Изотерма мономолекулярной адсорбции Ленгмюра

(для р-ров, для газво вместо С – Р(давление))

Г- адсорбция в-ва -максимальная адс-я К –константа распред-я С – равновесная конц-ция сорбцир в-ва в р-ре

I: (ур-е Генри)

II:

 

Наиболее важные адсорбенты:

· Полярные (силикогель, алюмогель, иониты –катиониты и аниониты)

· Неполярные – активированный уголь

Применения: очистка воды и катализаторы + природный адсорбент - глина

28) Химическая кинетика. Закон действующих масс. Уравнение Аррениуса.

Химическая кинетика –наука о механизмах химических реакций и закономерностях их протекания во времени.

Закон действующих масс устанавливает влияние концентрации реагирующих в-в на скорость – скорость хим р-ции прямопропорциональна конц-циям реагир-х в-в, возведенных в некоторую степень. Кинетич ур-е р-ции где αА +βВ+…= продукты

Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры T.

- здесь A характеризует частоту столкновений реагирующих молекул, R — универсальная газовая постоянная, Е – энергия активации р-ции

зависит только от природы реакции и темп-ры(не зависит от конц-ций).

 

29) Гомогенные и гетерогенные реакции. Факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций.

Гомогенные реакции – это химические реакции, в которых все в-ва нах-ся в одной фазе. Скорость = =[моль/дм^3*с]. Средняя скорость

Гетерогенные реакции – либо реагирующие в-ва либо продукты должны образовывать несколько фаз. Скорость =[моль/м^2*с], S – площадь контакта различных фаз.

Факторы влияющие на скорость:

1. Природа реагир-х в-в (основополагающий фактор)

2. Концентрация ЗДМ где αА+βВ+…=продукты

3. Темп-ра - правило Ван Гофа ( при увелич-и на 10 темп-ра ↑ в 2-4 раза – искл: NO+O2=NO2

4. Наличие посторонних в-в: а) не влияют; б) ↑ с помощью ктализа(катализаторами – гомогенные и гетерогенные). Катал-р ускоряет р-цию но сам не расходуется. в)↓ с помощью ингибирования (ингибиторами)

Факторы влияющие только на скорость гетерогенных:

1. Степень измельчения в-ва

2. Механическое перемешивание

30) Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие — это термодинамическое равновесие в системе, между компонентами которой происходят химические реакции.

через конц-цию для газов(в атм) через молярную долю

Факторы влияющие на химическое равновесие:

· Температура. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

· Общее давление. При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ(хим кол-во), а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

· Концентрация/парциальное давление исходных веществ и продуктов реакции. При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

Принцип Ле Шателье - Если для реакции находящейся в равновесии изменяется какой-либо параметр, то реакция перейдет в новое состояние равновесия, в котором действие внешнего изменения будет уменьшаться.

31) Энтропия системы и ее изменение в различных процессах. Энергия Гиббса как критерий протекания химических процессов.

Энтропия – характеристика вещества, которая характеризует степень внутреннего беспорядка.

Изменение энтропии химической реакции ΔS равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ умноженные каждый на свое кол-во моль.

Энергия Гиббса – это критерий самопроизвольного протекания химической реакции:

G<0 – р-ция возможна G>0 – невозможна

G=0- равновесие

Самопроизвольное протекание химических процессов определяется двумя факторами: 1)стремлением к образованию прочных связей между частицами, более сложных веществ, сопровождающимся уменьшением внутренней энергии системы; 2) стремлением к разъединению частиц, к беспорядку, характеризуемым возрастанием энтропии.

 

 

32) Основные законы термохимии и термохимические расчеты.

Термодинамика – это наука, изучающая виды превращения энергии

Химическая термодинамика изучает процесс превращения энергии в химических реакциях

Термохимия (1 раздел хим термодинамики) рассматривает энергетические эффекты хим реакций. с точки зрения термохимии все реакции дел-ся на 2 группы:

· Экзотемические(выделение тепла) Q>0, ∆H<0

· Эндотермические (поглощение тепла) Q<0, ∆H>0 (Q=-H)

H – энтальпия (теплосодержание)

Закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции зависит только от природы реагентов и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания

Следствия из з-на Гесса:

1. С термохим ур-ями можно проводить арифм действия

2. Тепловой эффект прямой р-ции равен тепловому эффекту обратной с противоположным знаком

3. (и умножить на коэф перед в-во)

 

33) Степень окисления. Окислители и восстановители. Окислительно – восстановительные реакции.

Степень окисления — это условный заряд, который приобрел бы атомв случае полной отдачи или полного присоединения эелектронов хим связи.

Окислитель — хим элемент, который присоединяет е и тем самым понижает степень окисления.

Восстановители - хим элемент, который отдает е и тем самым повышвет степень окисления.

Окислительно-восстановительные реакции, ОВР — это реакции, в которых изменяется степень окисления элементов.

Классификация ОВР:

1. Межмолекулярная, в которой меняется степень оксил-я в различных элементах.

2. Межмолекулярная, в которой меняется степень оксил-я одного элемента – конпропорционирование(из разных в одну).

3. Внутримолекулярная ОВР, в которых меняют степени оксил-я атомы различных элементов.

4. Внутримолекулярная ОВР, в которых меняют степени оксил-я атомы одного элемента.= – диспропорционирование(из одного в разные).

Типичные окисл-ли – простые в-ва неМе, гологены, кислород, сера + соедин-е Ме и неМе в ↑ положит степенях

Типичные восстан-ли – простые в-ва Ме, неМе в отриц степени окисл-я, Ме не в макс степени.

34) Окислительно-восстановительный потенциал полуреакций. Уравнение Нернста.

О-в способность того или иного соединения можно определить рассчитав для него велечину о-в потенциала.

Уравнение Нернста:

где:

E — электродный потенциал, — стандартный электродный потенциал, измеряется в вольтах;

R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);

T — абсолютная температура 298К;

F — постоянная Фарадея, равная 96485,35 Кл·моль⁻¹;

n/Z — число электронов, участвующих в процессе;

и /С— концентрация окис и восстан

Факторы, влияющие на Е:

1. Природа ()

2. Темп-ра

3. Соотношение конц-ций

4. Протекание побочных реакций(благодаря чему изменяется концентрация)

∆ = восст(через прямую) - окис(через обратную)

>0 р-ция возможна

<0 невозможна

=0 равновесие