- •Лекция 1 Тема: основные химические понятия и законы. Цель: Ознакомить студентов с оснровными законами и понятиями, лежащими в основе химии.
- •Химия как наука и ее задачи.
- •Важнейшие законы, лежащие в основе химии.
- •Основные понятия химии
- •Закон Авогадро.
- •Уравнение состояния газа. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •Лекция 2
- •2.Образование атомной кристаллической решетки
- •Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений
- •Кислота основание основание кислота
- •Лекция 4
- •Лекция 5
- •Лекция 6
- •2.Энергия активации. Энтропия активации
- •3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
- •Лекция 7
- •2.Изменение энтропии в химическом процессе. Энергия Гиббса
- •Лекция 8
- •2. Коллигативные свойства растворов
- •3.Сильные и слабые электролиты
- •4. Растворы электролитов
- •5. Процесс диссоциации
- •6. Константа диссоциации. Смещение ионного равновесия
- •7. Особенности воды как электролита. Ионное произведение воды . РН раствора. Буферные растворы
- •8. Гидролиз солей. Расчёт концентрации ионов водорода в растворах
- •Лекция 9
- •2.Окислители и восстановители
- •1)Окислители
- •2)Восстановители
- •3)Окислительно-восстановительная двойственность
- •3.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •1.Метод электронного баланса.
- •2.Метод полуреакций, или ионно-электронный метод.
- •Электрохимические процессы
- •2.Направление протекания овр
- •3.Электролиз
- •4.Законы электролиза
- •5.Применение электролиза
- •Лекция 10
- •2.Атомно-молекулярное учение. Основные химические понятия и определения
- •3.Строение атома
- •4. Квантовые числа. Правила заполнения электронных орбиталей
- •Периодический закон и периодическая система элементов д. И. Менделеева.
- •2.Свойства атомов
- •Лекция 11
- •2.Типы химической связи
- •3.Гибридизация атомных орбиталей
- •4.Метод валентных связей
- •Лекция 12
- •Комплексные соединения, их строение и номенклатура. Химическая связь в комплексных соединениях.
- •Устойчивость комплексных ионов. Константа нестойкости. Комплексные химические соединения.
- •Лекция 13
- •2. Водород
- •3. Вода
- •4. Пероксид водорода
- •5. Элементы viiа группы
- •6. Элементы viа группы
- •Общая характеристика элементов vа, ivа групп
- •1. Элементы vа группы.
- •2.Элементы ivа группы.
- •Характеристика металлов
- •1. Строение металлов.
- •2. Физические свойства металлов.
- •3. Химические свойства металлов.
- •Уменьшение химической активности нейтральных атомов
- •Уменьшение способности ионов к присоединению электронов
- •Характеристика элементов второй группы периодической системы
- •Стеарат натрия стеарат кальция
- •Сода осаждает кальций и магний тоже в виде карбонатов:
- •Характеристика элементов третей группы периодической системы
Лекция 6
Тема: КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. КАТАЛИЗ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Цель: Ознакомить студентов с понятием скорости химических реакций и о влиянии на нее различных параметров.
1.Скорость химических реакций
2.Энергия активации. Энтропия активации
3. Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.
1.Скорость химических реакций
Выяснив принцип возможного протекания реакции надо определить его скорость, протекает ли реакция в действительности. Надо отметить, что не всегда принципиально возможные процессы осуществляются в действительности.
Например: взаимодействие кобальта, никеля, циркония с кислородом протекает с ΔG <0. Однако металлы и их сплавы применяют как антикоррозионное покрытие. Это явление объясняется тем, что процессы окисления протекают очень медленно. На пути протекания процессов лежат препятствия, которые мешают реализовать термодинамические факторы. Как правило, химическая реакция является многостадийным процессом и его можно представить следующей схемой:
исходное вещество→промежуточный продукт продукт→ реакции
Эти процессы разбиваются на стадии, отдельные могут идти с трудом. Причина связана с повышением энергии Гиббса при образовании продуктов реакции. Изучение механизма реакции и течение их во времени и составляет предмет химической кинетики.
Скорость хим. реакции определяется как число элементарных актов, взаимодействующих в единице времени в единице объема.
Скорость разных реакций удобнее сравнивать, если проследить за изменением концентрации одного из реагентов. Средняя скорость будет определяться изменением концентрации одного из реагентов в единицу времени:
υ(ср) = Δс/Δτ
Для расчетов скорости пользуются мгновенными скоростями. Это изменение концентрации веществ за бесконечно малый промежуток времени:
υ(ср) = +(-)(dс/dτ)
На скорость химической реакции влияют разные факторы: концентрация, давление – для газов.
По мере протекания химической реакции реагенты расходуются, и поэтому скорость изменяется. Для большинства реакций стехиометрические уравнений не могут давать сведения о зависимости скорости от концентрации. Поэтому эту зависимость устанавливают экспериментально. Если вреакции все атомы или молекулы сталкиваются одновременно и участвуют в элементарном акте химического превращения, то скорость химической реакции пропорционально произведению концентраций, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Эта закономерность называется законом действующих масс:
υ = k*CBnB*CAnA
Физический смысл константы скорости – это скорость химической реакции при концентрациях реагирующих веществ равных единице или при произведении концентраций реагирующих веществ равным единице.
Показатель степени реагирующих веществ в кинетических уравнениях называется порядком реакции по данному веществу (это небольшие целые числа -1,2 реже 3, может 0 дробным числом).
Для реакций, протекающих в одну стадию, порядок реакции совпадает со стехиометрическим коэффициентом. Для реакции синтеза идоводорода порядок реакции равен 2.Экспериметально порядок реакции определяется: способом подстановки, графически, времени полупревращения, методом избытка, методом равных концентраций. Основным условием химического взаимодействия молекул является их столкновение (разрушаются старые и образуются новые связи).
Число одновременных молекулярных столкновений называется молекулярностью реакции.
Различают: 1) мономолекулярное, 2) димолекулярное, 3) тримолекулярное (встречается редко, так как мала вероятность столкновения трех молекул одновременно).
Зная молекулярность реакции можно сделать вывод о порядке реакции и о влиянии концентрации на скорость реакции. При химическом взаимодействии реагирующие частицы приближаются на расстояния, при которых становится возможным перераспределение электронной плотности и возникновения новых химических связей. Следовательно, сталкивающиеся частицы должны обладать избытком энергии для преодоления сил отталкивания между электронными оболочками , для преодоления энергетического барьера. Такие реагирующие частицы называются активными, а энергия, необходимая для преодоления энергетического барьера – энергия активации Еакт.