Оглавление

5. Основы химической кинетики 3

1) Скорость гомогенных реакций 3

1.1)Закон действующих масс (з.д.м.) 3

1.2) Молекулярность и порядок реакции 3

1.3) Интегрирование дифференциальных кинетических уравнений 3

1.4) Классификация реакций по степени сложности 4

1.5) Зависимость скорости реакции от температуры. 5

1.6) Принцип А. Ле-Шателье 6

2) Скорость гетерогенных реакций 6

2.1) Скорость растворение твердого тела в жидкости 7

3) Гомогенный и гетерогенный катализ 7

6. Растворы 7

1) Способы выражения концентрации растворов 8

2) Физические и химические процессы при растворении. 8

3) Растворимость твёрдых веществ в жидкостях, жидкостей в жидкостях и газов в жидкостях 8

3.1) Растворимость твёрдых веществ в жидкостях 8

3.2) Растворимость жидкостей в жидкостях. 9

3.3) Растворимость газов в жидкостях. Закон В.Генри. Закон Д.Дальтона 9

3.4) Закон распределения и коэффициент распределения 10

4) Законы Ф.-М. Рауля. Эбулиоскопия и криоскопия 10

5) Растворы электролитов 10

5.1) Электролитическая диссоциация 10

5.2) Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. 11

5.3) Состояние сильных электролитов в растворе 11

11

5.4) Произведение растворимости 11

6) Электролитическая диссоциация. Ионное произведение воды. Водородный показатель 12

6.1) Понятие об индикаторах 12

7) Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза 12

10. Поверхностные явления 14

1) Адгезия, когезия, сорбция: адсорбция и абсорбция. Физическая адсорбция. Хемосорбция. Величина адсорбции 14

2) Механизм адсорбции 15

15

3) Термодинамика поверхностных явления 15

3.1) Поверхностное натяжение твёрдых тел. Принцип Гиббса-Кюри 15

3.2) Поверхностное натяжение растворов 15

4) Изотерма адсорбции Лэнгмюра, эмпирическое уравнение Фрейндлиха. 15

8. Основы электрохимии 16

1) Электродные потенциалы. Возникновение скачка потенциала на поверхности раздела "металл-раствор". Равновесны потенциал. 16

2) Теория гальванического элемента 17

2.1) Медно-цинковый элемент Якоби-Даниэля 17

2.2) Термодинамика гальванического элемента 18

3) Водородный показатель. Понятие о стандартных потенциалах. Ряд напряжений 19

4) Типы электродов и цепей 19

4.1) Окислительно-восстановительные электроды и цепи 20

20

5) Электролиз 20

21

5.1) Общие положения 21

5.2) Последовательность разряда ионов в водных растворах 21

5.3) Количественные законы электролиза (законы М. Фарадея). Удельный расход энергии 22

5.4) Поляризация. Напряжение разложения и перенапряжение 22

5.5) Практические приложение электролиза 23

6) Химические источники тока (ХИТ) 23

6.1) Общие положения 23

6.2) Первичный ХИТ - гальванические элементы 23

6.3) Вторичные ХИТ-аккумуляторы 23

6.4) Топливные элементы 24

9. Коррозия металлов и методы борьбы с ней 25

1) Классификация процессов коррозии 25

2) Химическая коррозия (газовая и жидкостная) 25

3) Гальванокоррозия (микро- и макро) 27

4) Электрокоррозия 28

5) Атмосферная и почвенная коррозия 28

6) Методы борьбы с коррозией 29

5. Основы химической кинетики

Кинетика - учение о скоростях химических реакций.

Количественно скорость химической реакции принято характеризовать изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Концентрации реагирующих веществ со временем убывают, уменьшается и скорость реакции. Различают среднюю скорость ( ) в интервале времени t₁ - t₂ и истинную скорость (V) в момент времени t :

Знак "+" ставится в том случае, когда скорость определяется по увеличению концентрации продуктов реакции, "-" - по уменьшению концентрации исходных веществ. Скорость реакции является всегда величиной положительной.

Характер протекания гомогенных (однофазных) реакций отличается от характера протекания гетерогенных (многофазных) реакций.

Газовая реакция: N₂ + 3H₂ = 2NH₃

реакция в растворе: HCl + NaOH = NaCl + H₂O

Гомогенные реакции протекают сразу во всем объеме реагирующей смеси.

Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз: Zn(т) + H₂SO₄(р-р) = ZnSO₄(р-р) + H₂(г)

1) Скорость гомогенных реакций

Чем больше концентрация, тем чаще происходят столкновения молекул.

1.1)Закон действующих масс (з.Д.М.)

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

A + B = D, v = k[A][B], где k - константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ, в квадратных скобках - концентрации участников реакции.

Если положить [A] = 1 и [B] = , то v = k, следовательно, константа скорости численно равна скорости реакции для того случая, когда концентрации каждого из реагирующих веществ равны единице.

"k" не зависит от концентрации в каждый момент времени.

1.2) Молекулярность и порядок реакции

С точки зрения числа частиц, участвующих в реакции, последние классифицируют по признаку молекулярности или по признаку порядка.

Молекулярность реакции определяется по числу молекул, одновременное соударение которых приводят к химическому взаимодействию.

Одномолекулярная реакция: J₂ = 2J

Двумолекулярная реакция:

Трехмолекулярная реакция:

Порядок реакции равен сумме показателей степени у концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

1.3) Интегрирование дифференциальных кинетических уравнений

Реакция первого порядка

Константа скорости имеет размерность обратного времени, т.е.

сек^-1.

Из выражения следует, что концентрация стремится к нулю при стремлении времени t к бесконечности.

Определим период полураспада t_1/2 - время, в течение которого начальная концентрация уменьшается вдвое:

В выражение для периода полураспада реакции первого порядка начальная концентрация не входит.

Реакция второго порядка

Размерность к[конц^-1 * время^-1]

Период полураспада

Если начальные концентрации c_0.1 и c_0.2 исходных веществ неодинаковы, то, обозначив через х убыть концентрации x = c₀ - c получаем:

Реакция третьего порядка

Размерность к[конц^-1 * время^-1]

Период полураспада

На практике порядок реакции определяется экспериментально, для чего строят три графика: