IV. Химическая кинетика

1. Скорость химических реакций: средняя, истинная.

2. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

3. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Физический смысл константы скорости.

4. Выражение закона действующих масс для гомогенных и гетерогенных систем. Примеры.

5. Понятие о молекулярности реакции: моно – ди- и тримолекулярные реакции.

6. Порядок химической реакции: нулевой, первый, второй.

7. Методы определения порядка реакции.

8. Зависимость скорости реакции от температуры.

9. Ускоренные методы определения сроков годности лекарственных препаратов.

10. Теория активных бинарных соударений. Элементы теории переходного состояния (активированного комплекса)

11. Классификация химических реакций: простые и сложные (обратимые, конкурирующие, последовательные, сопряженные)

12. Превращение лекарственного вещества в организме как совокупность последовательных процессов. Константа всасывания и константа элиминации.

13. Цепные реакции: неразветвленные и разветвленные реакции. Отдельные стадии цепной реакции.

14. Фотохимические реакции. Закон фотохимической эквивалентности Эйнштейна. Квантовый выход реакции.

15. Понятие о катализе. Положительный и отрицательный катализ. Гомогенный катализ.

16. Механизм действия катализатора. Энергия активации каталитических реакций.

17. Кислотно - основной катализ. Металлокомплексный катализ.

18. Представление о ферментативном катализе.

19. Торможение химических реакций. Механизм действия ингибиторов.

20. Активация химических реакций. Механизм действия активаторов.

ЗАДАЧИ

V. Термодинамика

Запишите в тетрадь уравнение реакции вашего варианта (см. табл.1):

1. рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции;

2. покажите, какой из факторов процесса, энтальпийный или эн­тропийный, способствует самопроизвольному протеканию процесса в прямом направлении;

3. определите, в каком направлении при 298 К (прямом или обрат­ном) будет протекать реакция, если все ее участники находятся в стан­дартном состоянии;

4. рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба на­правления реакции. При каких температурах, выше или ниже рассчи­танной, более вероятно протекание указанной реакции в прямом на­правлении;

Таблица 1

№ п/п	Уравнение реакции
1	СО2(г) + С(к) = 2СО(г)
2	N2(г) + ЗН2(г) = 2NH3(г)
3	СО(г) + Н2(г) = С(к) + Н2О(г)
4	SО2(г) + С12(г) = S02Cl2(г)
5	СН4(г) + Н2О(г) = СО2(г) + ЗН2(г)
6	2NO(г) + О2(г) = 2NО2(г)
7	РС15(г) = РС13(г) + С12(г)
8	2NО2(г) = N2О4(г)
9	2H2S(г) + SО2(г) = 3S(k) + 2Н2О(г)
10	С(к) + 2Н2(г) = СН4 (г)
11	СН4(г) + 2Н2О(г) = СО2(г) + 4Н2(г)
12	СО(г) + Н2О(г) = СО2(г) + Н2(г)
13	Fe2О3(k) + 3Н2(г) = 2Fe(K) + ЗН2О(г)
14	СО2(г) + 4Н2(г) = СН4(г) + 2Н2О(г)
15	СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г)
16	2А12О3(к) + 6SО2(г) + 3О2(г) = 2A12(S04)3(k)
17	2CuO(k) + 4NО2(г) + О2 = 2Cu(N03)2(k)
18	4NО2(k) + О2(г) + 2Н2О(ж) = 4HNO3(ж)
19	2Н2O(ж) + 2SO2(Г) + О2(г) = 2H2SО4
20	2H2S(г) + 3О2(г) = 2Н2О(ж) = 2SО2(Г)
21	4НС1(г) + О2(г) = 2С12(г) + 2Н2О(ж)
22	2NH3(Г) + SО3(г) + Н2О(г) = (NH4)2SО4(k)
23	2Mg(NО3)2(K) = 2MgO(k) + 4NО2(г) + О2(г)
24	СН4(г) + 4С12(г) = СС14(г) = 4HCl(Г)
25	С12(г) + 2HI(г) =I2(г) + 2HCl(г)
26	I2(г) + H2S(г) = 2HI(г) + S(k)
27	H2(г) + I2(г) = 2HI(г)
28	СаО(к) + CО2(г) = СаСО3(к)
29	Н2(г) + С12(г) = 2НС1(г)
30	FeO(k) + СО(г) = Fe(K) + СО2(г)