 |
Общая и свободная щелочность
|
|
|
|
Под общей (или титруемой) щелочностью воды подразумеваются все ионы гидроксила способные связываться с ионами водорода.
Причиной появления щелочности в природной воде является гидролиз солей образованных слабыми кислотами и сильными основаниями.
А+ + НОН ↔ НА + ОН –
При введении в воду ионов водорода равновесие смещается вправо и гидролиз доходит до конца.
Количество миллиграмм – эквивалентов кислоты, израсходованное на нейтрализацию гидроксильных ионов, содержащихся в одном литре воды, называется ее общей (или титруемой) щелочностью.
Щелочность природных вод зависит в основном от присутствия в ней карбонатов и гидрокарбонатов, а в водах с высокой цветностью от содержания в ней гуматов.
Различают гидратную (свободную) щелочность, обусловленную наличием свободных гидроксилов, гидрокарбонатную (НСО3-), карбонатную (СО32-).
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
На скорость химической реакции влияет природа реагирующих веществ (энергия активации) и условия, при которых она протекает:
1) концентрация;
2) давление;
3) температура;
4) присутствие катализатора.
Энергия, необходимая для активирования исходных частиц, называется энергией активации. Чем больше эта энергия, тем меньше молекул обладают ею при данной температуре, тем медленнее идет реакция.
Влияние температуры.
При повышении температуры возрастает скорость движения молекул и столкновение между ними происходит чаще. С другой стороны при более высокой температуре молекулы становится более активным, повышается число эффективных столкновений. В соответствии с правилом Вант –Гоффа при увеличении температуры на 10 0С скорость реакции возрастает в 2 -3 раза.
|
|
|
Отношение констант скорости при разных температурах (t и t +100), называется температурным коэффициентом и обозначается через γt.
,
где К – константа скорости;
Т- температура в К;
R – универсальная газовая постоянная = 8,31Дж/моль∙К;
Е – энергия активации, Дж.
Влияние концентрации.
Закон действия масс.
А+В = АВ V = К[A][B],
где К - константа скорости, моль/ л∙с;
[A][B] – мольные концентрации, моль/дм3.
В общем виде mA+mB = AmBn
V = K[A]m [B]n
Влияние катализаторов.
Катализаторы - вещества которые изменяют скорость реакции не принимая в ней участия и остаются химически неизмененными и в прежнем количестве.
Каталитические процессы широко распространены в природе.
Вода – универсальный катализатор.
Природные катализаторы – ферменты.
Равновесие в гомогенных системах.
Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, – гомогенная реакция. Все реакции делятся на обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают в одном направлении до конца. Обратимые реакции протекают при одних и тех же заданных условиях одновременно в двух противоположных направлениях.
А+В ↔ С+Д
Обратимая реакция протекает только до определенного момента, когда Vпр и Vобр становятся одинаковыми, то есть в системе наступает динамическое равновесие.
V1 = k1[A][B]
V2 = k2[C][Д]
V1 = V2, следовательно k1[A][B] = k2[C][Д], следовательно:
или 
К – константа равновесия.
В общем виде:
а А + в В ↔ с С + d Д
Ле Шателье (1887г): если изменить одно из условий, при котором установилось равновесие (t, p, C), то произойдет смещение равновесия в направлении процесса, препятствующего производимому изменению.
Увеличение температуры вызывает усиление эндотермической реакции.
Увеличение давления смещает равновесие в сторону образования меньшего числа молекул.
Увеличение концентрации веществ, стоящих в одной части равенства, вызывает образование веществ в другой части равенства.
|
|
|
|
|
|
