В) исходные в-ва находятся в равновесии с активированным комплексом

В отсутствии катализатора бимолекулярная реакция протекает по схеме:

В присутствии катализатора реакция имеет другой механизм:

1) образование промежуточного соединения АК в результате обратимого взаимодействия между катализатором и одним из исходных веществ:

Гетерогенный катализ – каталитические реакции, идущие на поверхности раздела фаз, образуемых катализатором и реагирующими веществами. В каждой гетерогенно-каталитической реакции можно выделить как минимум шесть стадий:

1. Диффузия исходных веществ к поверхности катализатора.

2. Адсорбция исходных веществ на поверхности с образованием некоторого промежуточного соединения:А + В + К ––> АВК

3. Активация адсорбированного состояния (необходимая для этого энергия есть истинная энергия активации процесса):АВК ––> АВК^#

4. Распад активированного комплекса с образованием адсорбированных продуктов реакции:АВК^# ––> СDК

5. Десорбция продуктов реакции с поверхности катализатора.СDК àС + D + К

6. Отвод продуктов от поверхности катализатора путем диффузии.

Таким образом, и в гетерогенном катализе ускоряющее действие катализатора связано с понижением энергии активации, которое происходит за счет образования реагирующими веществами промежуточных поверхностных соединений на активных участках катализатора.

Специфической особенностью гетерокаталитических процессов является способность катализатора к промотированию и отравлению.

Промотирование – увеличение активности катализатора в присутствии веществ, которые сами не являются катализаторами данного процесса (промоторов). Например, для катализируемой металлическим никелем реакции. СО + Н₂ ––> СН₄ + Н₂О

Отравление – резкое снижение активности катализатора в присутствии некоторых веществ (т. н. каталитических ядов).

31) Закон Рауля и следствия из него.

Закон Рауля. Относительное понижение упругости пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего компонента.

барометрическая формула Больцмана.

Следствия из закона Рауля:

1. Растворение нелетучего компонента в растворителе приводит к расширению температурной области существования жидкой фазы.

2. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.

3. Растворы, содержащие одинаковое число молей растворенных веществ в одинаковых молях растворителя, обнаруживают одно и то же понижение температуры замерзания и одно и то же повышение температуры кипения.

Δtкип=Э x Смоляльн, где Э – эбуллиоскопическая константа, +0,52.

Δtзам=К x Смоляльн, где К – криоскопическая константа, равная –1,86.

Эбуллиоскопическая константа – разница между температурой кипения раствора и температурой чистого растворителя.

Криоскопическая константа – разница между температурой замерзания раствора и температурой чистого растворителя.

32) Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса.
Электролиты – вещества, которые подвергаются электролитической диссоциации, и вследствие чего их расплавы или растворы проводят электрический ток.
К электролитам принадлежат все соли, а также кислотные, основные и амфотерные гидроксиды.
Раствор электролита представляет собой смесь молекул растворителя и сольватированных (ионы растворенного вещества, окруженные соответственно ориентированными диполями растворителя) молекул и ионов растворенного вещества. Относительное количество молекул, распавшихся на ионы, характеризующее степень диссоциации электролита α, зависит от природы растворителя, природы и концентрации электролита, температуры, давления и наличия других электролитов в растворе.
Процесс распада полярного вещества в растворе на ионы называют электролитической диссоциацией (ионного – ионизацией). По способности к электролитической диссоциации электролиты обычно подразделяют на сильные и слабые.К сильным электролитам обычно относят вещества, которые в растворе практически полностью диссоциированы на ионы. Слабыми электролитами считают вещества, степень диссоциации, которых невелика.

Теория электролитической диссоциации и основанная на ней классификация кислот и оснований в полной мере применимы лишь к водным растворам.

Списать с тетради!

35) Электропроводность растворов электролитов!

Электропроводность ("Каппа") раствора - величина, обратная его сопротивлению R, имеет размерность Ом^-1. Для проводника постоянного сечения K=kS/l,где S - площадь сечения проводника; l - длина проводника;

Удельной электропроводностью ("каппа") раствора н-ся элект-ть слоя раствора длиной 1 см, заключенного между электродами площадью 1см². Она выражается в Ом^-1. см^-1. В системе СИ удельная электропроводность измеряется в Ом^-1. м^-1.

Эквивалентной электропроводностью ("лямбда") называется электропроводность такого объема раствора, в котором содержится 1 г-экв растворенного вещества; при условии, что электроды находятся на расстоянии 1 см друг от друга, она выражается в Ом^-1. см^2. г-экв^-1. Лямбда=k/C=kV,где V = 1/ C - разведение (или разбавление) раствора, т.е. объем, в котором содержится 1 г-экв растворенного вещества, а C - эквивалентная концентрация (нормальность) раствора. В системе СИ эквивалентная электропроводность выражается в Ом^-1. м^2. кг-кв^-1.

Эквивалентная электропроводность растворов электролитов возрастает с ростом разбавления раствора и при бесконечном разбавлении (т.е. при бесконечно малой концентрации) достигает предельного значения, которое называется эквивалентной электропроводностью раствора при бесконечном разведении.

В разбавленных растворах сильных электролитов выполняется эмпирический закон Кольрауша (закон квадратного корня): ,где и ⁰ - эквивалентная электропроводность раствора при концентрации С и при бесконечном разведении, A - константа (при данной температуре) для данного электролита и растворителя.

В растворах слабых электролитов лямбда и лямбда0 связаны со степенью диссоциации альфа электролита уравнением Аррениуса: лямбда/лямбда0 = альфа.

Кроме того, выполняется закон разведения Оствальда, который для бинарного электролита записывается следующим образом: ,где K - константа диссоциации слабого электролита.

Электропроводность электролитов связана со скоростями движения ионов в растворе. Скорость движения v_i [м^.с^-1] иона в растворе пропорциональна напряженности приложенного электрического поля E [В^.м^-1]: v_i = u_iE.

Коэффициент пропорциональности u [м^2. с^-1. В^-1] называется абсолютной подвижностью иона.

Произведение u_iF (F - постоянная Фарадея) называется подвижностью иона _i [Ом^-1. м^2. кг-экв^-1]: _i = u_iF.

Подвижность иона при бесконечном разбавлении называется предельной подвижностью иона и обозначается лямбда0.

Согласно закону Стокса, предельная подвижность ⁰ иона с зарядом z и радиусом r в растворителе с вязкостью h описывается формулой: ,

где e - элементарный заряд, F - постоянная Фарадея.