- •Основные понятия и законы химии.
- •Следствия закона Гесса:
- •Химическая кинетика. Химическое равновесие. Катализ.
- •Катализ, катализатор (гомогенный, гетерогенный). Основные положения теории каталитических реакций.
- •Химическое равновесие, обратимые и необратимые химические реакции.
- •Закон действующих масс для обратимого процесса. Константа равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций. Факторы, влияющие на константу равновесия.
- •Факторы, влияющие на константу равновесия:
- •Растворы.
- •Окислительно – восстановительные свойства металлов:
- •Условия работы гальванического элемента:
Химическая кинетика. Химическое равновесие. Катализ.
Простые и сложные реакции. Механизм реакции.
Простые реакции – протекают в одну стадию.
Сложные реакции – протекают в две или более стадий, последовательно или параллельно, могут протекать с разной скоростью, причем реакция, протекающая с наименьшей скоростью, называется лимитирующей.
Механизм реакции – совокупность элементарных реакций, из которых складывается сложная химическая реакция.
Молекулярность и порядок реакции.
Молекулярная реакция – реакция, связанная с распадом молекулы на меньшие ее части.
Молекулярность реакции определяется составом, пространственной структурой и энергией переходного состояния.
Мономолекулярная реакция – химические превращения одной молекулы.
Бимолекулярная реакция – 2 частицы принимают участие в реакции.
Тримолекулярная реакция – три частицы принимают участие в реакции.
Скорость химической реакции.
Скорость химической реакции – число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени, в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакция) раздела фаз.
Гомогенные и гетерогенные химические реакции.
Гомогенная химическая реакция – процесс химического превращения исходных веществ в продукты реакции, протекающий во всем объеме системы.
Гетерогенная химическая реакция – процесс химического превращения на поверхности раздела фаз.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
Природа реагирующих веществ.
Концентрация реагирующих веществ.
Температура.
Наличие катализатора.
6. Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ. Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных химических реакций.
Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.
Для гомогенных реакций скорость прямой и обратной реакций рассчитывается с учетом концентраций всех веществ, для гетерогенных реакций из уравнения скорости прямой и обратной реакций исключаются твердые и жидкие вещества.
7. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант – Гоффа.
Не все реакции заканчиваются быстро. Это связано с преодолением большого числа молекул энергетического барьера – энергии активации. Это осуществляют только активные молекулы, энергия которых больше, чем энергия активации. С ростом температуры число активных молекул растет. Отсюда следует, что и скорость химической реакции также растет.
Математическая зависимость скорости реакции от температуры называемая правилом Вант – Гоффа:
V(T2) = V(T1)*y(T2 – T1)/10,
В этом выражении V(T2) и V(T1) – скорости химической реакции при температурах T2 и T1, соответственно, y – температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значения от 2 до 4.
Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
Энергия активации – энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.
Активированный комплекс – состояние веществ после разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии.
Более строго, чем уравнение Вант – Гоффа, зависимость от температуры скорости химической реакции описывает уравнение Аррениуса:
K = A*e(-Ea/RT),
А – предэкспонентный множитель, по физическому смыслу отражающий вероятность благоприятных для осуществления реакции взаимных ориентаций активных молекул при соударении.