Контрольные вопросы:
1. Определить рН буферного раствора, имеющего одинаковые концентрации по NH4Cl и NH3.
2. Пользуясь эмпирическими выражениями, объяснить, почему добавление кислоты или щелочи (основания) мало влияет на рН буферного раствора.
3. Приведите примеры применения буферных растворов. Роль и значение буферных растворов для биологических систем: кровь (состав буфера, рН); слезы; бактериологические системы.
4. Как влияет на рН водного раствора аммиака добавление NH4Cl? Какая концентрация NH4Cl должна быть создана в растворе аммиака с концентрацией 0,1 моль/л, чтобы его рH стал равным 9,0?
5. Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 мл раствора соляной кислоты (с (НС1) = 0,5 моль/л), 10 мл раствора щелочи (с (NаОН) = 0,5 моль/л) и 15 мл воды.
Коэффициент активности считать равным 1.
Тема 3 Химическая кинетика. Скорость химической реакции
Любая химическая реакция протекает с определенной скоростью. Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени.
Средней скоростью реакции называют отношение изменения концентрации вещества (уменьшения концентрации исходного вещества или увеличение концентрации продукта реакции) к промежутку времени, в течение которого это изменение произошло:
Скорость реакции всегда считается величиной положительной, но отношение Δc/Δt может быть отрицательным, если υ изучается по изменению концентрации исходных веществ.
При этом концентрация выражается, как правило, числом молей вещества в 1 литре раствора (моль/л), а время – в минутах или секундах. Время протекания химических реакций меняется в очень широких пределах – от долей секунды (взрыв) до миллионов лет (образование природных ископаемых). Это объясняется тем, что скорость химических реакций зависит как от свойств самих реагирующих веществ, так и от условий, в которых она протекает. Важнейшими из таких условий являются концентрация реагирующих веществ, температура и для гетерогенных реакций – площадь поверхности реагирующих веществ. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, отвечающих их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Математически эту зависимость для реакции
nA + mB → pC
можно выразить следующим образом: υ1 = k[A]n ·[B]m , υ 2 = k2[C]p , где υ 1 и υ 2 – скорость прямой и обратной реакций, [A], [B], [C] – молярные концентрации участников реакции, k1 и k2 – константы скорости, зависящие от природы реагирующих веществ и температуры. При повышении температуры увеличивается скорость химической реакции, так как возрастает количество активных частиц и число их столкновений в единицу времени. Согласно правилу Вант-Гоффа, при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается примерно в 2 − 4 раза:
υ t2 = υ t1 •γ(t 2-t 1)/10
где υ t2− скорость реакции после повышения температуры до t2, υ t1 − скорость реакции при температуре t1, γ − температурный коэффициент скорости реакции (γ = 2-4). Подавляющее большинство химических реакций являются обратимыми, то есть протекают при данных условиях во взаимно противоположных направлениях. В уравнениях таких реакций вместо знака равенства ставится знак обратимости.
Для реакции nA + mB ↔ pC + qD скорость прямой и обратной реакций будут выражаться:
υ 1 = k1[A]n⋅ [B]m
υ 2 = k2[C]p⋅[D]q.
Когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, наступает химическое равновесие, при котором прямая и обратная реакции не прекращаются, а продолжают протекать в противоположных направлениях с равными скоростями. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, которая не зависит от концентрации реагирующих веществ, но зависит от температуры и определяется как
,
где [A], [B], [C], [D] - равновесные концентрации реагентов. Изменение условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, приводит к нарушению равновесия или, как принято говорить, к смещению равновесия, что позволяет управлять процессом в желательном направлении. Смещение химического равновесия подчиняется правилу, известному под названием принципа Ле-Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое - либо воздействие, то равновесие начнет смещаться в таком направлении, которое уменьшает это воздействие.
В общем виде можно сформулировать следующие закономерности смещения равновесия:
1. При увеличении концентрации одного из реагентов в системе развивается процесс, в ходе которого этот реагент расходуется. При удалении какого-либо реагента из сферы реакции в системе развивается процесс, в ходе которого этот реагент образуется.
2. При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
3. Если реакция не сопровождается изменением числа молей газообразных веществ, участвующих в реакции, то давление не влияет на состояние равновесия. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону увеличения объема.
4. В случае обратимых реакций катализатор не смещает равновесие, а лишь ускоряет (или замедляет в случае ингибиторов) процесс достижения равновесного состояния.
Явление, при котором происходит изменение скорости химической реакции под действием катализаторов, называется катализом. Катализатор (Kt) - вещество, которое изменяет скорость химической реакции, а само остается в неизменном виде по окончании реакции.
Катализаторы отличаются избирательностью (селективностью) действия, т.е. способностью изменять скорость только одной или группы вполне определенных реакций.
В случае обратимой реакции положение химического равновесия катализатор не смещает, т.к. он в равной степени ускоряет (или замедляет) как прямую, так и обратную реакции и лишь изменяет время достижения химического равновесия.
Замечено, что примеси по-разному влияют на катализаторы. Вещества, которые сами по себе не обладают каталитической активностью, но, будучи добавленными к катализатору, значительно повышают его действие, называют промоторами или активаторами. Например, если к оксиду ванадия добавить небольшое количество сульфатов щелочных металлов, его каталитическая активность повышается в сотни раз при окислении SO2 в SO3.
Существуют также каталитические яды - вещества, которые воздействуя на катализаторы, отравляют их, т.е. снижают их активность. Кислотные катализаторы отравляются примесями оснований, и наоборот.
Все каталитические реакции принято разделять на реакции гомогенного и гетерогенного катализа. Гомогенным называют катализ, если катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе, гетерогенным - если в разных.