1.Механизмы химических реакций. Молекулярные реакции. Теория активированного комплекса.

Под механизмам реакции подразумевают ключевую стадию (элементарный акт), обеспечивающую реакцию в целом.

Типы реакций по механизмам:

1 малекулярные H2+J2=2HJ

2 ионные Ba+SO4 =^> BaSO4

3 радикальные CH3+C2H5 =^> C3H8

4 цепные H2+Cl2 = 2HCl

Молекул реакции теория активированного комплекса.

Это большинство реакций в газовой фазе. ( без участия кислорода, фтора, хлора)

Все молекулярные реакции протекают через образование активир. Комплекса. Это такое состояние реаг. системы в котором прежние хим. Связи ослаблены, но не разорваны, а новые сформированы не окончательно.

2.Основы термодинамики. Классификация систем. Энтальпия. Тепловые эффекты реакций.

Наука о направлении процессов

1 механические

2 физические

3 химические

4 геологические

5 биологические

6 социальные

Основные понятия

-энергия

-теплота

-работа расширения A=p*∆V\

-система – совокупность тел, выдел. из окружающей среды и рассматриваемых обособленно.

Типы систем

1 Изолированная

2 Открытая

Хим. Термодинамика – терм изолированных систем. Любая система обладает определенным запасом энергии. Полный запас Энергии сист – энтальпия

H= U + A

^{Внутр. Эн работа сист.}

^{Скрытая ч. Н}

При переходе системы из 1 состояния в другое изменяется энтальпия, что проявляется в виде теплового эффекта.

Тепл. эффект – основной признак хим. Реакции.

∆Hх.р < 0 (экзотермич реакция тепло выделяется)

∆Hх.р > 0 (эндотерпич реакция тепло поглощается)

Для расчетов тепл. эф. Используют относительную энтальпию, вычисл в предположении, что энтальпия простых веществ = 0. В этом случае энтальпия сложного вещества – тепловой эффект реакций образования его из простых элементов

С+O2=CO2; ΔH_х.р.= -94 ккад/моль

ΔH_х.р=H_CO2 – H_c – H_O2

Такие относит энтальпии назыв энтальпиями образования. Они рассчитаны для всех веществ и сведены в термодинамич. таблицы

3.Сильные электролиты. Кажующаяся степень диссоциации. Понятие об активности. Ионная сила растворов.

Электролиты, степ диссоциации которых в р-рах = 1 и почти не зависит от концентрации р-ра, назыв сильными электролитами.

К сильным электролитам в водных р-рах принадрлежит подавл. большинство солей, щелочей, а так же некоторые кислоты

NaCl -> Na+Cl

Al₂(SO₄)₃ -> 2H³⁺+3SO₄^2-

Ионная сила раствора – мера интенсивности эдектрич поля, создаваемого ионами в р-ре.

Активность ионов – эффективная концентрация ионов с учетом электростатического взаимодействия между ними в растворе.

Билет№ 10.

1.Возникновение электродных потенциалов. Уравнение Нернста. Электрохимический ряд металлов.

Электродным потенциалом - скачек потенциала на грани раздела Ме и р.- ра.

При добавлении соли одноименного Ме, равновесие сместится влево, а (-)заряд Ме понизится для:

Наидолее активн. Ме (Li - Al) незначительно

Ме средней активн. (Мn - Pb) существенно

Блогородных Ме (Cu - Au)так сильно что произойдет смена зарядов.

Ур.- е Нернста

φ=φ⁰+RT*lnC_Mⁿ⁺/nF, где φ-электродный потенциал, φ⁰ – стандартный Э.П., F- число Фарадея.

Стандартный Э.П.- это потенциал Ме в одномолярном р.- ре своей соли, измеренный в стандартных условиях по отношению к нормальному водородному электроду.