Химические реакции в растворах

Как было найдено русским ученым Г. И. Гессом (1842), тепловые эффекты химических реакций в растворах электролитов также обнаруживают известные аномалии. Так, теплоты нейтрализации сильных кислот сильными основаниями постоянны и не зависят (или почти не зависят) от природы кислоты и основания, несмотря на то, что в результате их смешения образуются совершенно разные соли. Например, при нейтрализации раствора азотной кислоты раствором гидроксида калия [c.37]

Причиной необратимости электродной реакции являются замедленные электрохимические процессы (с малой величиной константы скорости электрохимической реакции 5<10-= см/с) разряда — ионизации, не осложненные или осложненные соответствующими химическими реакциями в растворе. В этом случае наклон волны выражен значительно более сильно, 1/2" ° зависит от скорости электрохимической реакции, и волна занимает сравнительно большой участок потенциалов. В случае переменнотоковой полярографии зависимость амплитуды переменного фарадеевского тока / " от напряжения имеет форму пика и для обратимого электродного процесса = Однако отклонение [c.166]

Что такое первичный солевой эффект Самые общие представления о нем позволяют более глубоко понять сущность элементарных процессов химических реакций, протекающих в растворах. Рассмотрим один из аспектов Т гории сильных электролитов Дебая — Хюккеля (разд. 31.4), а именно зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора. [Теория влияния нейтральных солей на скорость химических реакций в растворах была развита Бренстедом и Бьеррумом.] [c.184]

НАПРАВЛЕНИЕ ОБМЕННЫХ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ [c.124]

РАСЧЕТ ТЕПЛОВЫХ ЭФФЕКТОВ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ ПО СТАНДАРТНЫМ ТЕПЛОТАМ ОБРАЗОВАНИЯ ИОНОВ [c.33]

Что многие окислительно-восстановительные процессы действительно должны проходить ряд промежуточных стадий, ясно из следующих соображений. Химические реакции в растворах происходят в моменты столкновений соответствующих ионов (или молекул) друг с другом. Вероятность столкновении при прочих равных условиях зависит от числа частиц, участвующих в данной реакции. Так, вероятность столкновений пр ) так называемых бимолекулярных реакциях, происходящих между двумя ионами, например [c.372]

Модель химической реакции в растворе [c.423]

Вант-Гоффом было разработано математическое выражение кинетических закономерностей- Н. А. Меншуткин (1887) провел систематическое исследование кинетики химических реакций в растворах, выявив значение растворителя. С Аррениус (1889) исследовал влияние температуры на скорость химических реакций. [c.17]

Скорости химических реакций в растворах могут сильно изменяться в зависимости от природы растворителя. Первые систематические исследования в этом направлении принадлежат Н. А. Мен- [c.47]

При рассмотрении химических реакций в растворах в качестве параметра, определяющего содержание /-го вещества в системе, обычно используют не мольную долю, а молярную концентрацию С, (моль/л). В случае идеальных растворов все вещества, присутствующие в системе, имеют один и тот же мольный объем V. Это означает, что в одном литре раствора находится Ко/К моль вещества независимо от состава, где К(, = 1 л. Если мольная доля /-го [c.213]

Релаксационные методы, используемые для исследования быстрых химических реакций в растворе, имеют весьма высокую разрешающую способность. Так, например, метод поглощения ультразвука обнаруживает время разрешения вплоть до наносекундного диапазона [42]. Именно поэтому релаксационная кинетика широко используется при исследовании механизмов ферментативных реакций. [c.214]

ГЛАВА 16 Кинетика химических реакций в растворах [c.145]

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРЕ [c.28]

Рассмотренные выше на примере каталитической реакции кинетические закономерности для реакций, проходящих через две стадии, одна из которых представляет собой обратимый процесс, а последующая протекает преимущественно в прямом направлении, — эти закономерности присущи многим химическим реакциям в растворах и поэтому имеют общее значение. [c.192]

Очень часто следы тяжелых металлов играют роль катализаторов химических реакций в растворах. Рассмотрим разложение пероксида водорода. Механизм этой реакции можно записать в виде следующей последовательности реакций [c.194]

Коэффициент активности / широко используется в практике и в теоретических расчетах. Активность ионов (выраженная, как и концентрация, в кмоль/м ) является на самом деле эффективной концентрацией, проявляющей себя при химических реакциях. Обычные же концентрации показывают количество вещества, находящееся в растворе. Поэтому при теоретических расчетах химических реакций в растворах в связи, например, с использование [c.118]

Ионные реакции и равновесия. Для протекания химических реакций в растворах со смещением равновесия необходимы следующие условия. [c.217]

Как было показано в третьей главе, химическими превращениями органических соединений иногда сопровождается стадия их адсорбции на -металлах, что, по существу, является непосредственным участием органического вещества в электродном процессе. Однако адсорбция представляет собой лишь одну из возможных стадий сложного процесса электроокисления или электровосстановления органического соединения, включающего наряду с ней стадии электронного переноса, а нередко и химические реакции в растворе или на поверхности электрода. [c.188]

Если промежуточный продукт неустойчив и претерпевает дальнейшие превращения, участвуя в электродном процессе на диске или химических реакциях в растворе, то ток на кольце понижается. Важной характеристикой исследуемого процесса может служить значение выхода регистрируемого на кольцевом электроде продукта реакции на диске Q, отнесенного к величине тока на диске / и рассчитываемого по формуле [c.210]

Зависимость логарифма плотности тока от обратной температуры для трех видов поляризации приведена на рис. 192. Для процесса с концентрационной поляризацией прямые а, относящиеся к различным потенциалам, параллельны. Эффективная энергия активации не зависит от потенциала поляризации и равна 10— 12 кДж/моль. При химической поляризации прямые Ь, соответствующие различным потенциалам поляризации, располагаются веерообразно. Энергия активации электрохимической реакции понижается с ростом потенциала поляризации и при больших потенциалах, при большой скорости процесса приближается к энергии активации концентрационной поляризации. При химической поляризации энергия активации имеет тот же порядок, что и энергия активации химической реакции в растворах (40—80 кДж/моль). Действительно, при электрохимических реакциях потенциальный барьер, характеризуемый энергией активации, преодолевается не только за счет теплового движения молекул или ионов, но и за счет добавочной энергии, приобретаемой реагирующей частицей при ее прохождении через двойной электрический слой на поверхности электрода. Другим фактором, отличающим химическую поляризацию от концентрационной, является влияние перемешивания на скорость (плотность тока) электрохимического процесса. При концентрационной поляризации скорость процесса возрастает с перемешиванием особенно в области предельных токов, когда концентрация реагирующего вещества близка к нулю и лимитирующей стадией становится его доставка к электроду. Скорость электрохимических реакций с химической поляризацией не зависит от скорости перемешивания. [c.460]

Химическая реакция в растворе или с участием компонентов раствора сопровождается изменением состава раствора. Например, при [c.168]

Переносу заряда могут предшествовать или быть по отношению к нему последующими также стадии диссоциации молекул на ионы в объеме или на поверхности электрода, химические реакции в растворе, стадии образования новой фазы. Одна из них может оказаться лими- [c.302]

По завершении химической реакции в растворе снова появятся Н + -ионы уже ничем не связываемые, что можно определить соответствующими методами индикации конечной точки. Сказанное относительно израсходованного количества электричества и вычисления содержания НгУ справедливо ы для данного случая. Кривые i = /( ) для этих реакций схематически показаны на рис, 71. [c.205]

Долецалек [47] попытался количественно объяснить отклонения от закона Рауля химическими реакциями в растворах. По Долецалеку, отрицательные отклонения от закона Рауля объясняются ассоциацией компонентов друг с другом, а положительные отклонения — диссоциацией в растворе ассоциированных комплексов одного из компонентов. Однако эта теория, невидимому, справедлива лишь для ограниченного класса растворов. Для многих систем с точки зрения этой теории необходимо предполагать наличие сложных молекулярных соединений, реальное существование которых мало вероятно. Особенно большие затруднения возникают при объяснении отклонений от идеального поведения в системах, образованных ограниченно растворимыми компонентами. По Долецалеку необходимо принять, что в таких системах один из компонентов тем более ассоциирован и тем в большей степени диссоциирует в растворе, чем меньше его взаимная растворимость с другим компонентом. Несостоятельность такого объяснения очевидна. [c.60]

Кинетика ионного обмена. В результате химической реакции в растворе ионы перемещаются по направлению к ионообменной смоле или от нее. В этом случае общая скорость ионообмена будет зависеть от скоростей этапов диффузии через неподвижный слой зерен ионообменной смолы, а также скорости химической реакции на поверхности обмена. Так как ионные реакции протекают с очень большой скоростью, этапом, который определяет скорость процесса, является диффузия ионов через неподвижный спой. На межфазной поверхности системы жидкость — твердое тело практически мгновенно устанавливается равновесие. [c.339]

Теоретическое исследование кинетики и механизма химических реакций в растворах — намного более сложная задача по сравнению с исследованием газовых реакций, поскольку р растворах реагирующие вещества могут взаимодействовать с растворителем (следует учитывать влияние диэлектрической проницаемости растворителя, степень гидратации, присутствие посторонних компонентов и т. д.). Существует много различных типов реакций в растворах для некоторых из них влиянием растворителя мож но пренебречь (особенно в тех случаях, когда используются неполярные растворители). При некоторых условиях участники реакции взаимодействуют с такой же скоростью, как и в газах, как, например, при разложении N205. Существенным фактором является число столкновений между молекулами реагирующих веществ в растворе (включая растворитель). Дебай и Рабинович провели оценку числа столкновений в растворе, согласно которой оно примерно в три раза больше, чем в газовой фазе. Это согласуется с экспериментальными данными, также подтверждающими, что фактор столкновений для реакций в растворах увеличивается примерно в три раза. Так как энергия активации практически не меняется, скорость реакций в растворе также увеличивается в три раза по сравнению с газовыми реакциями. Для реакций в растворе характерна также небольшая подвижность реагирующих частиц (по сравнению с реакциями в газовой фазе). Для цепных и других реакций, в которых появляются Б качестве промежуточных частиц радика- [c.183]

Из уравнения (186.1) видно, что между 1пгт и ]/Т существует линейная зависимость и что по тангенсу угла наклона прямой можно рассчитать энергию активации. По величине энергии активации E-q и зависимости ее от перенапряжения можно сделать вывод о природе электродной поляризации. Если энергия активации практически не зависит от перенапряжения (рис. 179, прямые о) и совпадает с величиной, специфической для процессов диффузии в водных растворах (10—12 кДж/моль), то электродная реакция сопровождается диффузионным перенапряжением. Белее высокое значение энергии активации Е (40— 80 кДж/моль), характерное для химических реакций в растворах, и зависимость Е от перенапряжения (рис. 179, прямые б) свидетельствуют об активационной поляризации. [c.510]

Одним из условий, определяющих направление химических реакций в растворах электролитов, является возможность образования их ионами малодиссоциированных соединений или сложных ионов. Так, при взаимодействии ацетата натрия с какой либо сильной кислотой равновесие смещается в сторону образования малодиссо-циированной уксусной кислоты [c.32]

Соотношение (60.9) было использовано для определения констант скоростей которые можно также рассчитать по теории кислот и оснований Я. Бренстеда. Позднее М. Эйгеном были развиты импульсные методы определения констант скоростей химических реакций в растворах, в основе которых лежит изучение релаксации системы после наложения на нее некоторого возмущения. При помощи этих методов константы были определены еще одним независимым путем. [c.322]

Медленная химическая реакция в растворе, предшествующая переносу электрона и приводящая к синтезу частиц, способных разряжаться на электроде, нередко ведет к появлению на поляризационной кривой кинетического предельного тока. Классическим примером такого процесса служит исследованная В. Фильштихом и Д. Яном реакция выделения водорода на платиновом электроде из растворов уксусной кислоты, содержащих КС1 в качестве электролита фона. Поскольку в электрохимической стадии участвуют не молекулы кислоты, а протоны (ионы гидроксония), образующиеся в приэлектродном слое в результате сравнительно медленно протекающей реакции диссоциации (депротонирования) [c.235]

Вычислить тепловые Э1ффекты химических реакций в растворах при 25° С по стандартным теплотам образования химических соединений и ионов. [c.34]

Химическая реакция в растворе или с участием компонентов раствора сопровождается изменением состава раствора. Например, при растворении цинка в кислоте в растворе появляются ионы цинка, и их концентрация возрастает в ходе реакции. При этом в растворе уменьшается концентрация ионов водорода. Тем самым изменяются и все зависящие от состава свойства раствора. Раствор, компоненты которого участвуют в химическом превращении, является фазой переменного состава. То же относится и к газовой фазе. Так, при синтезе аммиака из водорода и азота в газовой фазе происходит нарастание концентрации аммиака и убывание концетра-ций Н2 и N2. Когда в газовой фазе находится даже один компонент, свойства газовой фазы могут изменяться. Если поместить в закрытую колбу оксид кальция и диоксид углерода, то за счет превращения их в СаСОз будет убывать концентрация СО2 и тем самым его давление. Следовательно, состояние газовой фазы будет изменяться. Поэтому газовая фаза, компоненты которой принимают участие в химическом превращении, также является фазой переменного состава. В этом случае можно искусственно создать такие условия, что давление будет сохраняться. Например, можно проводить ту [c.193]

Реакции в растворах электролитов. В растворах электролитов в отличие от неэлектролитов имеются положительно и отрицательно заряженные ионы. Подавляющее большинство химических реакций в растворах принадлежит к быстрым реакциям. В то же время для лрот екания любой химической реакции необходимо столк- [c.164]

При протекании химических реакций в растворах наблюдается сольватокинетический. эффект, проявляющийся в изменении активационных/ параметров и скоростей реакций при проведении их в газообразной фазе и растворах или реакций в растворах при смене растворителя. Одно из проявлений сольватокинетического эффекта — снижение энергии активации реакций, протекающих в растворах, по сравнению с теми же величинами газообразных реакций. , [c.243]

Определение эффективности тока. Для на.хождения условия обеспечения 100%-ной эффективности тока генерации промежуточного реагента изучают кривые зависил[ости = f E) электрода в соответствующих условиях. Однако следует учесть, что не все условия электролиза, обеспечивающие 100%-ныи выход по току, оптимальны для кулонометрического титрования, так как они могут оказаться непригодными для протекания химической реакции в растворе и для того или иного метода индикации конечной точки. Следовательно, ]]еобходпмо обеспечить правильное сочетание условий проведения кулонометрического титрования. [c.201]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология