28. Закон действия масс

Действия масс закон — устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. Закон Действия масс установлен в 1864—1867 гг. К. Гульдбергом и П. Вааге. Согласно Закону Действия масс скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон Действия масс широко используется при различных расчетах химических процессов. Он позволяет решить вопрос, в каком направлении возможно самопроизвольное течение рассматриваемой реакции при заданном соотношении концентраций реагирующих веществ, какой выход нужного продукта может быть получен.

29. Уравнение Вант-Гоффа

В школьных учебниках зависимость скорости реакции от температуры определяют в соответствии с так называемым «правилом Вант-Гоффа» , которое в 19 в. сформулировал голландский химик Якоб Вант-Гофф. Это чисто эмпирическое правило, т. е. правило, основанное не на теории, а выведенное из опытных данных. В соответствии с этим правилом, повышение температуры на 10° приводит к увеличению скорости в 2–4 раза. Математически эту зависимость можно выразить уравнением v2v1 = g (T2 – T1)/10, где v1 и v2 – скорости реакции при температурах Т1 и Т2; величина g называется температурным коэффициентом реакции. Например, если g = 2, то при Т2 – Т1 = 50о v2/v1 = 25 = 32, т. е. реакция ускорилась в 32 раза, причем это ускорение никак не зависит от абсолютных величин Т1 и Т2, а только от их разности.

30. Уравнение Аррениуса. Энергия активации

Известно, что одним из необходимых условий химических превращений является столкновение молекул. Однако одного этого условия недостаточно, т.к. только при повышении температуры скорость процесса  возрастает.

Аррениус высказал мысль, что реакционноспособными являются не все, а только активные молекулы N^*. Согласно теории Аррениуса соударения будут эффективными только тогда, когда встречающиеся молекулы обладают некоторым избытком энергии по сравнению со средней энергией молекул в системе при данной температуре. Молекулы, несущие в себе эту избыточную энергию называются активными, а сам избыток энергии – энергией активации.

Аррениус (1889) предложил эмпирическое уравнение, связывающее константу скорости с температурой

 (16.4) 

 (16.5)

где  .

– энергия активации, кал/моль;

R – универсальная газовая постоянная, кал/моль·К

31.Химическое равновесия. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье

Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем.

Выражение константы равновесия для реакции aA + bB <--> cC + dD  K = (С^c * [D]^d) / ([A]^a * [В ]^b )  Принцип Ле-Шателье:  Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, равновесие сместится таким образом, что оказанное воздействие уменьшится.

32. Катализ

Ката́лиз (греч. κατάλυσις восходит к καταλύειν — разрушение) — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.^[1] Термин «катализ» был введён в 1835 году шведским учёным Йёнсом Якобом Берцелиусом. Явление катализа распространено в природе (большинство процессов, происходящих в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты и др.). Большая часть всех промышленных реакций — каталитические.

Случай, когда катализатором является один из продуктов реакции или ее исходных веществ, называют автокатализом.