10. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Способы нарушения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Кинетика гетерогенных реакций.

aA+bB^→_←cC+dD

Характерно для обратимых хим.реакций.

V^→ пр=k^→ [A]^a[B]^b

V^← обр=k^← [C]^c[D]^d

V^→ пр = V^← обр- состояние хим.равновесия.

Характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакций.

Концентрации веществ в этот момент не меняются:

k^→ [A]^a[B]^b=k^← [C]^c[D]^d К _{х р} = k^→ /k^← = [C]^c[D]^d /[A]^a[B]^b -выражение закона действуюущих масс

Нарушение хим равновесия- нарушение равенства скоростей прямой и обратной реакции.

Способы нарушения хим равновесия:

1. Изменение концентрации

aA+bB^→_←cC,

если увеличивать [A] расходуется в-во А, прямая р-я

если увеличивать [C]? Расходуется С, обратная р-я

2. изменение температуры

aA+bB^→_←cC, ΔН= 26 Дж

если Т увелич-ся, то в сторону эндотермич-й

если Т уменш-ся , то в сторону экзотермич-й

3. изменение давления(для газов)

Правило 1 : изменение давления эффективно , если число молей газообразного исх. В-ва и продуктов реакции не равны.

Правило 2 :При увеличении внешнего давления равновесие смещается в сторону меньшео числа газообр. в-в

Принцип Ле Шателье: при внешнем воздействии на равновесную систему равновесие смещается в сторону реакции, противодействующей приложенному воздействию.

Кинетика гетерогенных реаций :

1. в гетерогенных системах могут реагировать только молекулы, находящиеся на поверхности раздела фаз

2. Если газообразное в-во или жидкость реагирует с твёрдым , то концентрация твёрдого в-ва не входит в выражение закона действующих масс

3. Скорость гетерогенных р-й зависит от скорости отвода продуктов р-и с места р-и и от скорости подвода к месту р-и газообразных исх в-в

12. Каталитические процессы. Энергетические диаграммы каталитических процессов. Катализатор. Механизм действия катализатора.

Катализ – явление ускорения хим реакции под действием катализатора.

Катализатор- в-во , ускоряющее хим. Р-ю , само при этом не расходуется.

Все каталит.процессы- самопроизвольны, протокают в направлении уменьшения энергии Гиббса(ΔG<0)

Катализатор меняет мехагизм протекания хим реакции.

Энергетическая диаграмма

АК и АКВ- промежуточные комплексы

При каталитическом процессе значительно снижается энергия активации, а скорость реакции увеличиваетсся.

При гетерогенном катаоизе катализатор и реаг. В-ва находятся в разных фазах.

Промышленный катализ

Контактные масы(каталитические ):

А) катализатор

Б)активатор

В)носитель

13) Классификация растворов. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная, моляльная, эквивалентная концентрация, мольная доля). Закон эквивалентов для растворов. В зависимости от агрегатного состояния растворы делятся на 3 типа:

• жидкие (растворы солей, кислот, растворы орган. соединений)

• газообразные (все смеси газов, воздух)

• твердые (сплавы)

Процентная концентрация или массовая доля показывает массу вещества, содержащуюся в 100г раствора: w=m(в-ва) / m(р-ра) 100% m(р-ра)=m(в-ва)+m(р-ля) Молярность показывает число моль растворимого вещества, содержащихся в единице объема раствора: Cm=n(в-ва) / V(р-ра) моль/л n=m/M (моль) V(р-ра)=m(р-ра) / р (мл, л) Эквивалентная концентрация показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в единице объема раствора:

Cн=nэ / V моль*экв/л nэ=m(в-ва)/Mэкв в-ва если Mr в-ва-Mэ в-ва См=Сн

Моляльная концентрация показывает число молей растворимого вещества, приходящееся на килограмм р-ля: См=n в-ва/m р-ля (моль/кг)

Мольная доля вещества показывает соотношение числа молей растворенного вещества к числу молей всех веществ, находящихся в растворе: Nв-ва=n в-ва / n в-ва+n р-ля N р-ля=n р-ля/n в-ва+n р-ля Закон эквивалентов для растворов имеет вид: V1*C1=V2*C2 Где: V1,V2-объемы 1-го и 2-го растворов, соответственно, С1,С2-нормальные концентрации 1-го и 2-го раствора,cоответственно.