Катализ гомогенный и гетерогенный
Катализатор. В-ва, не расходующиеся в рез-те протекания реакции, но влияющие на ее скорость, наз-ся катализаторами. Явление изменения скорости р-ии под действием таких веществ наз-ся катализом. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу. В случае гетерогенной катализа катализ-р находится в системе в виде самостоятельной фазы.Катализ-ры, уменьш-ие скорость р-ии наз-ся ингибиторами. В большинстве случаев действие катл-ра объясняется тем что, он снижает энергию активации р-ии. В присутствии катал-ра изменяется путь, по которому проходит суммарная р-ия, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость химической р-ии.
28. Классы неоргонических соединений: а)оксиды (кислотые, основные, амфотерные); б) гидроксиды ( щелочи, основания, амфотреные); в) кислоты; г) соли.Оксиды неметаллов и d- элементов высокой степени окисления имеют кислотный характер. Кислотными наз-ся оксиды, вз/д с основаниями с образованием солей. Оксиды металлов с низкой степенью окисления образуют при растворении основания. Амфотерными наз-ся оксиды образ-ие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерные оксиды образуют металлы с относительно невысокой электроотрицательностью, такие как Al, Pb, Sn, Cr и др. Нейтральные оксиды, например, CO, No не реагируют с водой, кислотами и основаниями. Кроме оксидов, кислород образует пероксиды, в кот имеются связи м/у атомами кислорода, например, Na2O2 (Na-O-O-Na). Гидроксиды- в-ва, содержащие гидроксогруппы ОН. Некот из проявляют свойства оснований- NaOH, KOH, другие свойства кислот- НNO3 , существуют и амфотерные , способные проявлять как основные так и кислотные свойства- Zn(OH)2. Кислотами наз-ся в-ва, диссоциирующие в растворах с образов ионов водорода. К кислотам относятся в-ва, способные отдавать ион водорода, т.е. быть донорами протонов. Характерное химическое свойство кислот- их способность реагировать с основаниями с образованием солей. Соли- в-ва, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. При полном замещении водогрода получаются мреднте соли. При полном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксо-групп основания- основные соли.
29. Диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.В растворах некот электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации ыло введено понятие степень дис-ии. Отношение числа молекул, диссоциир-ых на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита наз-ся степенью диссоциации.П остепени электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным относятся те, у кот в растворах степень диссоциации равна 1 и почти не зависит от концентрации раствора. Электролиты у которых степень меньше 1 и уменьшается с ростом концентрации наз-ся слабыми. К ним относятся вода, ряд кислот, основания p-,d-,f- элементов. Константа диссоциации зависит от природы в-ва и растворителя, а также от температ-ры и не зависит от конц раствора.
30. Закон разбавления Оствальда.
В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо, и следовате-но, к нему может быть применен закон действующих масс. Константа равновесия для процесса диссоциации наз-ся константой диссциации. Контсанта диссоциации зависит от природы в-ва и растворителя, а также от температ-ры и не зависит от конц раствора. Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы. Кд=α2/(1-α)*V – уравнение Оствальда. Уравнение наз-ся законом разбавления Оств-да. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступеи всегда на енсколько порядков ниже, чем по предыдущей.
Гидролиз солей
Гидролизом солей наз-ся р-ии обмена между водой и растворенными в ней солями. В рез-те протекания процееса гидролиза соли в растворе появляются некоторое избыточное количество ионов Н или ОН, сообщающее раствору кислотные или основные свойства.В рез-те образуется основание и кислота. Таким образом прцесс гидролиза соли во многом обретен прцессу нейтрализации, т.е. процессу взаимодействия кислот основаниями. Гидролизу не подвергаются соли, образован-ные сильными кислотами и основаниями, например, КСl. Гидролиз соли, образ-ый слабой кислотой и сильным основанием, например, CHCOONa. При гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, происходит увеличение рН системы, т.е. среда становится основной( происходит подщелачивание раствора). Гидролиз солей. Образованной сильной кислотой и слабым основанием, например, NH4Cl.. Таким образом, гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, приводит к подкислению раствора. Гидролиз соли, образованный слабым основанием и слабой кислотой, например NH4F. При гидролизе слабых оснований и слабых кислот происходит подщелачивание и подкисление раствора. Гидролиз применяется при получении ценных продуктов из древесины, жиров и др. в-в.