15. Энергия активации. Зависимость скорости от температуры. Правило Вант-Гоффа.

Энергия активации- энергия, которой должны обладать молекулы исходных веществ, чтобы преодолеть потенциальный барьер и перейти в конечное состояние продуктов реакции. Влияние температуры: при повышении t° на каждые 10°С скорость реакции возрастает в 2-4 раза. Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Уравнение, которое описывает это правило следующее: , где   — скорость реакции при температуре  ,   — скорость реакции при температуре  ,   — температурный коэффициент реакции.

16. Катализ гомогенный, гетерогенный, ферметативный. Понятие о механизме каталитических процессов.

Катализ- изменение скорости химической реакции под действием веществ, которые в результате реакции оказываются химически неизменными.

Гомогенный- реакционная смесь и катализатор находятся в идной фазе.

Гетерогенный- реакционная смесь и катализатор находятся в разных фазах.

Ферметативный(биокатализ)- катализаторы ферменты.

17.Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.

Процесс называют обратимым, если он допускает возвращение рассматриваемой системы из конечного состояния в исходное через ту же последовательность промежуточных состояний, что и в прямом процессе, но проходимую в обратном порядке. Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, Равновесие химическое, состояние системы, в которой обратимо протекает одна или несколько реакций химических,причём для каждой из них скорости прямой и обратной реакций равны, вследствие чего состав системы остаётся постоянным, пока сохраняются условия её существования.

Способы изменения направления протекания реакции:

1.      Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул). 

2.      Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

3.      Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V₁ > V₂. 

4.      Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

Для реакции в смеси идеальных газов константа равновесия может быть выражена через равновесные парциальные давления компонентов p_i по формуле^[1]:

где ν_i — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным). K_p не зависит от общего давления, от исходных количеств веществ или от того, какие участники реакции были взяты в качестве исходных, но зависит от температуры ^[2].

Например, для реакции окисления монооксида углерода: 2CO + O₂ = 2CO₂ константа равновесия может быть рассчитана по уравнению: Если реакция протекает в идеальном растворе и концентрация компонентов выражена через молярность c_i, константа равновесия принимает вид: