1 / 36

CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA OGÓLNA. KINETYKA, STATYKA CHEMICZNA ROZTWORY. Wojciech Solarski. Podręcznik: Chemia dla inżynierów , pr. zb. pod red. J.Banaś, W.Solarski. Internet: www.chemia.odlew.agh.edu.pl. KINETYKA CHEMICZNA.

madison
Download Presentation

CHEMIA OGÓLNA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. CHEMIA OGÓLNA KINETYKA, STATYKA CHEMICZNA ROZTWORY Wojciech Solarski

  2. Podręcznik: Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J.Banaś, W.Solarski. Internet: www.chemia.odlew.agh.edu.pl

  3. KINETYKA CHEMICZNA dział chemii zwany kinetyką zajmuje się badaniami szybkości przebiegu reakcji chemicznych 2 C3H5N3O9 6 CO + 5 H2O + 6 NO + ½ O2

  4. KINETYKA CHEMICZNA A: Fe – 2e = Fe2+ K: O2 + 2 H2O + 4e = 4 OH- Warunki: ·natura procesu ·temperatura ·ciśnienie

  5. KINETYKA CHEMICZNA Miarą szybkości reakcji chemicznych jest zmiana stężenia reagentów w czasie reakcji aS  bP

  6. KINETYKA CHEMICZNA vt = szybkości reakcji w danej chwili (tzn. szybkość chwilowa) jest równa współczynnikowi kierunkowemu stycznej do krzywej c = f(t) w danym punkcie (c,t)

  7. Zderzenia efektywne warunkiem zajścia reakcji chemicznej Cl + NOCl Cl2 + NO

  8. Zderzenia efektywne warunkiem zajścia reakcji chemicznej Cl + NOCl Cl2 + NO

  9. KINETYKA CHEMICZNA

  10. STATYKA CHEMICZNA aA + bB  AaBb W stanie równowagi chemicznej szybkości reakcji prostej i odwrotnej są sobie równe  aA + bB  AaBb AaBbaA + bB

  11. STATYKA CHEMICZNA v1= k1 [A]a[B]b aA + bB  AaBb v2= k2 [AaBb] AaBbaA + bB W stanie równowagi chemicznej szybkości reakcji prostej i odwrotnej są sobie równe v1= v2 k1 [A]a[B]b = k2 [AaBb]

  12. STATYKA CHEMICZNA prawo działania mas (Guldberga i Waagego): W stanie równowagi chemicznej stosunek iloczynu molowych stężeń produktów reakcji (w potęgach ich współczynników stechiometrycznych) do iloczynu molowych stężeń substratów (w potęgach ich współczynników stechiometrycznych) jest wielkością stałą i charakterystyczną dla danej reakcji i temperatury (oraz ciśnienia w przypadku reakcji w fazie gazowej). 

  13. STATYKA CHEMICZNA H2 + I2 2 HI Reagenty występują w stanie gazowym Reagenty występują w stanie gazowym N2 + 3H2 2NH3

  14. STATYKA CHEMICZNA Reguła przekory Le Chateliera i Browna Jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu zewnętrznemu, tj. zmianie stężenia reagentów, zmianie ciśnienia lub zmianie temperatury, to w układzie tym przesuwa się równowaga chemiczna w kierunku kompensacji tych zmian. 

  15. ROZTWORY ROZPUSZCZALNIK –SUBSTANCJA ROZPUSZCZONA 

  16. WODA H 1s1 O 1s2 2s2p4 moment dipolowy  = 1,84 D, stała dielektryczna = 82

  17. WODA JEST DOBRYM ROZPUSZCZALNIKIEM DLA SUBSTANCJI O BUDOWIE JONOWEJ, ZE WZGLĘDU NA BUDOWĘ DIPOLOWĄ

  18. Oddziaływanie dipoli wody na kryształ chlorku sodu HYDRATACJA SOLWATACJA

  19. STĘŻENIA ROZTWORÓW Stężenie procentowe (w procentach masowych) - podaje liczbę jednostek masowych substancji zawartych w 100 jednostkach masowych roztworu. ms- masa substancji rozpuszczonej, [g], [kg] mr- masa roztworu, [g], [kg] mrozp- masa rozpuszczalnika, [g], [kg] Stężenie procentowe objętościowe

  20. Stężeniemolowe - określa liczbę moli substancji rozpuszczonej, zawartej w 1 dm3 roztworu. ns - liczba moli substancji rozpuszczonej, [mol] Vr - objętość roztworu, [dm3] ms - masa substancji rozpuszczonej, [g] Ms - masa molowa substancji rozpuszczonej, [g/mol]

  21. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA Rozpadu substancji na jony (pod wpływem rozpuszczalnika) nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej. Elektrolity – substancje (na ogół ciekłe) przewodzące prąd elektryczny (wodne roztwory kwasów , zasad i soli). Nieelektrolity nie mają zdolności przewodzenia prądu elektycznego.  A nBm  n Am+ + m Bn

  22. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA HCl  H+ + Cl HNO3 H+ + NO3 Mg (OH)2 Mg2+ + 2 OH Ca3(PO4)2 3 Ca2+ + 2 PO43  A nBm  n Am+ + m Bn

  23. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA Stosunek liczby cząsteczek rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu nosi nazwę stopnia dysocjacji elektrolitycznej .  A nBm  n Am+ + m Bn

  24. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA Mocne elektrolity to : -         część kwasów nieorganicznych np. HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 i HClO4 -         wodorotlenki litowców i berylowców (z wyjątkiem Be (OH)2 i Mg (OH)2) - prawie wszystkie sole rozpuszczalne (oprócz niektórych sole rtęci, kadmu i cynku) 

  25. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA Słabe elektrolity to : -         część kwasów nieorganicznych i karboksylowe kwasy organiczne (np. H2S, HCN, H2CO3, H2SO3, H3BO3, HCOOH, CH3COOH) -         część wodorotlenków nieorganicznych (NH4OH oraz większość wodorotlenków metali dwu- i trójwartościowych) 

  26. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA Stała równowagi dysocjacji elektrolitycznej   Stała dysocjacji słabych elektrolitów  HNO2 H+ + NO2‾‾ Mg (OH)2 Mg2+ + 2OH ‾‾

  27. Dysocjacja wody Woda jest słabym elektrolitem i dysocjuje H2O  H+ + OH W rzeczywistości powstają kationy hydroniowe H3O+ i aniony wodorotlenowe OH. 2 H2O  H3O+ + OH

  28. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA WODY H2O  H+ + OH W temperaturze 250 C: stężenie cząsteczek niezdysocjowanych jest stałe i wynosi [H2O] = 55,55 mol/dm3.KH2O wynosi 1,8 10-16.

  29. pH ROZTWORÓW WODNYCH pH = - log [H+] pOH = - log [OH]

  30. pH roztworów wodnych

  31. POMIAR pH pH = 7 roztwór jest obojętny pH < 7 roztwór jest kwasowy pH > 7 roztwór jest zasadowy  Skala barw wskaźnika uniwersalnego (papierki wskaźnikowe)

  32. POMIAR pH

  33. skala pH

  34. pH = - log [H+]

  35. OBLICZANIE pH Oblicz pH 0,1 m roztworu kwasu solnego HCl  H+ + Cl- 0,1 mol HCl  0,1 mol H+ pH = - log [H+] pH = - log [0,1]= - (-1) = 1

  36. OBLICZANIE pH Oblicz pH 0,1 m roztworu zasady sodowej NaOH  Na+ + OH- 0,1 mol NaOHl  0,1 mol OH- pH = - log [10-13]= - (-13) = 13

More Related