Тема 6. Химическая кинетика.

Введение. Весьма мудреный раздел, в моём родном РХТУ им. Менделеева вообще считается самым сложным предметом. Судя по тестам в 1 модуле, так оно и было, но концентрация треша и угара в итоговом тесте намного ниже. С чем это связано – непонятно. То ли я плохо проверил вопросы теста, то ли кафедра решила смилостивиться и выпилила самые зловещие вопросы.

Типичные вопросы:

1. Энергия активации последовательных реакций.

Пример:

Муть.

Как с этим бороться:

Вопрос суров и сложен по внешнему виду, но прост в алгоритме. Просто нужно найти в дебрях учебников фразу, что самая медленная (лимитирующая) стадия в последовательных реакциях – это стадия с наибольшей энергией активации. Если лимитирующая стадия первая, то больше всего будет продукта С, а если лимитирующая вторая- то В, это распространяется и на последовательные, и на параллельные реакции.

2. Константа скорости и несколько утверждений.

Пример:

Мутная константа скорости.

Как с этим бороться:

Снова скажу как есть: константа зависит от температуры и наличия катализаторов и ингибиторов, и, естественно, от природы веществ реагирующих и не зависит ни от чего иного, например не зависит от концентрации реагирующих веществ и давления.

3. Период полупревращения.

Пример:

Изи.

Как с этим бороться:

Период полупревращения – время, за которое убывает половина количества. Можем составить тогда такую таблицу, с итерациями:

Несложно видеть, что количество уполовинивается каждый период. То есть, если в примере надо 75% разложить, то это соответствует (см. табл.) 2 периодам, то есть 4 суток.

4. Изменеие скорости в Х раз, если случается какая-то различная херня.

Пример:

Тут должен быть смешной комментарий.

Как с этим бороться:

Своеобразно. Смотрите, у вас всегда будет дано кинетическое уравнение, оно в условии, типа V = k*… И еще там есть γ, она тоже нужна. Уравнение показывает связьразных концентраций со скоростью. Например, если с(А) в кинетическом уравнении стоит без степени (имеется в виду степень 1) и это с(А) увеличивается в 2 раза, то скорость увеличивается в 2 раза. Если с(А)Если с(А)², то при увеличении с(А) в 2 раза скорость увеличится в 2² раза = 4 раза. Если увеличивают давление, то увеличивают все концентрации, например, если в уравнении с(А)*с(В)², и давление увеличивают в 2 раза, то с(А) в 2 раза, с(В) в 2 раза, а скорость в 2*2² = 8 раз. Внимание раз! Если концентрация или давление увеличиваются, то скорость увеличивается, а если уменьшаются, то и скорость уменьшается! Внимание два! Обращайте внимание на условие! Если написано «в газовой фазе» как в этом примере, то давление влияет так, как описано, если написано «в растворе» (бывает и такое), давление не влияет. Температуру оценивают по γ. По уравнению Вант-Гоффа изменение скорости = γ^ΔТ/10. Например, если γ=2, а температура на 40С, то скорость изменится на 2^40/10=2⁴=16 раз. Тоже самое, если температура увеличивалась, то скорость увеличивается, если уменьшается – то уменьшается.

5. Кинетические уравнения простых реакций..

Пример:

Простые реакции - изи.

Как с этим бороться:

Кинетическое уравнение в общем виде, как вы заметили, имеет вид
V=k*c(исходных веществ)^{коэффициенты}. Поясню на примерах:

Пояснение для тех, кто все равно нихуя не понел: в первой реакции одно исходное вещество, с коэффициентом 1, поэтому в кинетическом уравнении одна концентрация без степени (в степени 1), во второй реакции одно исходное вещество с коэффициентом 2, поэтому в реакции одна концентрация со степенью 2. В третьей реакции два вещества, одно с коэффициентом 2, второе с коэффициентом 1, поэтому в кинетическом уравнении две концентрации, одна в 2 степени, другая в 1.

6. Неизвестный вид вопросов.

Пример:

Мда... Обратите внимание на третий пример, там про уменьшение скорости, а не повышение.

Как с этим бороться:

По примеру – скорость реакции в газовой фазе зависит от природы реагирующих веществ, концентраций реагирующих веществ (с увеличением концентрации растет скорость), температуры (с увеличением Т растет скорость) и давления (с увеличением Р растет скорость). Скорость реакции в растворе, буде таковая попадется, зависит от всего того же кроме давления. Энергия активации, где то я ее видел, зависит от природы реагирующих веществ, наличия катализаторов (понижают ее) и ингибиторов (повышают ее). Вроде все.

Тема 7. Электролиты. рН.

Введение: На самом деле, хорошо помогает справляться с этим - осознать теорию Бренстеда-Лоури. Кислота – отдает (донор) Н⁺, основание – присоединяет Н⁺, но эта теория настолько проста и охватывает все разделы, что понять ее не получается. Еще нужен список «Сильные и слабые кислоты и основания». Это тайное знание информация есть где то в таблице голубой методичке. Всегда спрашивайте себя, что за хуйню электролит я вижу? Важнейшим навыком в этой теме является способность отличать виды электролитов друг от друга. На всякий случай, приведу это тут:

Всегда держите в голове, что есть кислоты сильные, есть слабые, есть основания сильные, есть слабые, а соли – продукты их взаимодействия – образованы кислотой (сильной или слабой) и основанием (тоже сильным или слабым). Ахтунг!!! Если вы не поняли то, попытки решить эти задачи бессмысленны.

Типичные вопросы:

1. Какие свойства – кислоты, основания или и те и те – проявляет частица

Пример:

Кислоты и основания…

Как с этим бороться:

Вроде и просто, а вроде и сложно. Кислота может отдать Н⁺, а основание принять его. Соответственно, чтобы отдать Н⁺, его нужно предварительно иметь. Кислота – это что то с Н, способное его отрывать (Н₂S, HS, H₃PO₄, H₂PO₄, HPO₄, NH₄⁺… то есть или кислоты с хотя бы 1 Н, или слабые основания с присоединенным лишним Н) а основания – обычно что-нибудь с «-», чтобы лучше присоединять Н⁺, хотя и не обязательно. (Хорошие основания = полностью обезводороженые остатки кислот или собственно разные основания ОН, NH₃, CO₃, PO₄)

2. Расположить вещества в порядке возрастания/убывания рН

Пример:

Ряд разных электролитов. Представлены, уже верно расположенные по возрастанию рН: сильная двухосновная кислота (H2SO4), сильная одноосновная кислота (HNO3), соль слабого основания и сильной кислоты (Al2(SO4)3), слабое основание (NH3).

Как с этим бороться:

Тут может хорошо помочь шкала электролитов по возрастанию рН:

Сильная двухосновная кислота (H₂SO₄) >

сильная одноосновная кислота (HCl) >

слабая кислота (список) >

соль сильной кислоты и слабого основания >

соль сильной кислоты и сильного основания >

соль сильного основания и слабой кислоты >

слабое основание (список) >

сильное одноосновное основание (KOH, NaOH…) >

сильное двухосновное основание (Ba(OH)₂)

Смотрим, какие у нас 4 электролита, определяем их тип и располагаем в соответствии со шкалой.

3. Соотнесите вещества с цифрами рН.

Пример:

Суровые электролиты.

Как с этим бороться:

Аналогично предыдущему вопросу, но вместо порядка возрастания-убывания надо соотносить с цифрами рН. Самый кислый электролит соотносят с самой маленькой из данных цифр и далее идут по возрастанию. Определяйте тип электролитов грамотно, не путайте соли с кислотами, а сильные кислоты со слабыми кислотами.

4. Соотнести вещества с областями рН.

Пример:

Области рН. Электролиты в порядке как даны: соль сильного основания и слабой кислоты, слабая кислота, соль слабого основания и слабой кислоты.

Как с этим бороться:

Даже легче, чем предыдущие вопросы. Определяем тип электролитов опять, и из табл узнаем, у какого электролита какая область рН.

5. Гидролиз солей.

Пример:

И тут тоже номенклатура, уже неорганических веществ. Ну что за твою мать?.

Как с этим бороться:

А вот так:

Определили тип электролита (умеем же?), и автоматом определяется тип гидролиза. Сильно запутывает ситуацию то, что соли даны через названия. Вспоминаем, что такое есть сульфат, сульфит и сульфид, и прочие радости ЕГЭшно-школьной жизни.

6. Неизвестный тип задачи.

Пример:

?

нет.

Как с этим бороться:

Пока неизвестно.

Тема 8. Буферные растворы.

Введение. Средней запутанности тема. Буферный раствор – система, сохраняющая рН примерно постоянным при добавлении небольших количеств кислот и щелочей и разбавлении. Достигается это за счет особой, химической магии. Буферный раствор содержит пару веществ: сопряженную-кислоту и сопряженное-основание. Если к буферному раствору добавляют злую сильную кислоту, ее нейтрализует сопряженное-основание, а если к этому же раствору добавляют сильную щелочь, то ее нейтрализует уже сопряженная-кислота. При этом сами сопряженные кислота и основание друг друга не нейтрализуют, они же сопряженные. Подробнее, с примерами – методичка.

Типичные вопросы:

1. Интервал буферного действия.

Пример:

Просто, очень просто.

Как с этим бороться:

Просто. Интервал буферного действия – это область рН от рКа-1 до рКа+1. То есть если рКа=6, то интервал от 5 до 7. И т. д. Трабл может получиться, если у кислоты несколько рКа. В этом случае находим буферную систему в таблице примеров в голубой методичке, а из формулы справа узнаем, какая константа должна использоваться для расчетов. Например, гидрофосфатная – по рКа2. Фэйл – если такой системы нет в этой таблице.

2. Частица в буферной системе.

Пример:

Гидрофосфат коварен.

Как с этим бороться:

Вопрос относится к предыдущей теме про электролиты. Если частица способна отдавать Н⁺, то кислота, принимать – основание. Вот и гадайте на примере НРО₄. Отдать способен, ведь есть же РО₄. И принять способен, потому что Н₂РО₄ тоже существует. Значит, и кислота и основание. Хотя таковое гадание делать просто удается далеко не всегда. Глядя на диполярную форму глицина ⁺NH₃CH₂COO^- сразу и не поймешь, могут ли отрываться вся эта куча водородов и может ли присоединяться еще один лишний. Такие дела.

3. Какие системы являются буфферными.

Пример:

Такие вот примеры.

Как с этим бороться:

Буферными будут системы, состоящими из сопряженной-кислоты и сопряженного-основания. Это пара веществ, отличающимися на 1 Н, у кислоты есть, у основания нету. NH₃/NH₄, CH₃COOH/CH₃COO, H₂PO₄/HPO₄, и так далее. Естественно, водород не может отсутствовать просто так, он или чем то замещен, или еще как-то, поэтому можно ожидать что типа CH₃COOH/CH₃COONa и т.д. Исключения – сильные кислоты. Система HCl/NaCl, по внешним признакам похожая на буферную, на самом деле не буферная.

4. Виды буферных систем.

Пример:

Какая то путанная хрень.

Как с этим бороться:

Слабая кислота – вы должны узнавать ее, если честно изучили предыдущую тему. Слабые основания – тоже, в таком же случае. Амфолиты – это буферные системы на основе аминокислот, это самые большие формулы. Кислая и средняя соль – то что осталось, но! Не перепутайте со слабой кислотой, у кислых солей кислоты многоосновные (Н3РО4, Н2СО3), а под слабыми кислотами обычно дают только одноосновные. (СН3СООН).

5. Неведомый тип вопроса.

Пример:

?

нету

Как с этим бороться:

Бояться и надеяться на лучшее.

Тема 9. Комплексные и малорастворимые соединения…

Введение. Тема, которую никто никогда толком не понимал, поэтому не буду давать обобщений, перейдем сразу к примерам.

Типичные вопросы:

1. Концентрация комплексообразователя, устойчивость комплексов, константа устойчивости, константа нестойкости.

Пример:

Какая то очередная хуйня очень сложное задание.

Как с этим бороться:

Чем больше Куст (константа устойчивости) или чем меньше Кнест, тем:

устойчивее комплекс;

меньше концентрация иона комплексообразователя.

Блин, капец как внимание! Не перепутайте, что увеличивается, а что уменьшается!!! Это очень просто сделать. Читайте внимательно условия мелким шрифтом написанные, это важно. В примере нужно расположить комплексы в порядке повышения устойчивости, а из теории известно, что чем меньше Кнест, тем устойчивее комплекс. Значит, комплекс с самой большой Кнест будет первым и самым неустойчивым, а дальше в порядке уменьшения Кнест. Отдельная проблема – сравнение таких ебанутых оригинальных цифр. Сначала сравнивают степени десяток. Поскольку матан знает мало кто, на всякий случай напоминаю, что -10 это меньше, чем -8, но зато +10 больше +8. Если степени одинаковые, то сравнивают уже числа перед десяткой.

2. Виды комплексных соединений.

Пример:

Блять! Сколько можно косячить?.

Как с этим бороться:

Нейтральные – комплексы не содержащие т.н. внешней сферы, то есть за квадратными скобками ничего нет. Катионные – содержат внешнюю сферу-анион (ОН, Cl..), анионные – содержат внешнюю сферу-катион (К, Na…), смешанные – двое квадратных скобок. Еще попадались аква-комплексы – содержат Н2О уже в квадратных скобках, циано содержат CN-ион, хелатные – en (этилендиамин), амино-комплексы содержат NH₃.

3. Более полное осаждение иона.

Пример:

Пример.

Что то я не заскринил

Как с этим бороться:

Для более полного осаждения надо добавлять второй ион или тот электролит, который его содержит. Например, для более полного осаждения Ca из насыщенного раствора CaSO4 надо было бы добавить что-нибудь, где есть SO₄, H₂SO₄ например.

4. Растворимость малорастворимых веществ при добавлении хорошо растворимых.

Пример:

.

Как с этим бороться:

Если добавляют электролит, содержащий такой же ион, какой есть в малорастворимом веществе, растворимость уменьшается (как в примерах – к насыщенному раствору AgI добавили AgNO₃ и т.п.). Если ионы разные – растворимость практически не изменяется.

5. Определение параметров компелексного соединения.

Пример:

Цифирики.

Как с этим бороться:

Тут могут спрашивать про число лигандов, оно же координационное число, заряд внутренней сферы (заряд комплексного иона), степень окисления центрально атома. Любое комплексное соединение имеет вид:

%херня-1% [ %металл% %%еще херня-2%% ]

% херня-1% может быть и после скобок или вообще отсутствовать.

Квадратные скобки называются внутренней сферой или комплексным ионом, то, что снаружи – внешняя сфера. Общий заряд должен быть равен нолю. Например, Na₂[Cr(CN)₅(H₂O)₁]. Заряд внешней сферы обычно легко определить, у вас же, блин, перед глазами где-то есть табл. Растворимости. Если внешняя сфера Na₂, а один натрий имеет заряд +1, то два натрия +2. Значит, комплексный ион имеет заряд -2, чтобы в сумме получался ноль. Внутренняя сфера обязательно включает металл и лиганды, на схеме показано как %%херня-2%%. Координационное число aka число лигандов. И все. Блять. То есть иногда, их конечно надо сложить, но вычислить 5+1, как в примере, не представляется нам пиздецки сложной задачей. Самое сложное – когда просят посчитать степень окисления центрального атома. Тогда надо считать, что заряд центрального атома вместе с лигандами должен дать внутреннюю сферу. Например, если посчитано, что внутренняя сфера -2, а лиганды -5, то вроде бы можно понять, что металл – 5 = -2, тогда металл +3. При этом нужно иметь в виду, что лиганды H₂O, NH₃ заряд по нулю, OH, Cl, Br, I, F, CN, SCN заряд по -1.

6. Неизвестный тип вопроса.

Пример:

?

нет.

Как с этим бороться:

Пока непонятно.

Тема 10. Потенциал, ЭДС.

Введение. Тоже мрачная, путанная тема, порождение сумрачного немецкого гения Нернста. Наиболее нелюбима мной в институтские годы, даже более, чем кинетика

Типичные вопросы:

1. Увеличение/уменьшение оксислительного/восстановительного потенциала.

Пример:

За что нам это?

Как с этим бороться:

Итак.

Окислительный потенциал увеличивается при:

1) Уменьшении рН

2) Увеличении концентрации исходных растворимых веществ (в примере это Н+)

3) Уменьшении концентрации продуктов (в примере это Mn²⁺) кроме самой воды.

4) Увеличении температуры (пока этого ни разу не было)

Окислительный потенциал уменьшится при:

1) Увеличении рН

2) Уменьшении концентрации исходных растворимых веществ (в примере это Н+)

3) Увеличении концентрации продуктов (в примере это Mn²⁺) кроме самой воды.

4) Уменьшении температуры (пока этого ни разу не было)

Восстановительный потенциал увеличится при:

1) Увеличении рН

2) Уменьшении концентрации исходных растворимых веществ (в примере это Н+)

3) Увеличении концентрации продуктов (в примере это Mn²⁺) кроме самой воды.

4) Уменьшении температуры (пока этого ни разу не было)

Восстановительный потенциал уменьшится при:

1) Уменьшении рН

2) Увеличении концентрации исходных растворимых веществ (в примере это Н+)

3) Уменьшении концентрации продуктов (в примере это Mn²⁺) кроме самой воды.

4) Увеличении температуры (пока этого ни разу не было

Бдительные товарищи наверняка заметят, что эти списки сделаны методом ctrl + c, ctrl + v.

Не перепутайте уменьшение с увеличением, тут, как всегда, это легко сделать.

2. Системы окислители и восстановители.

Пример:

Правильное D.

Как с этим бороться:

Из двух систем воостановитель та, у которой потенциал меньше, а окислитель, соотетственно та, у которой потенциал больше. При решении таких задач на реакции и системы лучше даже не смотреть, а смотреть только на ϕ (или Е⁰). Сравниваем данную изначально систем с каждым вариантом и находим то, о чем спрашивали. В примере просят определить, в отношении какой системы данная может быть восстановителем. Сравниваем данную (Е⁰=1,09) с А (Е⁰=0,25) и понимаем, что в такой паре данная система восстановитель (это не подходит) а система А – восстановитель. Это не подходит. Повторяем эту операцию, пока не получим, что нужно.

3. Неизвестный тип вопроса..

Пример:

?

нет.

Как с этим бороться:

Пока неизвестно.

Что способствует осуществлению желаний? Стопроцентная, непоколебимая уверенность в своем...

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право...

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: