Химическая термодинамика
1. Химическая термодинамика- изучает законы, которые управляют энергетическим эффектом химических и биохимических реакций (выделение или поглощение тепла, света, электричества, совершения работы). Изучает переход энергии из одной формы от одной части системы к др. Изучает возможность и направление протекания произвольных процессов.
2. Термодинамическая система- произвольно выбранная часть пространства, заполненная одним или совокупностью веществ, между которыми возникают тепло -и массообмен и отделен от окружающей среды реальной или воображаемой границей раздела.
Физические величины, которые характеризуют состояние системы, называется термодинамическими параметрами (V, m системы или компонента, C компонента , t, p).
Термодинамические функции состояния -энергетические характеристики, которые зависят от термодинамических параметров, характеризующих состояние системы, и не зависят от способа достижения данного состояния(внутренняя энергия, энтальпия, энтропия)
3. Системы:
1) изолированные(система не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией) – абсолютно изолированных систем не существует, но к ним стремится термосы, калориметры, Вселенная.
2) закрытые(системы обмениваются с окружающей средой энергией, а веществом нет) – закрытая горячая колба.
3) открытые(системы обмен с окружающей средой и веществом и энергией) – открытая колба, живые организмы.
4) гомогенные(системы из компонентов в одном и том же агрегатном состоянии, не имеют поверхности раздела. Части такой системы не отличаются друг от друга по свойствам во всех точках(водные растворы кислот, щелочей, солей, плазма, вода в колбе).
5) гетерогенные(системы из нескольких компонентов в разном агрегатном состоянии и с границей раздела)(вода и толуол, кровь, молоко).
5. Фаза- физически гомогенная часть гетерогенной системы, характеризующаяся одинаковыми химическими свойствами, которую можно отделить механическим путем.
Гомогенные- однофазные(вода, спирт).
Гетерогенные- многофазные(графит, масло).
Например, молоко: (3 фазы):
1) водная, в которых растворены соли, белки, углеводы.
2) капельки жидких жиров(жировая фаза).
3) мельчайшие частицы твердых жиров.
6. Термодинамические параметры системы:
1) объем системы
2) масса системы
3) масса или концентрация компонентов
4) температура
5) давление
Функции состояния – энергетические характеристики, которые зависят от термодинамических параметров, характеризует состояние и не зависит от способа достижения данного состояния системы
1) внутренняя энергия системы
2) энтальпия
3) энтропия
7. Внутренняя энергия системы– энергия, которой обладают атомы и молекулы и освобождающаяся при химических или физических процессах
8.Виды обмена энергии системы с окружающей средой
1)работа – упорядоченная форма передачи энергии, сопровождающаяся переносом частиц вещества в определенном направлении.
2)теплообмен – неупорядоченная форма передачи энергии, происходит в результате хаотичного теплового движения мол-л, не сопровождается переносом вещества.
9.Работа – упорядоченная форма передачи энергии, сопровождающаяся переносом частиц вещества в определенном направлении А=р∆V
10. Экзотермические – химические реакции при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю систему выделяется теплота.
Эндотермические – реакции в результате которых энтальпия возрастает и система поглощает теплоту из вне.
Изохорные – изменение состояния системы происходит при постоянном объеме.
Изобарные – постоянное давление.
Изотермические – постоянная температура.
11. Первый закон термодинамики – разные формы энергии не исчезают и не возникают из ничего, а переходят друг в друга в строго эквивалентном соотношении.
Для изолированных систем общий запас внутренней энергии остается постоянным ∆Е=0
Для закрытой системы: энергия, полученная системой в форме теплоты, расходуется на увеличение внутренней энергии и на совершение работы Q=∆E+A
12. Термохимические уравнения – уравнения для которых указывается соответствующая этим реакциям энергия Гиббса
13. Энтальпия(Н) – функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе. Энергия, которой обладает система, находящаяся при постоянном давлении занимающая определенный объем.
14. Энтальпия образования- энтальпия реакции образования одного моль вещества, заданных исходных веществв.
Стандартная энтальпия для сложного вещества- изменение энтальпии системы, сопровождающееся образов 1 моль вещества из простых веществ при стандартных условиях
15. Закон Гесса- суммарный тепловой эффект реакции (дельта Н реакцции) не зависят от промежуточных состояний и путей перехода, а зависит от начального и конечного состояния системы.
Практическое значение закона состоит в том, что он позволят рассчитывать тепловые эффекты различных процессов.
16. Следствия из закона Гесса
1)тепловой эффект реакции = разности сумм продуктов теплообразования реакции и сумме продуктов теплообразования исходных веществ с учетом кол-ва молей в реакции.
∆Но298= ∑Но298 - ∑Но298
2)тепловой эффект реакции = разности суммы продуктов сгорания исходных веществ и суммы продуктов сгорания реакции с учетом кол-ва молей
∆Но298= ∑Но298 - ∑Но298
3)тепловой эффект образования вещества = тепловому эффекту разложения с обратным знаком.
∆Но298 = -∆Но298
4 )если протекают 2 реакции, приводящие из одних начальных состояний к разным конечным, то разница тепловых эффектов будет = тепловому эффекту перехода одного конечного состояния в др.
5)если протекают 2 реакции из разных начальных состояний приводящих к одинаковому конечному , то разница тепловых эффектов этих реакций будет = тепловому эффекту перехода одного начального состояния в др.
17. Белки и углеводы: 17кДж = 4 ккал
Жиры: 38кДж = 9ккал
18. Применение:
1) живой организм – открытая система
2) энергия не продуцируется организмом, а выделяется при окислении питательных веществ
3) энергия пищи накапливается в организме постепенно в виде макроэргических связей, а не в виде теплоты
4)по мере необходимости энергия макроэргических связей расходуется на совершение всех видов работ
Виды работ:
1) сокращение мышечных волокон
2) активный перенос веществ через клеточные мембраны
3) химические работы по синтезу органических соединений, входящих в состав тканей организма
19.Обратимый процесс (то есть равновесный) — термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат энергии
Необратимым называется процесс, который нельзя провести в противоположном направлении через все те же самые промежуточные состояния, т.е невозможно после реакции получить исходные вещества в первоначальном состоянии без дополнительных затрат энергии
20. Энтропия– функция состояния системы, приращение которой = теплоте, подвод к системе в обрат изотермическом процессе, деленной на абсолютную температуру, при которой осуществляется этот процесс
∆S=Q/T Дж/моль*К
21. Энтропия – мера хаоса в системе
S=k*lnW
22. Изменение энтропии в состоянии равновесия = 0
Sг>Sж>Sаморф>Sкр
Энтропия более сложной молекулы > энтропии простой
Сумма энтропии мономеров > энтропии полимеров
23. В реакции процессов полимеризации энтропии уменьшается, в результате процессов дезагрегации происходит увеличение энтропии.
24. Изменение энтропии зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от путей перехода(дельта S=S2-S1).
25.Возможные формулировки 2 закона термодинамики
1) Любая изолированная система предоставленная самой себе изменяется в направлении состояния, обладающего максимальной вероятностью
2) Энтропия изолированной системы возрастает в необратимом процессе и остается неизменной в обратимом (она никогда не убывает)
3) Самопроизвольные процессы идут в направлении от менее вероятного к более вероятному состоянию системы
4) Теплота не может самопроизвольно передаваться от холодного тела к горячему
26. Энтропия является критерием осуществимости химической реакции в изолированной системе. Больше 0(необратимые реакции), равно 0(обратимые ,системы в равновесии), меньше 0(химические реакции невозможны).
27. Энергия Гиббса – критерий возможности протекания реакций в закрытых и открытых системах (изобарно-изотермический потенциал).
∆G=∆H-T∆S
В закрытых и открытых системах:
Если ∆G<0,то реакция протекает в прямом направлении(р-ция возможна)
Если ∆G=0,то система в равновесии.
Если ∆G>0,то реакция невозможна в прямом направлении.
28. Энергия Гиббса показывает, что осуществление химических реакций возможно только за счет 2-х факторов: (движущие силы процесса) ∆G=∆Н-Т∆S:
Энтальпийного и Энтропийного факторов.
Стремление системы к минимальному содержанию внутренней энергии(к снижению энтальпии) – энтальпийный фактор.
Стремление системы к увеличению энтропии – энтропийный фактор.
29. Энергия Гиббса химической реакции = разности сумм энергий Гиббса продуктов реакции и сумм энергий Гиббса исходных веществ.
∆Go298 реакции = ∑∆Go298 (образ продууктов) - ∑∆Gо298(образование исходных веществ при стандартных условиях)
30. Особенности термодинамики живых организмов
1) Организм обменивается с внешней средой как массой, так и энергией
2) Все системы живого организма гетерогенны и многофазны
3) Процессы в живых системах в конечном итоге необратимы
4) Живые системы находятся не в равновесном состоянии, а в стационарном
31. ∆S живого организма происходит:
1) в процессе усвоения пищи
2) в процессе выведения продуктов окисления
3) в процессе синтеза высокомолекулярных веществ
4) в период эмбриогенеза и старения, инфекций и злокачественных заболеваний
32. Экзэргонические – реакции при протекании кот происходит уменьшение энергии Гиббса системы и самой системой совершается работа
Эндэргонические – реакции в результате которых энергия Гиббса возрастает и над системой совершается работа
33. Обратимые химические реакции – реакции, протекающие одновременно в 2х противоположных направлениях (прямом и обратном)
Химическое равновесие – состояние химической системы, в которой обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой
34. Скорость прямой химической реакции во времени уменьшается, т.к уменьшается концентрация исходных веществ, а скорость обратной – увеличивается, т.к увеличивается концентрация полученных веществ
35. Обратимые реакции протекают практически до конца, если образуется газ, осадок, слабый электролит.
36. Константа химического равновесия – величина, определяющая соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Она не зависит от концентрации, но зависит от природы и температуры
37. ∆G=RTlnПс/Кс
С помощью уравнения изотермы можно рассчитать энергию Гиббса реакции при заданном значении Пс (стехиометрское соотношение концентр веществ), если известна константа равновесия реакции. И наоборот, если известна энергия Гиббса реакции при заданном Пс, т.е заданных концентрациях реагентов и продуктов можно рассчитать Кс – константа равновесия
38. Принцип Ле-Шателье
Если на систему, находящуюся в равновесии направить внешнее воздействие (температура, концентрация, давление), нарушить это равновесие, то в ней происходят изменения, уменьшающие это воздействие
Химическая кинетика
39. хим. кин-ка – это раздел физической химии, в котором изучается скорость химической р-ции и влияние наее различных факторов(конц-ии, t, P, Hh, катализаторов)
40. Гомогенные и гетерогенные хим. Реакции Р-ция является гомогенной, если реагирующие в-ва находятся в одной фазе, а если в разных фазах – гетерогенной Пр: Н2(г)+I2(г) =2НI(г) – гомогенная; Zn(т)+2HCl(р)=H2(г)+ZnCl2(р) – это гетерогенная
41.Средния скорость-это отношение уменьшения конц.исходного вещества или увел.конц. продукта к промежутку времени в течении которого идет данное изменение (скорость-велечина всегда положительная), а измен.конц. исхдных в-в может быть отриц, т.к. уменьшается.Истинная скорость-бесконечно малое измен. конц. в-в за бесконечно малый промежуток времени. V=± dC/dt
Мат.выраж. для гомогенной р-цииV= ∆C/∆t моль/ л*сек.
42. Изменение скорости необратимой реакции во времени
Скорость необратимой химической реакции – это изменение количества вещества какого-либо участника реакции в единицу времени в единице реакционного пространства.
Скорость обратимой химической реакции равна разности скоростей прямой и обратной реакций. После достижения равновесия она, очевидно, равна нулю.
43. Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называют гетерогенными. Гетерогенными сист. Явл. Смеси твердых в-в, газ+ТВ. В-в, жидкость +ТВ. В-в.Гетерогенные процессы широко распространены в природе и часто используются на практике. Примерами могут служить процессы растворения, кристаллизации, испарения, горение твердого топлива, окисления металлов, реакции, идущие на поверхности твердых катализаторов.
S(ТВ)+О2(Г)=SO2(Г) Особенности гетерогенных систем: Zn(тв)+ 2 HCl = ZnCl2 + H2
V= ± ∆C/(∆t*S)S- площадь поверхности взаимодействия. Ед. изм-я – моль/м^2*c
44.Факторы, влияющ.наск.хим.реакции Изменение концентрации реагентов, температуры, давления, величина энергии активации, площадь повер-тиреагир. в-в, катализатор
45.Закономерности протекающих реакций опр.по закону действующих масс. Скорость хим. реакций по закону пропорционально произведению конц.реагир.в-в, взятых в степени равной стехиометрическому коэффициенту
аА + вВ = сС+ dD
V(скорость) =k [H]*[B]
46.Константа скорости р-ции, её физ.смысл. От каких факторов зависит константа скорости р-ции?
Константа скорости (k) – коэффициент, не зависящий от концентрации реагирующих в-в. Она зависит от температуры, агрег. состояния, но не зависит от концентрации. Если [A]=[B]= 1 МОЛЬ/Л –>V=kN2+3H2 ->2NH3
47. Зависимость скорости гетерогенной химической реакции от поверхностной концентрации веществ в реакции определяется законом действующих масс. Так, реакция горения угля протекает тем быстрее, чем интенсивнее подается к углю кислород. В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости. Например, для гетерогенной реакции горения угляС(к) + О2(г)= СО2(г)кинетическое выражение уравнения скорости реакции по закону действующих масс запишется так k – константаскорости реакции;кон.-яО2–поверхностная концентрация кислорода, моль/м2 .
48.Р-ции простые и сложные, примеры.Понятие о лимитирующей стадии Р-цияназыв.простой, если продукт образуется в результате непосредственного взаимодействия молекул(частиц) реагентов (Пр: AgNO3(р)+NaCl(р)=AgCl(т)+NaNO3(р))
Р-цияназыв.сложной, если конечный продукт получается в результате осуществления 2х и более простых реакций(элементарных актов) с образованием промежуточных продуктов. Все биохимические реакции сложные(Пр:окисление глюкозы дикислородом в процессе клеточного дыхания)
Лимит.стадия – самая медленная стадия в сложном процессе, и скорость ее протекания определяет скорость всего процесса
49.Молекулярность реакции-это число молекул участвующих в элементарном акте хим.взаимодействия.Виды:1)мономолекулярная(I2=I+I),2)
димлекулярная(2HI=H2+I2),
3)тримолекулярная(2NO+1H2=N2O+H2O)
50.Понятие о порядке реакции. Приведите примеры, когда молекулярность и порядок реакции совпадают и когда не совпадают
Если реакция протекает последовательно через несколько гомогенных или гетерогенных элементарных стадий, то суммарная скорость всего процесса определяется самой медленной его частью, а молекулярность заменяется порядком реакции – формальным показателем при концентрации реагирующих веществ. Поэтому весь процесс в целом лучше характеризует порядок реакции.
51. При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.Для реакции aA + bB → mM + nN математическое выражение закона действующих масс имеет вид:v = k • CAa • CBb,где v - скорость реакции; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции (при CA = CB = 1 моль/л k численно равна v); CA и CB - концентрации реагентов A и B; a и b - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.Константа скорости химической реакции k определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры, от присутствия катализатора,
но не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции.
Закон действующих масс справедлив только для наиболее простых по своему механизму взаимодействий, протекающих в газах или в разбавленных растворах.
52.Уравнение кинетики р-ции первого порядка, его физический смысл
dc/dt=-k1c или А->В V=[A]^1
имеется возможность прогнозировать протекание реакции во времени
53.Время полупревращения-это велечинаопр.промежутком времени ,в течении которого начальне количество реагентов или его начальная концентрация уменьшается в ходе реакции в 2 раза,т.е на половину. t1⁄2= ln2/kk- конст-та равновесия
Для II порядка k= 1/Tlnc_(0-C)/c_(0-C)
54. Объясните влияние температуры на скорость биологических процессов
При повышении или уменьшении температуры ск.хим.р-ций существенно изменяется. С точки зрения закона действующих масс это изменение скорости обусловлено температурной зависимостью константы скорости. В интервале 273-320 К температурная зав-ть имеет нормальный хар-р. С увеличением температуры скорость возрастает, с уменьшение – падает.
55.Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант-Гоффа при повышении температуры на 10 градусов скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза
v2/v1=γ(T2-T1)/10
56.Что называется температурным коэфф.скорости р-ции? Какие значения он может принимать?
Темпер.коэфф.ск.р-цииγ – коэфф., показывающий во сколько раз измен.ск.р-ции при изменении температ.на определенную величину(например дельтаТ)
Гамма=2/4?
57. Жизнь биологических объектов может существовать в пределах интервала температур от 173 до 373 К. для биологических процессов большое значение имеет не только известный уровень температуры, но и вполне определенный температурный интервал. Скорость химических процессов обычно увеличивается с ростом температуры, и это увеличение практически ничем не лимитируется, в то время как биологические процессы имеют температурные границы, за которыми наступает резкое уменьшение их скорости и даже полное прекращение - смерть. В известной степени тепло повышает жизнедеятельность и ускоряет жизненные процессы, благотворно влияя на рост и размножение организмов. Но если температура превысит определенный предел, эти процессы быстро подавляются. На биологической кривой можно установить три характерные точки: минимальная температура (около 273 К), оптимальная и максимальная. В интервале от минимума до максимума температур интенсивность биологического процесса растет, и здесь наблюдается подчинение правилу Вант-Гоффа. При дальнейшем повышении
58.Энергия активации, разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе. Для различных химических реакций Э. а. изменяется в широких пределах — от нескольких до ~ 10 дж./ моль. Для одной и той же химической реакции значение Э. а. зависит от вида функций распределения молекул по энергиям их поступательного движения и внутренним степеням свободы (электронным, колебательным, вращательным).
Чтобы произошла химическая реакция частицы реагентов должны столкнуться,но не всякое столкновение приводит к химической реакции,а только тех частиц,которые обладают энергией,достаточной для ее осуществления.Такие частицы называют активными.Неактивную частицу можно сделать активной,если сообщить ей необходимую дополнительную энергию,которая называется энергией активации. Один из способов активации молекул - повышение температуры: при этом число активных молекул возрастает в геометрической прогрессии,благодаря чему резко увеличивается скорость реакции. Скорость реакции непосредственно зависит от энергии активации.Если энергия активации мала,то реакция идет с большой скоростью(реакции между ионами идут практически мгновенно). Если энергия активации велика,то реакция
идет медленно.В этом случае для активизации применяют нагревание,облучение,катализаторы. Под действием катализаторов у частиц(молекул) реагентов ослабляются связи между атомами и они делаются более реакционно способными. В этом случае в присутствии катализатора требуется меньшая энергия активации и скорость реакции увеличивается.
Энергия активации – это минимальная энергия взаимодействующих частиц достаточ. для того, чтобы частицы вступили в хим. р-цию.. Она зависит от природы реагирующих в-в и пути протекания р-ции, но не зависит от t.
Источником энер-ии активации связана с конц.ур-я Аррениуса. k = A*e в степени- Еa/RT
59.энер-й профиль хим. р-ции
см.рис. который мы рисовали в классе.
60.Чем определяется величина энергии активации конкретной реакции? Влияние величины энергии активации на скорость р-ции
За величину энергии активации приближенно принимают превышение средней энергии активированного комплекса над средним уровнем энергии исходных веществ. Она зависит от природы реагирующих (исходных) веществ и характеризует изменение скорости реакции от температуры. Чем больше энергия активации,тем бы стрее увеличивается с ростом температуры скорость реакции.
61. уравнение Аррениуса устанавливает связь между энергией активации и скоростью протекания реакции:
где k — константа скорости реакции, R — универсальная газовая постоянная, T— температура в кельвинах,
e-основание ln.A- предэкспанцеальныйкоэфф-т, учитывающий частоту столкновения частиц
С повышением температуры растёт вероятность преодоления энергетического барьера
62.Экспериментальное определение Еа
А)Экспериментальное определение энергии активации химических реакций основано на измерении температурной зависимости х скорости. Затем из измерений скорости реакции при различных температурах рассчитывают значения константы скорости реакции при различных температурах и далее с помощью уравнения Аррениуса находят величину энергии активации
Б)Энергию активации можно найти по экспериментальным данным несколькими способами. Согласно одному из них, исследуют кинетику реакциипри нескольких температурах (о методах см. в ст. Скорость химической реакции) и строят график в координатах In k — 1/T; тангенс угла наклона прямой на этом графике, в соответствии с уравнением Аррениуса, равен Е. Для одностадийных обратимых реакций (см. Обратимые и необратимые реакции) энергию активации реакции в одном из направлений (прямом или обратном) можно вычислить, если известна энергия активации реакции в другом и температурная зависимость константы равновесия (из термодинамических данных). Для более точных расчетов следует учитывать зависимость энергии активации от температуры.
63. значение энергии активации для упорядоченного протекания химических процессов
64. Понятие об активированном (промежуточном) комплексе. Значение этого понятия для энергетическойхар-ки р-ции
На вершине активационоого барьера реагирующие частицы А и В образуют составную молекулу [A…B]≠, называемую активированным комплексом. Он существует весьма непродолжительное время порядка 10-12 – 10-13 и быстро распадается, образуя частицы продуктов [A…B]≠→С+D
Теория активированного комплекса позволяет связать кинетику химических реакций с термодинамическими характеристиками процесса активации (дельта Н и дельта S) и теоретически вывести закон действующих масс для скорости простых реакций
При участии катал-в уместно значение Ео, что увеличивает V р-ции и выход продуктов
65.При термических превращениях горючих ископаемых протекает ряд параллельных и последовательных реакций. Параллельными называют реакции, когда исходное вещество одновременно реагирует по двум или более направлениям. Так, например, термический крекинг н-бутана при пониженном давлении, при температуре 575оС протекает одновременно по трем параллельным реакциям: 1. Образование метана и пропилена; 2. Образование этана и этилена; 3. Образование бутилена и водорода.
Последовательной реакцией называется реакция, имеющая промежуточные стадии типа А → В → С. (перед получением конечного продукта проходят несколько стадий)Глубоко проведенный крекинг может рассматриваться как последовательная реакция, так как наряду с первичной реакцией, например газойль → бензин + газ будет протекать реакция: бензин → газ + продукты уплотнения. Характерной особенностью такой реакции является максимум на кривой – количество промежуточного продукта (в данном случае бензина) – время реакции.
Например: гидролиз сл. в-в
66.Понятие о сопряженных и цепных р-х. Примеры
Сопряженными называют такие 2 реакции, из которых одна вызывает протекание в системе другой реакции, не осуществимой в отсутствие первой, при этом обе р-ции имеют общий промежуточный продутк, который может быть либо кат-м или ингибиторм – это пример автокатализа.
Цепная реакция — реакция, в которой появление активной частицы вызывает большое число (цепь) последовательных превращений неактивных молекул или ядер.
67.Фотохимические реакции — хим.р-ции, которые инициируются воздействием ЭМ волн, в частности — светом. Пр: фотоос. в растениях, распад бромида серебра в светочувствительном слое фотопластинки, превращение молекул кислорода в озон в верхних слоях атмосферы
68. Катализ, катализатор, ингибитор, промоторы, каталитические яды
Ката́лиз— избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий. Ni, Au, AlCl3
Катализа́тор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции
Ингибитор— вещество, замедляющее или предотвращающее течение какой-либо химической реакции: коррозии металла, старения полимеров, окисления топлива и смазочных масел, пищевых жиров и др.
Промоторы, активаторы, вещества, добавление которых к катализатор увеличивает его активность, избирательность или устойчивость, напр- Сактив. FeCl3
Каталитические яды — вещества, вызывающие «отравление» катализатора, т. е. снижающие его каталитическую активность или полностью прекращающие каталитическое действие. Причина отравления заключается в адсорбции каталитического яда на поверхности катализатора. К числу наиболее распространенных каталитических ядов принадлежатН2О, СО, СО2, H2S, N, P, As, Sb и др. Кат.яды - это все соли ртути и кадмия
Например, гидрохинон — ингибитор окисления бензальдегида; соединения технеция — ингибитор коррозии сталей; дифенилкетон — ингибитор полимеризации стирола примеры ингибиторов
примеры катализаторов Реакции одного и того же типа могут протекать как с гомогенными, так и с гетерогенными катализаторами. Так, наряду с растворами кислот применяются имеющие кислотные свойства твёрдые Al2O3, TiO2, ThO2, алюмосиликаты, цеолиты. Гетерогенные катализаторы с основными свойствами: CaO, BaO, MgO
69. если реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах, катализ называется гетерогенным Пр: 3H2+N2=2NH3
Если реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, катализ называется гомогенным
Пр: 2H2O=2H2O+O2
70.Св-во катализат.не вызывать химич.р-цию, а только изменять скорость. В образов.р-циях ускоряют как прямую, так и обратную реакцию; не расходуются в ходе р-ции; подвержен каталитическим ядам, но способен к регенерации
71 АВТОКАТАЛИЗ — явление катализа химической реакции одним из ее продуктов. Например, проявление ускоряется металлическим серебром, которое образуется в результате того же проявления
Скорость автокаталитической реакции вначале возрастает вследствие увеличения количества продукта, являющегося катализатором, а затем падает в результате израсходования исходных веществ. Поэтому зависимость степени превращения a от времени t описывается S-образной кривой (см. рис.). Реакция начинается благодаря присутствию в начальный момент некоторого малого количества продукта (затравка) или другого катализатора, или, наконец, за счёт медленной некаталитической реакции, происходящей параллельно каталитической. Если начальная концентрация катализатора и скорость некаталитической реакции весьма малы, то в течение некоторого времени, называемого периодом индукции, реакция настолько медленна, что практически не обнаруживается, и лишь по истечении этого времени становится заметной.
При увелич-ии промежуточного продукта(автокатализа ), скорость р-цииувеличтвается.
72. чаще всего катализаторы увеличивают скорость реакций (полжительный катализ)
Существует несколько теорий, объясняющий механизм действия катализаторов, однако главной причиной повышения скорости является уменьшение энергии активации реакции в присутствии катализатор Уменьшение энергии активации обусловлено тем, что в присутствии катализатора реакция протекает в несколько стадий с образованием промежуточных продуктов, и эти стадии характеризуются малыми значениями энергии активации. Например, реакция SO2+O2=2SO3 характеризуется высокой энергией активации и поэтому протекает с очень малой скоростью. В присутствии оксида азота (2) реакция протекает в 2 стадии: 2NO+O2=2NO2; 2NO2+2SO2+2SO3+2NO.Обе эти стадии имеют невысокие энергии активации. Приведенные уравнения показывают, что катализатор принимает участие в образовании промежуточного продукта а затем снова выделяется в свободном виде
73. Сущность общего кислотно-основного катализа сводится к стабилизации переходного состояния реакции за счет более благоприятного распределения электронов между разрываемыми и образующимися связями.Адсорбция – накопление молекул на поверхности раздела фаз. Физическая адсорбция происходит под действием сил Ван-дер-Ваальса. Химическая адсорбция (хемосорбция) происходит вследствие образования химических связей между адсорбируемыми молекулами и поверхностью. Реагирующие молекулы сначала адсорбируются физически, затем вступают в химические реакции с активными центрами поверхности (хемосорбируются)
74.К-ты – молекулы,илиионы,способные отдавать протоны(доноры протонов).
Основания – молекулы или ионы,способные присоединять протоны(акцепторы протонов).
75.Класс-я к-т:
1.Нейтральные(молекулы,способные отдавать электроны – HCl,HNO3,CH3COOH,H2SO4,H3PO4)
2.Анионные(частица – донор протонов;остатки многоосновных кислот – HSO4-,H2PO4-,HS-).
3.Катионные(положительно заряженная частица;способна отдавать протоны;NH4+,H3O+).
76.Класс-я оснований:
1.Нейтральные(NH3,H2O,C2H5OH)
2.Анионные(Cl-,CH3COO-,OH-)
Cl-+H+=HCl
3.Катионные(катион гидрозина)
NH2-NH3++H+=NH3+-NH3+
77.К-та,отдавая протон,превращается вчастицу,стремящуюся ее принять,которая называется сопряженным основанием.
Совокупность к-ты и ее сопряженного основания называется сопряженной протолитической парой.
Основания,присоединяяпротон,превращается в частицу,стремящуюся отдать его.которые называются сопряженной к-той.
Совокупность основания и его соряженной к-ты называется сопряженной протолитической парой.
HCl + NH3=Cl-+NH4+
HCl – к-та
Cl- - сопряженное основание
NH3 – основание
NH4+ - сопряженная к-та.
78.Амфолиты – доноры и акцепторы протонов.Амфолит проявляет св-ва к-ты или осн-я,в зависимости от того,с какими в-вами он взаимодействует(H2O,HSO4-,H2PO4-,CH3COOH,H2SO4,H3PO4).
79.Многи электролиты,содержащие Н2,в одном растворителе диссоциируют как к-ты,в другом – как
осн-я.Например,СН3СООН в воде слабая к-та,а в HF – основание.
CH3COOH + H2O<->CH3COO-+H3O+
CH3COOH + HF<->CH3COOH2+ + F-
Исследование такого типа р-ций привело к созданию протолитической теории.
80.Растворитель влияет на проявление кислотных и основных св-в.При этом растворитель выполняет ф-цию основания или кислоты.
81.2Н2О <->Н3О+ + ОН-
Н2О<->Н++ОН-
В состоянии равновесия
КД(Н2О)=[H+]*[OH-]/[H2O]
[ ]=CМ=m(в-ва)/М(в-ва)*V(р-ра)=m(H2O)/M(Н2О)*V(р-ра) – молярная концентрация в момент равновесия.
KД(Н2О)=1,8*10-16
[ Н+]*[ОН-]=КД(Н2О)*[Н2О]
СМ(Н2О)=1000/18=55,56 моль/л.
[Н+][ОН-]=1,8*10-16*55,56=1*10-14
[Н+][ОН-] – ионное произведение Н2О – величина постоянная при постоянной температуре.
[Н+]*[ОН-]=10-14
Пусть [Н+]=10-7
[ОН-]=10-14/10-7= 10-7
82.Пусть рН=5.
рН=-lg[H+];[H+]=10-pH=10-5моль/л
K[H2O]=[H+]*[OH-]=10-14
[OH-]=10-14/10-5=10-9моль/л
83..Водородный показатель – отрицательный десятичный логарифм [Н+].
рН=-lg[H+]; pOH=-lg[OH-]
если [H+]=10-5,то pH=-lg10-5=5
[OH-]=10-9, pOH=-lg10-9=9
pH+pOH=14
рН – количественная мера активной реакции среды.
84.рН+рОН=14
85.Активная р-ция среды выражается [H+]/
Если [H+] > [OH-] и [H+] >10-7 – р-ция среды кислая.
[H+] < [OH-] и [H+] <10-7 - р-ция среды щелочная.
[H+] = [OH-] и [H+] =10-7 – р-ция среды нейтральная.
86. Пусть рН=5.
рН=-lg[H+];[H+]=10-pH=10-5моль/л
K[H2O]=[H+]*[OH-]=10-14
[OH-]=10-14/10-5=10-9моль/л
87.Сильная к-та:
pH=-lg[H+]=-lgC1/zк-ты
Сильное основание:
рОН=-lg[OH-], pOH=14-pH
88.Слабая к-та:
рН=1/2(рКк-ты)-lgC1/zк-ты, pK=-lgКд
Слабое основание:
pOH=1/2(pKосн-я)-(lgC1/zосн-я), рКосн-я=-lgКД
89.Активная кислотность – концентрация свободных ионов водорода в процессе диссоциации и зависит от степени диссоциации электролита
Потенциальная кислотность(резервная) – связаны ионы водорода(при увеличении температуры и давления повышается концентрация ионов водорода).
Общая кислотность – исходная концентрация или сумма распавшихся и нераспавшихся молекул.
А.К.(HCl)>A.K.(CH3COOH)
П.К.(HCl)<П.К.(CH3COOH)
O.K.(HCl)=O.K.(CH3COOH)
90.Одним из важнейших факторов общего гомеостаза живых организмов является поддержание кислотно-основного гомеостаза на определенном уровне.Это выражается в достаточно постоянных значениях рН биологических сред и в способности восстанавливать рН.
Желудочный сок – норма рН=0,9-1,1
Кровь – 7,35-7,45
Слюна – 6,35-6,85
Молоко – 6,6-69
Слезная жидкость – 7,3-7,5
Моча – 4,8-7,5.
91.Роль водородного показателя:
1.определяет активность ферментов
2.определяет действие клеточных мембран
3.определяет устойчивость коллоидных р-ров.
Определение рН необходимо для изучения функционального состояния организма,в лабораторной практике,втехнлогическихпроцессах,производствемедикаментов,пищевых продуктах.