V t2 и V t1 — скорости реакции при температурах t 2 и t 1;

t = t 2 — t 1;

 — Температурный коэффициент скорости химической реакции.

Химическая равновесие

Обратные и необратимые химические реакции

Обратными называют реакции, по истечению которых исходные вещества полностью не расходуются.

необратимые называют реакции, по истечению которых хотя бы одна из исходных веществ расходуется полностью.

Закон действующих масс для системы в состоянии химического равновесия  — произведение концентраций продуктов реакции разделен на произведение концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре является величиной постоянной.

Для элементарной гомогенной реакции:

аА + BВ = сС + dD

K С = [A] a [B] b / ([A] a [B] b), где K С — константа химического равновесия, зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

Принцип Ле-Шателье  — если система, находящаяся в состоянии химического равновесия, подвергается внешнему воздействию, то состояние равновесия меняется таким образом, что данное действие уменьшается.


купить тунику

Дисперсные системы и растворы

дисперсной называют систему, в которой одна или несколько веществ измельченные и распределены в другом веществе

Дисперсная фаза  — вещество, образует дискретную часть дисперсной системы

дисперсионная среда  — вещество, образует сплошную часть дисперсной системы

Классификация дисперсных систем по размеру частиц дисперсной фазы

r > 100 нм  — грубодисперсные системы (механические смеси)

1 < r <100 нм  — тонкодисперсные системы (коллоиды)

r <1 нм  — истине растворы.

Концентрация растворов

Массовая доля ( )

= M2 / m, где m2 — масса растворенного вещества, m — масса раствора

моли ( C M )

CM = / V, где — Количество растворенного вещества, V — объем раствора, единица измерения моль / л (М) .

Растворы электролитов

Электролиты — вещества, диссоциируют на ионы при растворении в полярных растворителях

Электролитическая диссоциация — процесс распада вещества на ионы при растворении

Степень диссоциации  — судьба количества вещества электролита, распалась на ионы

= / 0

где 0 — исходное количество вещества;

 — Изменение количества реагирующего вещества.

При постоянном объеме V = const = C / C0.

Классификация электролитов по величине степени диссоциации

Для 0,1 М растворов обычно принимают < / p>

При <0,1, то электролиты относят к слабым, при 1 - к сильным.

Правила составления ионно-молекулярных уравнений химических реакций

1. Сильные электролиты записывают в виде ионов;

2. Слабые электролиты, газы и нерастворимые вещества — в виде молекул.

Гидролиз солей

 — реакция обменного взаимодействия соли с водой, обратная реакции нейтрализации

Типы реакций гидролиза

Чистяковой гидролиз — реакция обменного взаимодействия соли с водой является обратной

Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой:

1. Mg2 + + H2O = MgOH + H +;

2MgSO4 + 2H2O = (MgOH) 2SO4 + H2SO4;

2. MgOH + + H2O = Mg (OH) 2 + H +;

(MgOH) 2SO4 + 2H2O = 2Mg (OH) 2 + H2SO4.

Характер водной среды — кислый

Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой:

1. СO32 + H2O = HСO3

Na2СO3 + H2O = NaHСO3 NaOH;

2. HСO3 + H2O = H2СO3

NaHСO3 + H2O = H2СO3 NaOH.

Характер водной среды — щелочной

Полный гидролиз — реакция обменного взаимодействия соли с водой практически необратимой

< p> Полному гидролиза подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, если в результате реакции образуются нерастворимые вещества и (или) газы

Al2S3 + 6H2O = 2Al (OH) 3 + 3H2S

< p> окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

 — реакции, при протекании которых происходит передача электронов от одних частиц к другим

Окислитель ( Ox )  — частица, принимающего электроны

Восстановитель (Red)  — частица, отдает электроны

Классификация окислительно-восстановительных реакций

* Межмолекулярные  — реакции, в которых элемент окислитель и элемент восстановитель входят в состав различных молекул

* Внутримолекулярные  — реакции, в которых элемент окислитель и элемент восстановитель входят в одну и ту же молекулы

* Реакции дисмутации  — один и тот же элемент играет и роль окислителя и роль восстановителя

Метод электронного баланса  — метод подбора коэффициентов в уравнениях ОВР

Метод электронного баланса заключается в последовательном выполнении определенных операций, рассмотрим на конкретном примере

Пример

Подобрать коэффициенты в уравнении окислительно-восстановительной реакции:

KMnO4 + NaCl + H2SO4 = MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

1 Определить элемент окислитель и элемент восстановитель, их продукты и составить схему электронного баланса

K Mn +7 O4 + Na Cl + H2SO4 = Mn 2 SO4 + Cl 0 2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O < / p>

Ox Red

Mn + 7 + 5 = Mn + 2

Cl = Cl0

1

5

2

10

Коэффициенты в схеме электронного баланса называют основными

Если основные коэффициенты имеют целый общий множитель, то их сокращают

Если при подстановке основных коэффициентов возникает мелкий коэффициент, то их удваивают

В данном случае есть необходимость удвоения основных коэффициентов, чтобы избежать мелкого коэффициента при Cl2

2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O

2 . Подобрать коэффициенты к кислотным и основных остатков

2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O

3 . Подобрать коэффициент к водорода

2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O

Термическая стабильность неорганических солей

Карбонаты

* средние карбонаты щелочных металлов

* кислые карбонаты щелочных металлов

* средние карбонаты металлов, образующих термически стабильные оксиды

* кислые и основные карбонаты металлов, образуют термически стабильные оксиды

* карбонаты металлов, образующих термически нестабильные оксиды

Нитраты < / I>

* нитраты щелочных металлов

* нитраты металлов, образующих термически стабильные оксиды

* нитраты металлов, образующих термически нестабильные оксиды

Фосфаты

* фосфат щелочных металлов

* дигидроортофосфат щелочных металлов

Соли аммония

* бихромат аммония

* нитрит аммония

* нитрат аммония < / p>

* хлорид аммония