Закон вант гоффа реферат

Обновлено: 05.07.2024

Основы формальной кинетики. Понятия и определения. Гипотеза и определения (по Вант-Гоффу). Химический элементарный акт в теориях активации. Активационное уравнение Аррениуса. Молекулярные модели химического элементарного акта. Теория Активных Соударений.

Рубрика	Химия
Вид	реферат
Язык	русский
Дата добавления	29.01.2009
Размер файла	143,5 K

Подобные документы

Исследование формальной кинетики процесса пиролиза углеводородов. Метод полуревращения как интегральный метод определения частного порядка реакции. Определение энергии активации. Уравнение Аррениуса. Определение порядка реакции интегральным методом.

лабораторная работа [1,5 M], добавлен 09.05.2014

Основные понятия химической кинетики. Сущность закона действующих масс. Зависимость скорости химической реакции от концентрации веществ и температуры. Энергия активации, теория активных (эффективных) столкновений. Приближенное правило Вант-Гоффа.

контрольная работа [41,1 K], добавлен 13.02.2015

Понятия химической кинетики. Элементарный акт химического процесса. Законы, постулаты и принципы. Закон сохранения энергии. Принцип микроскопической обратимости, детального равновесия, независимости химических реакций. Закон (уравнение) Аррениуса.

реферат [74,3 K], добавлен 27.01.2009

Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса и его применение. Теория активных столкновений реагирующих молекул. Основы теории переходного состояния. Кинетика гетерогенных реакций. Особенности гетерогенных процессов. Гомогенный и гетерогенный катализ.

лекция [182,9 K], добавлен 28.02.2009

Химическая кинетика – наука о скоростях химических реакций. Открытие новой области физической химии, элементарного акта, названной "фемтохимия". Три типа математических моделей (математического описания) сложных процессов. Детерминированные модели.

реферат [74,3 K], добавлен 27.01.2009

Современные представления о механизме активации простых молекул комплексами переходных металлов. Механизмы активации молекул различного типа кислотными катализаторами. Сущность активации. Реакционная способность. Расщепление субстрата на фрагменты.

реферат [2,8 M], добавлен 26.01.2009

Определение константы равновесия реакции. Вычисление энергии активации реакции. Осмотическое давление раствора. Схема гальванического элемента. Вычисление молярной концентрации эквивалента вещества. Определение энергии активации химической реакции.

Нидерландский химик Якоб Генрик Вант-Гофф родился в Роттердаме, в семье врача Якоба Генрика Вант-Гоффа. По настоянию родителей Вант-Гофф начал изучать инженерное дело в Политехнической школе в Дельфте. В ней Вант-Гофф за два года прошел трехлетнюю программу обучения и лучше всех сдал выпускной экзамен.

Содержимое работы - 1 файл

Реферат по химии.doc

ВАНТ-ГОФФ (van't Hoff), Якоб Генрик

30 августа 1852 г. – 1 марта 1911 г.
Нобелевская премия по химии, 1901 г.

В 1871 г. Вант-Гофф стал студентом естественно- математического факультета Лейденского университета. На следующий год он перешел в Боннский университет, чтобы изучать химию под руководством Фридриха Августа Кекуле. Два года спустя Вант-Гофф продолжил свои занятия в Парижском университете, где и завершил работу над диссертацией. Вернувшись в Нидерланды, он представил ее к защите в Утрехтском университете.

Вант-Гофф распространил концепцию тетраэдрического атома углерода и на соединения, содержащие углерод-углеродные двойные связи (два тетраэдра с общим ребром) и тройные связи (два тетраэдра с общей гранью). Вант-Гофф не решился представить свою теорию в качестве докторской диссертации. Вместо этого он написал диссертацию о цианоуксусной и малоновой кислотах и в 1874 г. получил докторскую степень по химии.

Становление научной карьеры Вант-Гоффа шло медленно. Вначале ему приходилось давать частные уроки химии и физики, и только в 1876 г. он получил должность лектора физики в Королевской ветеринарной школе в Утрехте. В следующем году он становится лектором (а позднее профессором) теоретической и физической химии Амстердамского университета. Здесь в течение последующих 18 лет он каждую неделю читал по пять лекций по органической химии и по одной лекции по минералогии, кристаллографии, геологии и палеонтологии, а также руководил химической лабораторией.

Вант-Гофф пришел к заключению, что закон Авогадро справедлив и для разбавленных растворов. Сделанное им открытие было очень важным, поскольку все химические реакции и реакции обмена внутри живых существ происходят в растворах. Ученый также экспериментально установил, что осмотическое давление, представляющее собой меру стремления двух различных растворов по обе стороны мембраны к выравниванию концентрации, в слабых растворах зависит от концентрации и температуры и, следовательно, подчиняется газовым законам термодинамики. Проведенные Вант-Гоффом исследования разбавленных растворов явились обоснованием теории электролитической диссоциации Сванте Аррениуса. Впоследствии Аррениус переехал в Амстердам и работал вместе с Вант-Гоффом.

Работая в Берлине, Вант-Гофф занялся применением физической химии для решения геологических проблем, в частности при анализе океанических соляных отложений в Стасфурте. До первой мировой войны эти отложения почти полностью обеспечивали углекислым калием производство керамики, моющих средств, стекла, мыла и особенно удобрений. Вант-Гофф начал также заниматься проблемами биохимии, в частности изучением ферментов, которые служат катализаторами химических изменений, необходимых для живых организмов.

В 1878 г. Вант-Гофф женился на дочери роттердамского купца Иоганне Франсине Меес. У них было две дочери и два сына. Через всю свою жизнь Вант-Гофф пронес живой интерес к философии, природе, поэзии. Он умер от туберкулеза легких 1 марта 1911 г. в Германии, в Стеглице (теперь это часть Берлина).

Помимо Нобелевской премии, Вант-Гофф был награжден медалью Дэви Лондонского королевского общества (1893) и медалью Гельмгольца Прусской академии наук (1911). Он был членом Нидерландской королевской и Прусской академий наук, Британского и Американского химических обществ, американской Национальной академии наук и Французской академии наук. Вант-Гоффу были присвоены почетные степени Чикагского, Гарвардского и Йельского университетов.

Диффузия — это процесс, ведущий к равномерному распределению молекул растворенного вещества и растворителя. Как всякое движение, диффузия требует энергии. Диффузия всегда направлена от большей концентрации данного вещества к меньшей, от системы, обладающей большей свободной энергией, к системе с меньшей свободной энергией. Скорость диффузии зависит от температуры, природы вещества и разности концентраций. Чем выше концентрация данного вещества, тем выше его активность и его химический потенциал. Диффузионное передвижение вещества всегда идет от большего к меньшему химическому потенциалу. Наибольший химический потенциал у чистой воды. Добавление к воде молекул растворенного вещества приводит к возникновению связи между молекулами воды и растворенного вещества, что уменьшает ее активность, ее свободную энергию, ее химический потенциал. В том случае, если диффундирующие вещества встречают на своем пути мембрану, движение замедляется, а в некоторых случаях прекращается. Диффузия воды по направлению от своего большего к меньшему химическому потенциалу через мембрану носит название осмоса. Иначе говоря, осмос — это диффузия воды или другого растворителя через полупроницаемую перепонку, вызванная разностью концентраций или разностью химических потенциалов.

Осмос— результат неравенства химических потенциалов воды по разные стороны мембраны. Идеальная полупроницаемая мембрана пропускает молекулы воды и не пропускает молекулы растворенного вещества.

Закон Вант-Гоффа.Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора. ,

где Р_осм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);

Т – абсолютная температура, К;

V(р-ра) – объем раствора, л.

Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов. Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i). Это поправочный коэффициент, который учитывает увеличение числа частиц в растворе электролита из-за диссоциации на ионы.

Значение изотонического коэффициента Вант-Гоффа рассчитывают как частное от деления экспериментальных и теоретических значений осмотического давления, изменения температур кипения и замерзания растворов и понижения давления растворителя над раствором:

I - изотонический коэффициент — показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального.

Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации α — это отношение числа продиссоциирующих молекул на ионы к общему числу молекул.

α = (i-1)/(k-1) k — это число от2 до 4

электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворимого вещества. Это взаимодействие приводит к поляризации связей и происходит образование ионов за счет ослабления и разрыва связей в молекулах растворяемого вещества.

электролиты:

а) сильные - = 1: сильные кислоты, сильные основания, все соли — вещества которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.

б) слабые - - выходит через мембрану и уносится током крови. В плазме крови при этом pH 7,4. Когда венозная кровь вновь попадает в легкие, гемоглобин реагирует с кислородом с образованием оксигемоглобина, который является более сильной кислотой: ННb + + O₂↔ НHbО₂. pH понижается, так как образуется более сильная кислота, происходит реакция: НHbО₂ + НСО₃ - ↔ HbO₂ - + Н₂СO₃. Затем СО₂выделяется в атмосферу. Таков один из механизмов транспорта СО₂ и О₂.

Гидратация и дегидратация СО₂ катализируется ферментом карбо-ангидразой, которая имеется в эритроцитах.

Основания также связываются буферным раствором крови и выделяются с мочой, главным образом в виде одно- и двузамещенных фосфатов.

В клиниках всегда определяют резервную щелочность крови.

Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов или периодически повторяющихся сходных электронных структур.

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание заряда ядра от 1 до 110 приводит к периодическому повторению строения электронных оболочек. А поскольку от них зависят химические свойства элементов, то они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

Графическим выражением периодического закона является периодическая система. Первый вариант системы элементов имел длинную форму, т.е. в ней периоды располагались одной строкой. Короткая форма была опубликована в 1870 г. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, группы – на подгруппы (А ‑ главную, В – побочную). В настоящее время известно более 500 вариантов графического изображения периодической системы. Наилучшие из них – варианты, предложенные Д.И.Менделеевым.

В периодической системе 7 периодов. 1, 2, 3 – малые периоды, 4,5,6,7 – большие, 7 – незавершенный. Элементы 2 и 3 периодов Д.И. Менделеев назвал типическими. Их свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного элемента

Период – это ряд элементов, в атомах которых происходит заполнение одинакового числа электронных уровней.

В системе имеется восемь групп. В группы объединяют элементы с одинаковым числом электронов на внешнем уровне. Номер группы определяет валентность элемента, а также высшую степень окисления элемента. В подгруппе располагаются элементы – аналоги (с аналогичными электронными структурами). В главную подгруппу входят элементы больших и малых периодов, валентные электроны которых располагаются на внешнем энергетическом уровне, а побочная подгруппа объединяет элементы, валентные электроны которых находятся на внешнем и предвнешнем энергетическом уровне.

Диффузия в растворах. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

где Р_осм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);

Т – абсолютная температура, К;

V(р-ра) – объем раствора, л.

Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.

Скорость химической реакции зависит, прежде всего, от природы реагирующих веществ, а также от условий протекания реакции: концентрации, температуры, давления (для газовых реакций), от облучения и наличия катализаторов. химический реакция кинетика Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется элементарный акт химического превращения… Читать ещё >

Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа ( реферат , курсовая , диплом , контрольная )

Различают моно -, би — и тримолекулярные реакции.

Рассмотрим реакцию, протекающей по уравнению.

aA + bВ > продукты…(32).

Чтобы осуществилось данное взаимодействие, молекулы веществ, А и В должны столкнуться, при этом их суммарная энергия должна превышать среднюю энергию всех молекул на величину энергии активации. Доля таких молекул будет пропорциональна вероятности их столкновения. А эта вероятность, как вероятность сложного события, пропорциональна произведению вероятностей двух событий Л и В, т. е. что молекулы, А и В одновременно окажутся в данной точке реакционного пространства Р (АВ) = Р (А)Р (В).

Таким образом, скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ — закон действующих масс.

Для реакции вида (32) этот закон примет следующий вид:

где СА и СВ — концентрации реагирующих веществ, А и В соответственно; а и b — их стехиометрические коэффициенты; Кконстанта скорости реакции, численно равная скорости химической реакции, когда концентрации реагирующих веществ равны одному моль на литр, либо их произведение равно единице. К уже не зависит от концентрации реагирующих веществ, но зависит от температуры.

Уравнение (33) называется кинетическим уравнением реакции. Показатели, а и b называются порядками реакции по веществам, А и В соответственно. Их сумма (a + b) называется общим или суммарным порядком реакции.

Правило Вант-Гоффа При увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2 — 4 раза:

где , — скорости реакции при температурах T1 и Т2 соответственно; называется температурным коэффициентом скорости реакции, который показывает во сколько раз возрастает скорость реакции с увеличением температуры на 10 градусов.

С ростом температуры число активных молекул возрастает, следовательно и увеличивается скорость реакции.

Свойства растворов, которые зависят только от концентрации частиц в растворе и не зависят от природы растворенного вещества, называются коллигативными.

Растворы, образованные частицами строго одинакового размера, между которыми действуют примерно одинаковые силы межмолекулярного взаимодействия, не происходит химического взаимодействия, изменения температуры и объема называются идеальными. К идеальным растворам стремятся очень разбавленные растворы.

К коллигативным свойствам растворов относятся:

· давление насыщенного пара растворителя над раствором;

· температура замерзания (кристаллизации) раствора;

· температура кипения раствора;

Коллигативные свойства разбавленных растворов могут быть описаны количественно и выражены в виде законов.

При данной температуре давление насыщенного пара над каждой жидкостью – величина постоянная. При растворении в жидкости какого-либо вещества это давление понижается. Закон Рауля (1887г): относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества:

где N - мольная доля растворённого вещества; P₀ - давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем (кПа), P - давление насыщенного пара растворителя над раствором (кПа).

Рауль установил, что разбавленные растворы имеют более высокую температуру кипения по сравнению с температурой кипения чистого растворителя и более низкую температуру замерзания по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя.

Понижение температуры (Δt_зам) замерзания раствора:

где К - криоскопическая постоянная растворителя, C_m - моляльная концентрация раствора.

Криоскопия- метод исследования жидких растворов нелетучих веществ, основанный на измерении понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя.

Повышение температуры кипения (Δt_кип) раствора:

где Е - эбуллиоскопическая постоянная растворителя, C_m - моляльная концентрация раствора.

Эбуллиоскопия- метод изучения жидких растворов нелетучих веществ, основанный на измерении повышения температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.

Криоскопическая постоянная К и эбуллиоскопическая постоянная Е – табличные величины, для воды К(Н₂О)=1,86кг∙К/моль, Е(Н₂О)=0,52 кг∙К/моль.

Диффузия– самопроизвольный процесс перемещения вещества, приводящий к выравниванию его концентрации. При диффузии частицы растворителя и растворенного вещества диффундируют в противоположных направлениях, поэтому является встречным, двусторонним процессом. Односторонняя диффузия растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку называется осмосом.Объём раствора в результате осмоса увеличивается, при этом возникает давление на стенки сосуда, в котором находится раствор. Это давление называется осмотическим(P_осм,, кПа). Закон Вант-Гоффа:

где С_м – молярная концентрация, R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль∙К), T – температура, К.

Однако водные растворы электролитов (солей, кислот, оснований) не подчиняются законам Рауля и Вант-Гоффа - они имеют более повышенные точки кипения и более пониженные точки замерзания, завышенное осмотическое давление, чем следует из расчетов по соответствующим формулам. Примером может служить 0,1М раствор хлористого натрия. Расчетное понижение температуры замерзания этого раствора по формуле Рауля должно быть равно 0,186°С, а определенное опытным путем оказалось равным 0,34° С, т. е. опытная величина превышает расчетную почти в два раза.

Для того чтобы свойства растворов электролитов удовлетворительно описывались законами Вант-Гоффа и Рауля, в соответствующие расчетные формулы был введен поправочный коэффициент i, так называемый изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа.

Если для неэлектролитов: P_осм = C_М∙R∙T, Δtзам = K∙Cm, Δtкип = Е∙Cm, то для растворов электролитов: P_осм = i∙C_М∙R∙T, Δtзам = i∙K∙Cm, Δtкип = i∙Е∙Cm

Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз реальное число частиц растворенного вещества больше, чем теоретически ожидаемое (если предполагать, что вещество в растворе присутствует только в виде молекул). Для идеальных растворов электролитов i >1.

Между изотоническим коэффициентом i и степенью диссоциации α существует определенная связь:

1+α(n -1) или α=(i-1)/(n-1),

где n — число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита (для KCl n=2, для ВаС1₂ и Na₂SO₄ n=3 и т. д.).

Изотонические растворы– имеют равное осмотическое давление. Гипертонические растворы– имеют большее осмотическое давление по сравнению с другим раствором. Гипотонические растворы– имеют меньшее осмотическое давление по сравнению с другим раствором.

Осмотическое давление биологических жидкостей в различных организмах неодинаково, так осмотическое давление у лягушек несколько ниже, чем у человека, а у некоторых морских животных, обитающих в воде со значительным содержанием солей оно выше. Известно, что в тканях растений, всасывающих воду из почвы, осмотическое давление достигает 5-20 атм, а у некоторых растений пустынь и солончаков - даже 170 атм (1 атм=101,3кПа).

Читайте также: