41. Фотохимические реакции.

Фотохимические реакции — химические реакции, которые инициируются воздействием электромагнитных волн, в частности — светом. Примерами фотохимических реакций являются фотосинтез в растениях, распад бромида серебра в светочувствительном слое фотопластинки, превращение молекул кислорода в озон в верхних слоях атмосферы. Основными требованиями для фотохимических реакций являются:

• энергия источника излучения должна соответствовать энергии электронного перехода между орбиталями;

• излучение должно быть способным достичь целевых функциональных групп и не быть заблокированным реактором и другими функциональными группами.

42. Гетерогенные реакции.

В гетерогенных химических реакциях процесс взаимодействия реагентов протекает на границе раздела фаз (твердое тело газ, твердое тело-жидкость) и включает в себя три стадии:

• Подвод реагирующих веществ к реакционной поверхности;

• Химическая реакция (простая или сложная);

• Отвод продуктов химической реакции от реакционной поверхности.

43. Горение и взрыв.

Быстропротекающие экзотермические реакции химического превращения веществ могу осуществляться в режимах горения или взрыва. При их протекании отдельные части системы имеют различную температуру и различный химический состав. Реакции , возникающие в какой-либо части системы, самоускоряются , достигают максимально возможной скорости и распространяются на всю систему.

При протекании взрывчатых превращений в системе можно выделить три области: область исходных веществ, область химической реакции, область продуктов реакции.

Горение- физико-химический процесс, при котором превращение вещества сопровождается интенсивным выделением энергии и тепло- и массообменном с окружающей средой (без взрывной волны)

Взрыв- выделение большого количества энергии в ограниченном объеме вещества за короткий промежуток времени с образованием взрывной волны.

44. Гомогенный и гетерогенный катализ.

Гомогенный катализ( процесс увеличения скорости химической реакции через катализатор)- исходные реагенты и катализатор находятся в одной фазе (газовой или жидкой). Образуется неустойчивое соединение катализатора и реагирующих веществ, которое распадается с регенерацией катализатора.

Гетерогенный катализ- реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах. Реакция протекает на поверхности раздела фаз. Катализатор- твердое вещество. Его роль заключается в концентрировании реагентов или (и) активации реагирующих молекул.

6. Химическое равновесие.

45. Термодинамическое условие химического равновесия. Константа равновесия.

Термодинамическим условием равновесия процесса, протекающего в изобарно-изотермических условиях , является равенство 0 изменения энергии Гиббса.

Величина К называется стандартной константой равновесия. Т.е. при определенной температуре в результате протекания прямой и обратной реакции в системе устанавливается равновесие при определенных концентрациях реагирующих веществ- равновесных концентрациях. Величины равновесных концентраций определяются значением константы равновесия, которая является функцией температуры , и зависит от энтальпии и энтропии реакции.

Константа равновесия реакции характеризует идеальные газовые смеси и растворы.

46. Сдвиг равновесия. Изобара и изотерма реакции.

47. Кинетическое условие химического равновесия. Константа равновесия.

48. Расчет равновесного состава газовой реакции.

При протекании гомогенной реакции в газовой фазе после установления химического равновесия в системе будут присутствовать как продукты реакции, так и исходные вещества. Равновесные концентрации можно рассчитать, зная: уравнение химической реакции, константы равновесия и начальные концентрации реагентов. Константы равновесия для каждой конкретной реакции рассчитываются с использованием табличных значений термодинамических функций реагирующих веществ для определения температур и давлений.

Расчет равновесного состава продуктов реакции для изобарного процесса проводят с использованием мольных долей, для изохорного процесса с использованием парциальных давлений реагентов.(Желтая методичка, стр 88-93)

(из презентации)

49. Растворы. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации.

50. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

51. Расчет рН растворов кислот и оснований.

52. Произведение растворимости. Расчет растворимости малорастворимых веществ.

Произведение растворимости- константа равновесия. ПР равно произведению молярных концентраций ионов, каждая из которых равна возведена в степень , равную стехиометрическому коэффициенту при соответствующем ионе.

Растворимость малорастворимого соединения можно вычислить на основании величины ПР.

1. Записываем уравнение диссоциации малорастворимого соединения.

2. Под уравнением указываем равновесные концентрации ионов с учетом стехиометрических коэффициентов.

3. Выводим выражение закона действующих масс для малорастворимых соединений и решаем его.

4. Найденная величина является растворимостью вещества.

5. Если необходимо по условию задачи, от молярной концентрации переходим к массе вещества.

53. Гидролиз солей. рН растворов солей.

54. Межфазное равновесие. Диаграмма состояния однокомпонентной системы.

( желтая методичка 106-109)

55. Закон Рауля. Диаграмма состояния двухкомпонентной системы.

56. Кристаллизация и кипение растворов. Изотонический коэффициент.

7. Электрохимические процессы.

57. Электрохимический процесс. Количественные соотношения между величиной тока и количеством реагентов.

58. Двойной электрический слой на границе «метал-электролит». Электродные потенциал. Уравнение Нернста.

59. Химический и концентрационный гальванический элемент. ЭДС, электродные реакции.

Химический гальванический элемент-электрохимическая система, состоящая из двух электродов первого рода, электролиты которых соединены ионным проводником.

ЭДС- разность потенциалов между катодом и анодом (только положительная)

Концентрационный гальванический элемент- когда оба электрода электрохимической системы одинаковы по своей природе, их потенциалы образуются за счет одной и той же электрохимической реакции

60. Скорость электрохимической реакции. Поляризация электродов.

Скорость электрохимической реакции определяется числом молей вещества образовавшегося или израсходовавшегося на единице площади поверхности электрода в единицу времени.

Поскольку потенциал электродов при протекании тока в системе определяется гетерогенной химической реакцией , то величина поляризации зависит от скорости ее отдельных стадий ( подвод реагирующих частиц из объема электролита к поверхности электрода- собственно электромеханическую реакцию на электродах- отвод продуктов реакции от электрода)

61. Химические источники тока.

Гальванические элемента различной конструкции используются в качестве химических источников тока (ХИТ). В ХИТ энергия химических связей в результате протекания самопроизвольной окислительно-восстановительной реакции непосредственно преобразуется в электрическую энергию. При этом происходит расходование компонентов электрохимической системы, которые называются активными материалами. Основные типы ХИТ: 1) первичные гальванические элементы (одноразовые). Активные материалы содержаться непосредственно в составе электрохимической системы. Реакция необратима. 2) вторичные элементы- аккумуляторы (многоразовые). Активные материалы расходуются в процессе работы гальванического элемента, но могут быть регенерированы в результате электролиза. Реакции обратимы. 3) топливные элементы- электрохимическая система, состоящая из газовых электродов. Активные материалы хранятся отдельно от гальванического элемента, а окислитель и восстановитель подводятся в электрохимическую систему раздельно в момент работы. Материал электродов не расходуется. Восстановитель- водород, углеводороды. Окислитель- кислород.