제1장 화학반응과 에너지전환
화학반응의 본질은 반응물의 화학결합이 끊어지고 생성물의 화학결합이 형성되는 것이다. 에너지를 방출하거나 흡수함으로써. 1. 화학반응의 열효과
1. 화학반응의 반응열
(1) 반응열의 개념:
화학반응이 일어날 때 특정 온도에서 반응이 진행될 때 방출되거나 흡수되는 열을 이 온도에서 반응의 열효과라고 하며, 이를 반응열이라고 합니다. 기호 Q로 표시됩니다.
(2) 반응열, 흡열 반응 및 발열 반응의 관계.
Q>0이면 반응은 흡열 반응이고, Q<0이면 발열 반응입니다.
(3) 반응열의 결정
반응열을 측정하는 기구는 반응 전후의 용액 온도 변화를 측정할 수 있는 열량계이다. .반응은 시스템의 열용량을 기준으로 계산할 수 있으며 계산식은 다음과 같습니다.
Q=-C(T2-T1)
공식에서 , C는 계의 열용량을 나타내고, T1과 T2는 각각 반응온도 전과 후의 계의 열용량을 나타낸다. 실험실에서는 중화 반응의 반응열을 측정하는 경우가 많습니다. 2. 화학반응의 엔탈피 변화
(1) 반응 엔탈피 변화
물질이 갖고 있는 에너지는 물질의 고유한 성질이며, ""라는 물리량으로 설명할 수 있습니다. 엔탈피". 기호는 H, 단위는 kJ·mol-1이다.
반응 생성물의 전체 엔탈피와 반응물의 전체 엔탈피의 차이를 반응 엔탈피 변화라고 하며, ΔH로 표시됩니다.
(2) 반응 엔탈피 변화 ΔH와 반응열 Q 사이의 관계.
등압 조건에서 수행되는 화학 반응의 경우, 반응에서 물질의 에너지 변화가 모두 열에너지로 변환되면 반응의 반응열은 반응 엔탈피 변화와 동일하며, 수학적 표현은 다음과 같습니다: Qp=ΔH= H(반응 생성물)-H(반응물).
(3) 반응 엔탈피 변화, 흡열 반응 및 발열 반응 사이의 관계:
ΔH>0, 반응은 에너지를 흡수하고 흡열 반응입니다.
ΔH<0인 반응은 에너지를 방출하며 발열 반응입니다.
(4) 반응 엔탈피 변화와 열화학 방정식:
화학 반응에서 물질의 변화와 반응 엔탈피 변화를 동시에 표현하는 화학 방정식을 열화학 방정식이라고 합니다. as : H2(g)+O2(g)=H2O(l); ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1
열화학 방정식을 작성할 때 다음 사항에 유의해야 합니다.
①물질의 응집 상태를 화학식(고체(s), 액체(l), 기체(g), 용액(aq)) 뒤에 표시해야 합니다.
②화학식 뒤에 반응 엔탈피 변화 ΔH를 쓰시오. ΔH의 단위는 J·mol-1 또는 kJ·mol-1이며, ΔH 뒤에는 반응 온도를 표시한다.
③ 열화학 방정식의 물질 계수가 2배가 되면 ΔH 값도 그에 따라 2배가 됩니다. 3. 반응 엔탈피 변화 계산
(1) Geis의 법칙
화학 반응의 경우, 한 단계로 완료되든 여러 단계로 완료되든 반응 엔탈피 변화는 다음과 같습니다. 가이스의 법칙(Geis' law)이라고 불리는 법칙도 마찬가지다.
(2) Geiss의 법칙을 사용하여 반응 엔탈피 변화를 계산합니다.
일반적인 문제 유형은 여러 개의 열화학 방정식을 제시하고 이를 결합하여 문제에 필요한 열화학 방정식을 형성하는 것입니다. 가이스의 법칙에 따르면 이 방정식의 ΔH는 위의 열화학 방정식의 ΔH의 대수합입니다. .
(3) 표준 몰 생성 엔탈피 ΔfHmθ를 기준으로 반응 엔탈피 변화 ΔH를 계산합니다.
어떤 반응이든: aA+bB=cC+dD
ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)] 2. 전기에너지를 화학으로 전환 에너지 - 전기분해 1. 전기분해의 원리
(1) 전기분해의 개념:
직류의 작용으로 전해질은 산화반응을 거쳐 두 개의 상부 전극에서 각각 환원 반응이 일어나는 것을 전기분해라고 합니다. 전기 에너지를 화학 에너지로 변환하는 장치를 전해조라고 합니다.
(2) 전극 반응: 용융된 NaCl의 전기분해를 예로 들어보자:
양극: 전원 공급 장치의 양극에 연결된 전극을 양극이라고 하며, 산화 반응은 양극에서 발생합니다: 2Cl-→Cl2↑ +2e-.
음극: 전원의 음극에 연결된 전극을 음극이라고 하며, 음극에서는 Na++e-→Na라는 환원반응이 일어납니다.
일반식: 2NaCl(용융) 2Na + Cl2↑
2. 전기분해 원리의 적용
(1) 가성소다 제조를 위한 소금물의 전기분해, 염소와 수소.
양극: 2Cl-→Cl2+2e-
음극: 2H++e-→H2↑
총 반응: 2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+ Cl2↑
( 2) 구리의 전해 정제.
조동(Zn, Ni, Fe, Ag, Au, Pt 함유)은 양극, 정제 구리는 음극, CuSO4 용액은 전해액입니다.
양극 반응: Cu→Cu2++2e-, 여러 부반응도 발생
Zn→Zn2++2e-; Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2+2e-
Au, Ag, Pt 등은 반응하지 않고 전해조 바닥에 침전되어 양극 머드를 형성합니다.
음극 반응: Cu2++2e-→Cu
(3) 전기 도금: 철 표면에 구리 도금을 예로 들어
도금할 금속 Fe는 음극, 코팅 금속 Cu는 양극, CuSO4 용액은 전해질 용액입니다.
양극 반응: Cu→Cu2++2e-
음극 반응: Cu2++2e-→Cu 3. 화학 에너지를 전기 에너지로 변환 - 배터리 1. 1차 전지의 작동 원리
< p>(1) 1차 전지의 개념:화학 에너지를 전기 에너지로 변환하는 장치를 1차 전지라고 합니다.
(2) Cu-Zn 1차 전지의 작동 원리:
사진은 Cu-Zn 1차 전지를 보여주며, Zn은 음극이고 Cu는 양극입니다. 예: Zn 칩이 점차 용해되고 Cu 칩에 기포가 생성되며 검류계 포인터가 편향됩니다. 이 1차 전지의 반응 원리는 다음과 같습니다: Zn은 전자를 잃습니다. 음극 반응은 Zn→Zn2++2e-입니다. Cu는 전자를 얻습니다. 양극 반응은 2H++2e-→H2입니다. 전자의 방향 이동은 전류를 생성합니다. 전체 반응은 다음과 같습니다: Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu.
(3) 1차 전지의 전기 에너지
두 개의 금속을 전극으로 사용하는 경우 활성 금속이 음극이 되고, 하나의 금속과 비활성 금속이 양극이 됩니다. 하나의 비금속이 전극으로 사용되며, 금속은 음극, 비금속은 양극입니다. 2. 화학적 동력원
(1) 아연-망간 건전지
양극 반응: Zn→Zn2++2e-;
양극 반응: 2NH4+ +2e-→2NH3+H2;
(2) 납축전지
양극 반응: Pb+SO42-PbSO4+2e-
양극 반응: PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
방전 중 총 반응: Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.
충전 중 총 반응: 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.
(3) 수소-산소 연료전지
양극 반응: 2H2+4OH-→4H2O+4e-
양극 반응: O2+2H2O+4e -→4OH-
총 배터리 반응: 2H2 + O2 = 2H2O 3. 금속 부식 및 보호
(1) 금속 부식
금속 표면은 화학적으로 반응합니다. 주변 물질과 충돌하거나 전기화학적 영향으로 손상되는 것을 금속 부식이라고 합니다.
(2) 금속 부식의 전기화학적 원리.
선철에는 비에 노출되면 1차 전지를 형성할 수 있는 탄소가 포함되어 있습니다. 철은 음극이며 전극 반응은 Fe→Fe2++2e-입니다.
수막의 용존 산소가 감소하고 양극 반응은 O2+2H2O+4e-→4OH-입니다. 이 부식은 "산소 흡수 부식"입니다. 총 반응은 2Fe+O2+2H2O=2Fe( OH)2, Fe(OH)2는 즉시 산화됩니다. 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3, Fe(OH)3는 분해되어 녹으로 변합니다. 수막이 산성도가 높은 환경에 있을 경우 양극 반응은 2H +2e-→H2↑이며, 이러한 부식을 "수소 발생 부식"이라고 합니다.
(3) 금속 보호
금속은 건조한 환경에 있어야 하며, 부식 저항성이 강한 금속 보호층은 페인트, 세라믹, 아스팔트, 플라스틱 또는 전기 도금되어야 합니다. 금속 표면에 층을 형성하여 일차 전지 형성 조건을 파괴합니다. 금속 보호를 달성하기 위해 1차 전지의 원리를 사용할 수도 있고 희생 양극 보호 방법을 사용할 수도 있습니다. 전기 분해의 원리도 사용할 수 있으며 감동 전류 음극 보호 방법을 사용할 수 있습니다. 2장, 화학 반응의 방향, 한계 및 속도(섹션 1 및 2)
1차 배터리의 반응은 모두 자발적인 반응입니다. 전해 전지의 많은 반응은 자발적이지 않습니다. 즉흥적으로 하는 것에 대해? 1. 화학반응의 방향 1. 반응엔탈피 변화와 반응방향
대부분의 발열반응은 자발적으로 진행될 수 있다. 즉, ΔH<0인 반응은 대부분 자발적으로 진행될 수 있다. 일부 흡열 반응은 자발적으로 발생할 수도 있습니다. NH4HCO3와 CH3COOH의 반응과 같은. 일부 흡열 반응은 실온에서 진행될 수 없지만 더 높은 온도에서 자발적으로 진행될 수 있습니다. 예를 들어 CaCO3는 고온에서 분해되어 CaO와 CO2를 생성합니다. 2. 반응 엔트로피 변화와 반응 방향
엔트로피는 계의 무질서 정도를 나타내는 개념이다. 엔트로피 값이 클수록 계의 무질서 정도도 크다. 반응의 엔트로피 변화 ΔS는 반응 생성물의 총 엔트로피와 반응물의 총 엔트로피의 차이입니다. 기체를 생성하는 반응은 엔트로피가 증가하는 반응이며, 엔트로피의 증가는 반응의 자발적인 진행에 도움이 됩니다. 3. 엔탈피 변화와 엔트로피 변화는 반응 방향에 동일한 영향을 미칩니다.
ΔH-TΔS<0 반응은 자발적으로 진행될 수 있습니다.
ΔH-TΔS=0 반응이 평형에 도달합니다.
ΔH-TΔS>0 반응은 자발적으로 진행될 수 없습니다.
특정 온도와 압력 조건에서 자발적인 반응은 평형 상태에 도달할 때까지 항상 ΔH-TΔS<0 방향으로 진행됩니다. 2. 화학 반응의 한계 1. 화학 평형 상수
(1) 평형에 도달하는 가역 반응의 경우 생성물 농도의 계수 거듭제곱의 곱과 생성물 농도의 계수 거듭제곱의 곱의 비율 반응물 농도는 A 상수이며, 이를 화학 평형 상수라고 하며 기호 K로 표시합니다.
(2) 평형 상수 K의 크기는 화학 반응이 진행될 수 있는 정도(즉, 반응 한계)를 반영합니다. 평형 상수가 클수록 반응이 더 완전하게 진행될 수 있습니다.
(3) 평형상수의 표현은 화학반응식을 쓰는 방식과 관련이 있다. 주어진 가역 반응의 경우 정반응과 역반응의 평형 상수는 서로 역수입니다.
(4) 평형 상수의 도움으로 반응이 평형 상태에 도달했는지 여부를 판단할 수 있습니다. 반응의 농도 지수 Qc가 평형 상수 Kc와 같을 때 이는 반응이 다음을 의미합니다. 평형 상태에 도달했습니다. 2. 반응의 평형전환율
(1) 평형전환율은 반응물의 초기 농도에 대한 전환된 반응물의 농도의 비로 표현된다. 예를 들어, 반응물 A의 평형 전환율의 표현은 다음과 같습니다:
α(A) =
(2) 평형의 전진 이동이 반드시 평형 전환율을 증가시키는 것은 아닙니다. 반응물의. 한 반응물의 농도를 높이면 다른 반응물의 평형 전환율이 높아질 수 있습니다.
(3) 반응물의 평형상수와 평형전환율을 서로 계산할 수 있다. 3. 화학 평형에 대한 반응 조건의 영향
(1) 온도의 영향
온도를 높이면 화학 평형이 흡열 방향으로 이동하게 됩니다. 발열 방향으로 이동하는 평형. 온도가 화학 평형에 미치는 영향은 평형 상수를 변경함으로써 달성됩니다.
(2) 농도의 영향
생성물의 농도를 높이거나 반응물의 농도를 낮추면 평형이 역반응 방향으로 이동하여 농도가 높아집니다. 반응물이 감소하거나 생성물의 농도가 감소하면 평형은 양성 반응 쪽으로 이동합니다.
온도가 일정할 때 농도를 바꾸면 평형이 이동할 수 있지만 평형 상수는 변하지 않습니다. 화학 생산에서는 값싸고 쉽게 구할 수 있는 반응물의 농도를 높여 다른 값비싼 반응물의 전환율을 높이는 것이 일반적입니다.
(3) 압력의 영향
ΔVg=0인 반응의 경우, 압력이 변해도 화학 평형 상태는 변하지 않습니다.
ΔVg≠0의 반응은 압력을 증가시키고 화학 평형은 기체 물질의 부피가 감소하는 방향으로 이동합니다.
(4) 르 샤틀리에의 원리
온도, 농도, 압력이 평형 운동에 미치는 영향으로부터 르 샤틀리에 원리는 다음과 같이 도출될 수 있습니다. 평형에 영향을 미치는 조건이 변경되면 ( 농도, 압력, 온도 등) 평형은 이러한 변화를 약화시키는 방향으로 이동합니다. 예시 질문 분석
예 1. 다음 열화학 방정식이 알려져 있습니다:
(1)Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) ΔH=-25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g) ΔH=-47kJ/mol
(3 )Fe3O4(s)+CO (g)=3FeO(s)+CO2(g) ΔH=+19kJ/mol
FeO(s)가 CO에 의해 Fe로 환원되는 열화학 방정식을 쓰고, CO2.
분석: 가이스의 법칙에 따르면, 화학 반응이 한 단계로 완료되든 여러 단계로 완료되든 반응열은 동일합니다. 질문에 주어진 관련 방정식으로부터 이를 분석할 수 있습니다. 방정식 (3)과 방정식 (1)에서 우리는 필요한 관련 물질이 있음을 알 수 있지만, 방정식 (3)은 방정식 (2)의 관련 물질을 통과해야 합니다. )를 식 (1)과 일치시키기 위해 함께 결합한다.
식 (3)×2+식 (2)를 넣으면 (3)×2+(2)로 표현될 수 있습니다.
우리는 다음을 얻습니다: 2Fe3O4(s)+2CO( g)+3Fe2O3(s )++CO(g)=6FeO(s)+2CO2(g)+2Fe3O4(s)+CO2(g) ΔH=+19kJ/mol×2+(-47kJ/mol)
방정식 (4)는 다음과 같이 정리하여 얻을 수 있습니다: Fe2O3(s)+CO(g)=2FeO(s)+CO2(g) ΔH=-3kJ/mol
대체 (1)-(4) 2CO(g)=2Fe(s)+3CO2 (g)-2FeO(s)-CO2(g)를 얻으려면 ΔH=-25kJ/mol-(-3kJ/mol)
결과는 다음과 같습니다. : FeO(s)+CO(s)=Fe(s) + CO2(g); ΔH = -11kJ/mol
답: FeO(s) + CO(s) = Fe(s) + CO2 (g); ΔH = -11kJ/mol 실시예 2, 용융염 연료전지는 발전 효율이 높아 Li2CO3와 Na2CO3의 용융염 혼합물을 전해질로 사용할 수 있어 주목받고 있다. 공기와 CO2의 혼합가스는 650°C에서 작동하는 연료전지를 생산하는 음극가스입니다. 관련 배터리 반응식:
양극반응식: 2CO+2CO32-→4CO2+ 4e-
음극 반응식: ;
총 배터리 반응식: .
분석: 연료전지로서 전반적인 효과는 연료를 연소시키는 것입니다. 이 질문에서 CO는 환원제이고, 공기 중의 O2는 산화제이며, 배터리의 전체 반응식은 2CO+O2=2CO2입니다. 전체 반응식에서 전지의 음극(즉, 문제에서 언급한 양극)의 반응식을 빼면 전지의 양극(즉, 문제에서 언급한 음극)의 반응식을 얻을 수 있습니다. 질문에): O2+2CO2+4e-=2CO32-.
답: O2 + 2CO2 + 4e - = 2CO32 -; 2CO + O2 = 2CO2 예 3. 반응 방향에 대한 다음 설명 중 올바른 것은 무엇입니까 ( )
A .열을 방출하는 자발적인 과정은 모두 엔트로피 가치 감소 과정입니다.
B. 자발적인 흡열 과정은 종종 엔트로피 값이 증가하는 과정입니다.
C. 물은 자발적으로 높은 곳에서 낮은 곳으로 흐르는데, 이는 가장 낮은 에너지 상태를 향하는 경향입니다.
D. 엔탈피 변화만으로 화학 반응의 방향을 판단하는 것이 가능합니다.
설명: 자발적인 발열 과정으로 인해 엔트로피 값이 감소하거나 증가하거나 큰 변화가 없을 수 있으므로 A는 틀렸습니다. 엔탈피 변화만으로 반응 방향을 판단하는 것은 일방적이다. 에너지 기준과 엔트로피 기준으로 구성된 복합 기준으로 판단해야 한다. 물은 자연적으로 높은 곳에서 낮은 곳으로 흘러 에너지가 가장 낮은 상태로 가는 것이 맞습니다. 일부 흡열 반응은 자발적으로 발생할 수도 있습니다. 예를 들어, 25℃ 및 1.01×105Pa에서 2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g), ΔH=56.7kJ/mol, (NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) ; ΔH= 74.9kJ/mol 위의 두 반응은 모두 흡열 반응이자 엔트로피 증가 반응이므로 B도 맞습니다.
답: BC. 화학 반응의 원리 복습(2)
지식 설명 2장, 3장 및 4장
1. 화학 반응 속도 반응은 작동 원리
(1) 기본 반응: 한 단계로 완료할 수 있는 반응을 기본 반응이라고 합니다. 대부분의 화학 반응은 여러 단계로 완료됩니다.
(2) 반응 과정: 일반적으로 작성되는 화학 반응식은 여러 기본 반응으로 구성된 전체 반응입니다. 전체 반응 중 기본 반응으로 구성된 반응 순서를 반응 과정이라고 하며, 반응 메커니즘이라고도 합니다.
(3) 반응마다 반응 과정이 다릅니다. 동일한 반응의 반응 과정은 조건에 따라 다를 수 있으며, 반응 과정의 차이로 인해 반응 속도가 달라집니다. 2. 화학 반응 속도
(1) 개념:
단위 시간당 반응물의 감소 또는 생성물의 증가는 반응 속도, 즉 반응 속도를 나타낼 수 있습니다. 반응은 기호 v로 표시됩니다.
(2) 표현 :
(3) 특성
특정 반응에 대해 서로 다른 물질을 사용하여 화학반응 속도를 표현했을 때 얻는 값 는 다를 수 있지만, 각 물질이 나타내는 화학 반응 속도의 비율은 화학 반응식에서 각 물질의 계수의 비율과 같습니다. 3. 농도가 반응속도에 미치는 영향
(1) 반응속도상수(K)
반응속도상수(K)는 단위농도에서의 화학반응속도를 나타낸다. 반응 속도 상수가 클수록 반응이 더 빠르게 진행됩니다. 반응 속도 상수는 농도와 관련이 없으며 온도, 촉매, 고체 표면 특성과 같은 요인의 영향을 받습니다.
(2) 농도가 반응속도에 미치는 영향
반응물의 농도가 증가할수록 정반응 속도는 증가하고, 반응물의 농도가 감소할수록 순반응 속도는 증가한다. 반응이 감소합니다.
생성물 농도가 증가할수록 역반응 속도는 증가하고, 생성물 농도가 감소하면 역반응 속도는 감소합니다.
(3) 압력이 반응 속도에 미치는 영향
압력은 기체에만 영향을 미칩니다. 고체와 액체만 관련된 반응의 경우 압력 변화는 반응 속도에 거의 영향을 미치지 않습니다.
반응 속도에 대한 압력의 영향은 실제로 농도가 반응 속도에 미치는 영향입니다. 왜냐하면 압력의 변화는 용기의 부피 변화에 의해 발생하기 때문입니다. 용기의 부피가 증가하면 가스 압력이 증가하고 기체 물질의 농도가 증가하며 정방향 및 역방향 반응 속도가 증가하고 용기 부피가 증가하면 기체 압력이 감소합니다. , 순방향 및 역방향 반응 속도는 감소합니다. 4. 온도가 화학 반응 속도에 미치는 영향
(1) 실험식
Arrhenius는 반응 속도 상수와 온도 사이의 관계에 대한 실험식을 요약했습니다.
p>
수식에서 A는 비례계수, e는 자연로그의 밑, R은 몰기체상수, Ea는 활성화에너지이다.
Ea>0일 때 온도가 증가함에 따라 반응속도상수가 증가하고, 화학반응속도도 증가한다는 것을 수식으로부터 알 수 있다. 온도가 화학 반응 속도에 미치는 영향은 활성화 에너지와 관련이 있음을 알 수 있습니다.
(2) 활성화 에너지 Ea.
활성화 에너지 Ea는 활성화된 분자의 평균 에너지와 반응물 분자의 평균 에너지의 차이입니다. 다양한 반응의 활성화 에너지는 다르며 일부는 크게 다릅니다. 활성화 에너지 Ea 값이 클수록 온도 변화가 반응 속도에 미치는 영향이 커집니다. 5. 화학 반응 속도에 대한 촉매의 영향
(1) 화학 반응 속도에 대한 촉매의 영향 규칙:
대부분의 촉매는 반응 속도를 높일 수 있습니다. 촉매가 반응에 참여할 수 있기 때문에 반응 속도를 높이고, 반응 과정을 변경하고 반응의 활성화 에너지를 줄여 반응 속도를 효과적으로 높일 수 있습니다.
(2) 촉매의 특성:
촉매는 반응 전후에 품질이나 화학적 특성을 바꾸지 않고 반응 속도를 높일 수 있습니다.
촉매제는 선택적입니다.
촉매는 화학 반응의 평형 상수를 변경할 수 없고, 화학 평형의 이동을 유발하지 않으며, 평형 전환율도 변경할 수 없습니다. 2. 화학반응 조건의 최적화 - 산업용 암모니아 합성 1. 암모니아 합성반응의 한계
암모니아 합성반응은 발열반응이며, 기체물질의 양이 감소하는 엔트로피 감소반응이기도 하다 따라서 온도를 낮추고 고압을 높이면 화학 평형이 암모니아 생성 방향으로 이동하는 데 도움이 됩니다. 2. 암모니아 합성 반응 속도
(1) 높은 압력은 균형이 암모니아 생성 방향으로 이동하는 데 도움이 될 뿐만 아니라 반응 속도도 가속화합니다. 그러나 높은 압력은 높은 요구 사항을 요구합니다. 장비이므로 압력이 특별히 높을 수는 없습니다.
(2) 반응과정에서 혼합가스로부터 암모니아가 분리되므로 높은 반응속도를 유지할 수 있다.
(3) 온도가 높을수록 반응 속도는 빨라지지만, 온도가 너무 높으면 평형이 암모니아 분해 방향으로 이동하게 되어 합성에 도움이 되지 않는다. 암모니아.
(4) 촉매를 추가하면 반응 속도가 크게 빨라질 수 있습니다. 3. 암모니아 합성에 적합한 조건
암모니아 생산에 있어서 높은 전환율과 높은 반응율을 달성하는데 필요한 조건은 때로는 모순되기 때문에 더 높은 반응율과 높은 반응율을 달성하는 방법을 찾아야 한다. 반응 조건: 일반적으로 철을 촉매로 사용하고, 반응 온도는 약 700K로 제어되며, 압력 범위는 대략 1×107Pa에서 1×108Pa 사이이고, N2와 H2의 공급 비율은 다음과 같습니다. 부분압력은 1:2.8입니다. Chapter 3. 수용액에서 물질의 거동 1. 수용액 1. 물의 이온화
H2OH+++OH-
물의 이온곱상수 KW = [H+] [ OH-], 25 ℃에서, KW=1.0×10-14mol2·L-2. 온도의 증가는 물의 이온화에 도움이 되고 KW는 증가합니다. 2. 용액의 pH
상온에서 중성 용액: [H+] = [OH-] = 1.0×10-7mol·L-1, pH = 7
산성 용액: [H+]>[OH-], [H+]>1.0×10-7mol·L-1, pH<7
알칼리성 용액: [H+]<[OH-], [OH- ]>1.0×10-7mol·L-1, pH>7 3. 수용액에서 전해질의 존재 형태
(1) 강한 전해질
강한 전해질은 묽은 수용액에 있다 용액 용액 내 완전히 이온화된 전해질. 강한 전해질은 주로 강산, 강염기 및 대부분의 염을 포함하여 용액에 이온 형태로 존재합니다. 이온화 방정식을 작성할 때 "="로 표시됩니다.
(2) 약전해질
수용액에서 부분적으로 이온화된 전해질은 주로 분자 형태로 존재하며, 이온화 평형이 존재하며 주로 약산을 포함한다. , 약한 염기, 물 및 극소수의 염은 이온화 방정식을 작성할 때 " "로 표시됩니다. 2. 약한 전해질의 이온화와 염의 가수분해 1. 약한 전해질의 이온화 평형.
(1) 이온화 평형 상수
특정 조건에서 이온화 평형에 도달했을 때 약한 전해질의 이온화에 의해 형성된 다양한 이온 농도와 이온 농도를 곱한 비율 용액 속의 결합된 분자는 이온화 평형 상수라고 불리는 상수입니다.
약산의 이온화 평형 상수가 클수록 이온화 평형에 도달했을 때 더 많은 H+가 이온화됩니다. 다염기성 약산은 단계적으로 이온화되며, 이온화의 각 단계에는 고유한 이온화 평형 상수가 있으며, 첫 번째 이온화 단계가 주요 단계입니다.
(2) 이온화 균형에 영향을 미치는 요소는 CH3COOHCH3COO-+H+를 예로 들어 보겠습니다.
물을 넣고, 빙초산을 넣고, 알칼리를 넣고 온도를 높여 CH3COOH의 이온화 균형을 앞으로 나아가게 한다. CH3COONa 고체를 넣고 진한 염산을 넣고 온도를 낮추어 이온화 균형을 만든다. CH3COOH의 반대 방향으로 이동합니다. 2. 소금의 가수분해
(1) 가수분해의 본질
소금을 물에 녹인 후 이온화된 이온은 물에 의해 이온화된 H+ 또는 OH-와 결합하여 약산 또는 약염기가 붕괴되어 물의 이온화 균형이 유지되면서 물이 이온화를 계속하게 되는데, 이를 염 가수분해라고 합니다.
(2) 가수분해의 종류와 규칙
① 강산과 약알칼리염의 가수분해는 산성이다.
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②강알칼리와 약산염의 가수분해는 알칼리성을 나타낸다.
CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH
3 강산성, 강알칼리염은 가수분해되지 않습니다.
IV 약산과 약알칼리염의 이중가수분해.
Al2S3＋6H2O=2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(3) 가수분해 평형의 이동
물을 가열하고 첨가하면 소금의 가수분해가 촉진될 수 있습니다. 또한, 산이나 알칼리는 염의 가수분해를 억제할 수 있으며, 약산성 음이온과 약염기성 양이온이 혼합되면 서로의 가수분해를 촉진합니다. 3. 석출-용해 평형 1. 석출-용해 평형과 용해도곱
(1) 개념
고체가 물에 녹을 때, 고체가 물에 녹는 속도와 이온이 결합하여 고체를 형성합니다. 속도가 같을 때 고체의 용해와 침전의 형성이 평형 상태에 도달하는데, 이를 침전-용해 평형이라고 합니다. 그 평형상수를 용해도곱상수, 줄여서 용해도곱이라고 하며 Ksp로 표시한다.
PbI2(s)Pb2 (aq)+2I-(aq)
Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3
p >
(2) 용해도곱 Ksp의 특성
Ksp는 난용성 전해질의 성질 및 온도에만 관련될 뿐 침전량 및 농도 변화와는 관계가 없습니다. 용액의 이온 농도는 평형 이동을 일으킬 수 있지만 용해도 곱은 변경되지 않습니다.
Ksp는 물에 잘 녹지 않는 전해질의 용해도를 반영합니다. 2. 침전-용해 평형의 적용
(1) 용해와 침전의 형성
농도지수 Qc와 용해도곱 Ksp의 비교에 따르면 규칙은 다음과 같다. :
< p>Qc=Ksp일 때 침전과 용해 평형 상태에 있습니다.Qc>Ksp이면 용액의 이온이 결합하여 평형을 이룹니다.
Qc (2) 침전의 변환 용해도곱의 크기에 따라 용해도곱이 큰 침전물은 용해도곱이 작은 침전물로 변환될 수 있다. 강수량이라고 합니다. 침전 변환의 본질은 침전-용해 평형의 이동입니다. 4. 이온 반응 1. 이온 반응이 일어나는 조건 (1) 침전 생성 용액 내 이온이 직접 결합하여 침전을 형성하는 것과 강수량. (2) 약한 전해질 생성 주로 H+와 약산기가 약산을 형성하거나, OH-와 약염기 양이온이 약염기를 형성하거나, H+와 OH-가 결합하여 H2O를 형성 . (3) 가스 발생 약산이 발생하면 많은 약산이 분해되어 가스를 발생시킬 수 있다. (4) 산화환원 반응이 일어난다 강한 산화이온과 강한 환원이온은 산화환원반응이 일어나기 쉬우며, 대부분 산성 조건에서 일어난다. 2. 이온반응이 진행될 수 있는지에 대한 이론적 기준 (1) 엔탈피 변화와 엔트로피 변화 기준에 따라 ΔH-TΔS<0인 이온반응의 경우 다음을 수행할 수 있다. 실온에서 자연스럽게 진행하십시오. (2) 평형 상수 기준에 따르면 이온 반응의 평형 상수가 매우 크다는 것은 반응 경향이 매우 크다는 것을 의미합니다. 3. 이온 반응의 응용 (1) 용액 내 이온이 대량으로 존재할 수 있는지 확인 서로 반응할 수 있는 이온은 대량으로 존재할 수 없다는 점에 주의하세요. 의 암시적 조건에 대한 질문입니다. (2) 물질의 정성검사에 사용 주로 침전의 색상이나 가스의 발생 등 이온의 특징적인 반응에 따라 특징적인 이온을 정성적으로 검사합니다. (3) 이온의 정량 계산에 사용됩니다. 일반적인 것으로는 산-염기 중화 적정과 산화환원 적정이 있습니다. (4) 생활에서 흔히 일어나는 이온 반응. 경수의 형성과 연화에는 주로 다음을 포함한 많은 이온 반응이 포함됩니다. Ca2+ 및 Mg2+의 형성. CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3- MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3- 가열 및 끓이는 방식으로 물 경도 감소 : Ca2++2HCO3-CaCO3↓+CO2↑ ＋H2O Mg2＋＋2HCO3-MgCO3↓＋CO2↑＋H2O 또는 경수를 연화시키기 위해 Na2CO3를 첨가하세요: p> Ca2++CO32-=CaCO3↓, Mg2++CO32-=MgCO3↓ 워드 문서가 있으니 편하신 경우 보내드릴 수 있습니다