wyklad4mk.pdf

(98 KB) Pobierz
wyklad4mk
Równowaga chemiczna:
aA + bB ↔ cC+dD
[ ] [ ]
[ ] [ ]
C
c
×
D
d
K
=
A
a
×
B
b
gdzie;
K - stała równowagi chemicznej.
Prawo przekory (reguła Le Chateliera i Brauna):
Układ będący w stanie równowagi jeŜeli zostanie poddany działaniu zewnętrznemu
naruszającemu ten stan, to nastąpią w nim zmiany zmierzające do osłabienia skutków tego
działania
Dysocjacja wody
2H 2 O = H 3 O + + OH -
Jony elektrolitów istniejące w roztworach nie są jednak zupełnie swobodne Jony przyciągają
cząsteczki rozpuszczalnika i otaczają się nimi. Zjawisko to zachodzące w wodzie na zaywamy
hydratacj ą . O gólnie zjawisko zachodzące we wszystkich rozpuszczalnikach to - solwatacja.
Rrozpuszczalniki powodujące dysocjację odznaczają się szczególnie duŜymi momentami
dipolowymi, a wywołana przez nie solwatacja ułatwia dysocjacje elektrolityczną.
W wyniku zachodzącej w roztworach wodnych solwatacji (tj. hydratacji) powstają
struktury zwane – hydratami.
Za miarę kwasowości lub zasadowości roztworów przyjęto uwaŜać stęŜenie jonów
wodorowych.
pH - wykładnik stęŜenia jonów wodorowych (Soerensen) :
pH = -log[H + ]
2H 2 O = H 3 O + + OH -
[ ] [ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
pOH
×
H
O
=
H
O
+
×
OH
-
2
3
10
-
14
=
H
O
×
OH
-
3
log
10
-
14
=
log
H
+
+
log
OH
-
14
=
-
log
H
+
-
log
OH
-
14
=
pH
+
JeŜeli pH = pOH wówczas pH= 7 Roztwór o odczynie obojętnym,
pH>7 roztwór o odczynie zasadowym przewaga jonów OH -
pH<7 roztwór o odczynie kwaśnym przewaga jonów H3O +
Hydroliza Soli
Hydroliza jest procesem rozkładu określonych substancji (soli), następujących pod
wpływem wody.
Hydrolizie ulegaja:
  Sole słabych kwasów i mocnych zasad,
  Sole słabych zasad i mocnych kwasów,
  Sole słabych kwasów i słabych zasad
Hydroliza słabego kwasu i mocnej zasady.
np. CH 3 COONa
K
39261583.043.png
CH 3 COO - + Na + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + Na + + OH - (odczyn zasadowy)
Hydroliza słabej zasady i mocnego kwasu.
np. NH 4 Cl
NH 4 + + Cl - + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + + Cl - (odczyn kwasowy)
Hydroliza słabej zasady i słabego kwasu.
np. NH 4 COONH 4
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ NH 4 OH + CH 3 COOH (odczyn obojętny)
Roztwory buforowe
Roztwory buforowe są to roztwory, których wartość pH po dodaniu roztworów mocnych
zasad albo mocnych kwasów jak i po rozcieńczeniu wodą zmienia się nie znacznie.
Roztworami buforowymi są najczęściej wodne roztwory słabych kwasów albo zasad i ich
odpowiednich soli o zbliŜonych stęŜeniach.
Rolę mieszanin buforowych spełniają równieŜ roztwory wodorosoli np. NaHCO 3 .
Według teorii Brønsteda i Lowry’ego buforami są roztwory słabych kwasów i sprzęŜonych
z nimi zasad np.:
CH 3 COOH i CH 3 COO - , HCOOH i HCOO - , HCO 3 - i CO 3 -2 , HPO 4 -2 i PO 4 -3
Albo roztwory słabych zasad i spręŜonymi z nimi kwasów: NH 3 i NH 4 +
Cech ą charakterystyczn ą roztworów buforowych jest:
Û praktycznie stałe stęŜenie jonów wodorowych podczas rozcieńczania roztworu
Û niewielkia zmiana stęŜenia jonów wodorowych po dodaniu do roztworu niewielkich
ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady – mniejszych niŜ stęŜenie składników
buforu (kwasowość r-ru buforowego nie powinna się zmieniać więcej niŜ o jednostkę
pH).
Stąd:
[
H
+
]
=
K
×
c
kwasu
a
c
soli
czyli
Często zamiast stęŜeń molowych moŜna uŜywać liczby moli kwasu i soli (a czasem jest
wygodniej).
Przykłady roztworów buforowych
=
pK
a
+
log
c
kwasu
-
log
c
soli
  octanowy: CH3COOH i CH3COONa pH = 3,5-6
  fosforanowy: KH2PO4 i K2HPO4 pH = 5,5-8
  boranowy: H3BO3 i Na2B4O7 pH = 7-9
  amonowy: NH3 H2O i NH4Cl pH = 8-11
Roztwory buforowe spełniaja waŜną rolę w funkcjonowaniu organizmów Ŝywych, w
środowisku przyrodniczym i technice. Prawidłowy przebieg procesów fizjologicznych
wymaga określonych, zmieniających się w bardzo wąskim zakresie wartości pH płynów
ustrojowych. Zachwianie wartości odczynu kwasowego tych płynów moŜe spowodować
nawet śmierć organizmu. Dlatego większość tych płynów ma właściwości buforowe. Np.
bufory krwi człowieka utrzymują pH w granicach: 7.35-7.45.
W organizmach ludzkich znaczącą rolę pełnią bufory:
  białczanowy
pH
39261583.044.png
  hemoglobinowy
  wodorowęglanowy
Właściwości buforowe wykazują równieŜ wody naturalne zarówno powierzchniowe jak i
podziemne. Cecha ta jest spowodowana występowaniem układu buforującego H 2 CO 3 /HCO 3 - .
Pojemno ść buforowa
Pojemność buforowa jest to zdolność buforowa wyraŜona zwykle liczbą moli mocnego kwasu
lub zasady, która wprowadzona do 1 dm 3 roztworu buforowego zmienia jego pH o jedność.
Pojemność buforowa jest wprost proporcjonalna o stęŜenia roztworu buforowego.
0.1
0.09
0.08
0.07
0.06
0.05
0.04
0.03
0.02
0.01
0
0
2
4
6
8
10
12
14
pH
Rys 4.1. ZaleŜność b od pH dla 0.1 M CH3COOH
Kinetyka chemiczna
Badanie szybkości reakcji chemicznych oraz wpływu róŜnych czynników na ich przebieg,
zajmuje się dział chemii fizycznej o nazwie kinetyka chemiczna.
Kinetyka chemiczna zajmuje się wpływem temperatury, ciśnienia i stęŜenia substancji
chemicznych na szybkość reakcji chemicznych.
Szybko ść reakcji v jest to parametr wyraŜający szybkość tworzenia lub znikania określonej
substancji.
Reakcje kinetyczne dzielą się na:
Û homogeniczne (jednorodne), które zachodzą wyłącznie w obrębie jednej fazy (ciecz,
roztwór, gaz), np. utlenienie, zoobojętnienie w środowisku wodnym, przemiany
gazów w powietrzu atmosferycznym.
Û heterogeniczne (niejednorodne), zachodzące na granicy róŜnych faz (faza stała –ciecz
lub faza ciekła - gaz), np. procesy adsorbcji i wymiany jonowej.
Szybko ść i rz ą d reakcji
aA + bB + cC → produkty
Szybkość reakcji moŜna wyrazić empirycznie równaniem kinetycznym w postaci:
g
v
=
k
×
C
a
×
C
b
×
C
A
B
C
gdzie: k – stała szybkości reakcji
C A , C B , C C - stęŜenia substratów.
39261583.045.png 39261583.046.png 39261583.001.png 39261583.002.png 39261583.003.png 39261583.004.png 39261583.005.png 39261583.006.png 39261583.007.png 39261583.008.png 39261583.009.png 39261583.010.png 39261583.011.png 39261583.012.png 39261583.013.png 39261583.014.png 39261583.015.png 39261583.016.png 39261583.017.png 39261583.018.png 39261583.019.png 39261583.020.png 39261583.021.png 39261583.022.png 39261583.023.png 39261583.024.png 39261583.025.png 39261583.026.png 39261583.027.png 39261583.028.png 39261583.029.png 39261583.030.png 39261583.031.png 39261583.032.png 39261583.033.png 39261583.034.png 39261583.035.png 39261583.036.png 39261583.037.png 39261583.038.png 39261583.039.png 39261583.040.png
 
Suma wykładników potęgowych nazywana jest rz ę dem reakcji.
Parametr n moŜe zatem przyjmować wartości 0, 1, 2, 3, …. .
Reakcje chemiczne mogą być rzędu zerowego, pierwszego i wyŜszych rzędów.
n =
a + b + g
Równanie kinetyczne
Podstawowe równanie kinetyczne określające szybkość reakcji nieodwracalnej.
A → produkty
ma następującą postać:
( )
dC
A
=
k
C
n
dt
A
-
dC
A
=
kdt
( )
C
n
A
Równanie po scałkowaniu w granicach CA = CA0 do CA oraz od t = 0 do t dal określonej
wartości rzędu reakcji n, daje równanie kinetyczne dogodne do wyznaczania wartości stałej
szybkości reakcji i analizy kinetyki procesu chemicznego.
JeŜeli n =0 , reakcja jest rzędu zerowego to równanie kinetyczne ma postać:
v
=
-
dC
A
=
k
dt
Okres połowicznej przemiany dla reakcji zerowego rzędu jest wprost proporcjonalny do
połowy stęŜenia początkowego.
JeŜeli n =1 , reakcja jest rzędu pierwszego to równanie kinetyczne ma postać:
-
dC
A
=
k
×
dt
C
A
ln
C
A
=
ln
C
A
0
-
kt
t
=
0
693
1
2
k
W tym przypadku, okres połowicznej przemiany nie zaleŜy od początkowego stęŜenia
substratu.
Kinetyka reakcji drugiego rz ę du
Bardziej złoŜony charakter pod względem kinetycznym mają reakcje nie odwracalne, w
których biorą udział dwa róŜne substraty A i B
A + B → produkty
dC
-
A
=
k
×
C
×
C
dt
A
B
przyjmujem
y
Ŝe
C
A
=
C
B
-
dC
A
=
kdt
( )
C
2
A
Kinetyka reakcji trzeciego rz ę du
2A + B → produkty
-
/
39261583.041.png
-
dC
B
=
k
×
( )
C
2
×
C
dt
A
B
przyjmujem
y
Ŝe
C
A
=
C
B
-
dC
B
=
k
×
dt
( )
3
C
B
t
=
3
1
/
2
8
( )
2
B
Kataliza
Kataliza jest procesem zmiany szybkości reakcji chemicznych z udziałem katalizatorów lub
inhibitorów. RozróŜnia się:
Û Kataliz ę dodatni ą - jest to proces przyspieszania biegu reakcji przez w prowadzenie
do układu katalizatorów
Û Kataliz ę ujemn ą – jest to proces opóźniania biegu reakcji chemicznych przez
wprowadzenie do układu inhibitorów .
Katalizator jest to substancja, która przyspiesza reakcje chemiczną, a po jej zakończeniu
pozostaje w niezmienionym stanie. Substancji katalizujących nie uwzględnia się
w równaniach stechiometrycznych reakcji. Katalizatory nie mają wpływu na połoŜenie
równowagi końcowej, do której zmierza proces chemiczny. Zmieniają one tylko szybkość
reakcji.
Jeśli reakcja ma charakter odwracalny to przyspieszają takŜe reakcje biegnącą w kierunku
przeciwnym.
Działanie katalizatora sprowadza się do obni Ŝ enia energii aktywacji katalizowanej reakcji,
a zatem zwiększenie wartości stałej szybkości reakcji.
RozróŜnia się:
Û Katalizę w układach homogenicznych, substraty i katalizator występują w tej samej
fazie,
Û Katalizę heterogeniczną, katalizator tworzy odrębną fazę, najczęściej stałą.
Ogólnym mechanizmem reakcji katalitycznych w zasadzie sprowadza się do utworzenia
przejściowego połączenia katalizatora z substratami, które następnie rozpada się na produkty
i zregenerowany katalizator.
A+B → C+D
A+B+ K → [A,B, K ]
[A,B, K ] → C+D+ K
C
39261583.042.png

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika:

Zgłoś jeśli naruszono regulamin