14. Факторы, влияющие на скорость хим. Реакций. Закон действующих масс.

концентрация реагирующих веществ. Чтобы осуществля­лось химическое взаимодействие веществ, их молекулы должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Cкорость  химической реакции  пропорциональна произведению  концентра­ций реагирующих веществ.

Влияние температуры .

З ависимость скорости реакции от температу­ры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10^о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реак­ции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.

Влияние катализатора. Катализатор -  химическое вещество, ускоряющее реакцию путем синтеза промежуточных соединений, но не входящее в состав продуктов реакции.

Площадь соприкосновения реагирующих веществ.

с измельчением увеличивается число молекул вещества на поверхности, а, следовательно, число «активных» столкновений.

 природа реагирующих веществ(одни более активны, другие менее).

З акон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. Скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон действующих масс используют при различных расчетах химических процессов.

константа химического равновесия определяется по формуле.

Определение:При постоянной температуре отношение равновесных концентраций конечных продуктов к равновесным концентрациям исходных реагентов, возведенных соответственно в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

15. Энергетические диаграммы химических реакций. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа.

Энергия активации — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Уравнение Аррениуса - математическое выражение зависимости скорости химической реакции от температуры, установленное С. А. Аррениусом в 1889. Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации ), чтобы этот барьер преодолеть. k = A * exp(-E(a)/(k * T)). 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).

Правило: при повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза. V2 = V1 * (гамма)^((T2-T1)/10)

16. Химическое равновесие.

Химическое равновесие, состояние системы, в которой обратимо протекает одна или несколько химических реакций,причём для каждой из них скорости прямой и обратной реакций равны, вследствие чего состав системы остаётся постоянным, пока сохраняются условия её существования.

Кинетическое условие равновесия: равенство скоростей.

Состояние равновесия характеризуется постоянным соотношением равновесных концентраций реагирующих веществ.

Скорость прямой реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ.

А скорость обратной реакции пропорциональна концентрациям продуктов реакции.

17. Константа химического равновесия. Математическое выражение констант равновесия через концентрации. Парциальное давление веществ. Парциа́льное давление — давление отдельно взятого компонента газовой смеси. Общее давление газовой смеси является суммой парциальных давлений её компонентов. Парциальное давление газа, растворённого в жидкости, является парциальным давлением того газа, который образовался бы в фазе газообразования в состоянии равновесия с жидкостью при той же температуре. Парциальное давление газа измеряется как термодинамическая активность молекул газа. Газы всегда будут вытекать из области с высоким парциальным давлением в область с более низким давлением; и чем больше разница, тем быстрее будет поток. Газы растворяются, диффундируют и реагируют соответственно их парциальному давлению и не обязательно зависимы от концентрации в газовой смеси. Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

k=K(=>)/k(<=)

k(p) = k(c) * (R * T)^(дельта)V

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Для реакции в смеси идеальных газов константа равновесия может быть выражена через равновесные парциальные давления компонентов pi по формуле: K(p) = П * pi^vi

где ?i — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным). Kp не зависит от общего давления, от исходных количеств веществ или от того, какие участники реакции были взяты в качестве исходных, но зависит от температуры.

18. зависимость константы химического равновесия от температуры. При увеличение температуры K(p) эндотермической реакции увеличивается, а в экзотермической уменьшается. K(p) зависит от природы и T. Не зависит от концентрации исходных веществ (для газоа - зависит ещё от газов). Обычно константа равновесия изменяется с изменением температуры. Если в ходе реакции выделяется тепло, то с повышением температуры реакция замедляется и K уменьшается. Напротив, когда тепло в ходе реакции поглощается, константа равновесия с повышением температуры увеличивается.

19. Принцип Ле Шателье. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

Принцип Ле Шателье (принцип смещения равновесия), устанавливает, что внешнее воздействие, выводящее систему из состояния термодинамического равновесия, вызывает в системе процессы, стремящиеся ослабить эффект воздействия.

Химическое равновесие является подвижным. Направление смещения химического равновесия при влияние различных факторов позволяет определить принцип Ле шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону ослабляющего эффект внешнего воздействия. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.1) концентрация реагирующих веществ (при повышение концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов реакции и наоборот).2) давление (при повышение давления равновесие смещается в сторону меньшего колличества моль газообразных веществ).3) температура (при повышение температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции).

20. Катализ. Основные положения каталитических реакций.

Катализаторы - вещества, увеличивающие скорость реакции, но сами при этом не изменяются. Катализ делится на:

1) Гомогенный (вещества в одной фазе)

2) Гетерогенный (катализатор и реагирующие вещества в разных фазах.

Основные положения катализа:

1) катализу подвергаются только термодинамические реакции.

2) катализатор проводит реакцию по пути, отличному от некаталитического; промежуточные стадии имеют низкий антивац-й барьер.

3) катализатор не влияет на тепловой эффект реакции, не смещает химическое равновесие, а сокращает время достижения этого равновесия.

5) катализатор действует селективно, избирательно.

21. энергетические диаграммы каталитических реакций. ????????????

22. Растворы. Типы растворов. Растворитель и растворимое вещество.

Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает. Раствор - однородная система, состоящая из 2-х или более компонентов, состав которой можно изменять в некоторых пределах без нарушения однородности.

Растворы делятся на:1) истинные растворы. Однородность достигается распадом вещества до молекул.

2) дисперсные системы. Состоят из 2-х или более фаз. Растворы состоят из двух и более компонентов, которые условно делят на растворенное вещество (или вещества) и растворитель. Растворителем считают тот компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора. Если раствор образуется при смешивании компонентов, находящихся в одинаковом агрегатном состоянии, растворителем принято называть компонент, содержание которого в растворе больше.

23. объемные и тепловые эффекты при растворении.???????

24. Свойства растворов неэлектролитов. Теория электролитической диссоциации.

Растворы неэлектролитов - бинарные или многокомпонентные молекулярные системы, состав к-рых может изменяться непрерывным образом. В растворах неэлектролитов заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют. Растворы неэлектролитов могут быть твердыми, жидкими и газообразными.

Закон Рауля. Между жидкостью и ее насыщенным паром существует динамическое равновесие жидкость↔насыщенный пар,

т.е. число молекул жидкости, испаряющихся с поверхности, равно числу конденсирующихся молекул. Этому равновесию соответствует давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем.

Понижение  давления насыщенного пара растворителя над раствором приводит к повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.

Повышение температуры   кипения  и   понижение   температуры   замерзания растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества: ΔТ_кип.=ЕС_m, ΔТ_зам..=KС_m.

эквимолекулярные количества различных неэлектролитов, растворенные в одинаковых количествах по массе одного и того же растворителя увеличивают температуру кипения или понижают температуру замерзания на одно и то же число градусов.

Закон Вант-Гоффа. Процесс самопроизвольного перехода растворителя через полупроницаемую  мембрану, называется  осмосом.

Давление,   которое   необходимо   приложить    к раствору, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим давлением.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление равно тому давлению,  которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало тот же объем, который занимает раствор.

Из закона Вант-Гоффа следует, что растворы различных неэлектролитов одинаковой концентрации, находящиеся при одинаковой температуре, имеют одинаковое осмотическое давление.