CHEMIA OGÓLNA - PowerPoint PPT Presentation

madison
slide1 n.
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
CHEMIA OGÓLNA PowerPoint Presentation
Download Presentation
CHEMIA OGÓLNA

play fullscreen
1 / 36
Download Presentation
382 Views
Download Presentation

CHEMIA OGÓLNA

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - 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