- •6: Каким образом, используя метод криоскопия, можно определить молярную массу неэлектролитов?:
- •8. Вязкость растворов вмс, зависимость от рН среды. Изоэлектрическое состояние. Нарушение устойчивости растворов. Расслоение ,высаливание, коацервация. Лиотропные ряды.
- •9. Разбавленные растворы. Понижения давления насыщенного пара растворителя над раствором. Температура замерзания разбавленных растворов. Криоскопия 1- 2 законы Рауля.
- •10. Система и внешняя среда. Изолированная, закрытая и открытая. Параметры состояния. 1 закон термрдинамики. Процессы при постоянном объеме ,давлении.
- •13. 2 Закон термодинамики. Энтропия, ее изменение в обратимых и необратимых процессах. Статистическая интерпретация энтропии. Формула Больцмана.
- •14. Суспензии, их свойства, методы получения и стабилизации. Практическое значение микрогетерогенных систем.
- •15. Уравнение Нернста. Диффузный потенциал. Методы устранения диффузных потенциалов.
- •16. Двойной электрический слой. Электрокинетич явления. Строение мицеллы.
- •17. Электропроводность растворов. Скорость движения электродов.
- •18. Оптические свойства коллоидных систем. Поглощение и рассеив света.
- •19. Буферные системы. Буферная ёмкость.
- •20. Поверхностные явления. Поверхностное натяжение.
- •21. Третий закон термодинамики.
- •22. Адсорбция на границе раздела тв тело – газ и тв тело р-р. Изотерма адсорбции. Ур-ие Фрейндлиха и Ленгмюра.
- •23. Практическое применение электропроводности для определения степени и константы диссоциации слабых электролитов. Кондуктометрическое титрование.
- •24. Адсорбция жидкость-газ. Ур-ие Гиббса.
- •25. Химическая кинетика. Скорость химических реакций.
- •26. Классификация дисперсных систем. Дисперсная фаза и дисперсионная среда. Вмс. Методы получения коллоидных р-ров.
- •27. Понятие рН и использование его в агрономии. Методы определения рН.
- •28. Молекулярно-кинетические св-ва коллоидных систем: броуновское движение, диффузия. Методы очистки коллоидных систем.
- •36. Коагуляция золя кремнекислоты. Теория коагуляции. Стабилизация коллоидных систем. Коагуляция и пептизация.
- •37. Что представляет собой ряд напряжений металлов и каково его значение?
- •39. Получение студней и гелей. Физико-химические св-ва студней и гелей.
- •41.Пены. Аэрозоли. Их свойства, методы получения и стабилизации.
25. Химическая кинетика. Скорость химических реакций.
Химическая реакция – это процесс характеризующийся различной скоростью протекания. Существуют химические процессы, протекающие в течении многих месяцев, некоторые же – протекают неделями, существуют и химические процессы протекающие со взрывом. Скоростью каждой реакции может зависит от многих факторов. Если регулирующие соединения и растворитель находятся в одной фазе – такие реакции называют гомогенными. Если же реагенты находятся в разном агрегатном состоянии, то такие реакции называют гетерогенными. Таким образом, химическая кинетика это наука изучающая скорость химической реакции, факторы, влияющие на них, механизм и закономерности рассматриваемых химических процессов. Все известные химические реакции классифицируются по их молекулярности и кинетическому порядку.
Молекулярность. Мономолекулярные реакции – включают в себя химические процессы протекающие с участием лишь одного вида молекул реагирующего соединения. К ним, обычно, относят протекающие по мономолекулярному механизму реакции инверсий углеводов, цис- и транс- изомеризации.
Бимолекулярными являются любые химические реакции, осуществляемые в результате соударения и участия в них 2х молекул. Это обычно гомогенные реакции, котор идут в газовой или жидкой фазе. Однако известны также гетерогенные и бимолекулярные реакции.
Тримолекулярные. Результат одновременной встречи и элементарного акта одновременного взаимодействия сразу 3х молекул. Такие реакции происходят чрезвычайно редко в виду малой вероятности соударения одновременно 3х молекул. Вероятность же одновременной встречи сразу 4х реагирующих молекул, по-видимому, вообще стремится к нулю, поэтому, тетра- и пента- молекулярные реакции на практике не известны.
Скорость химических реакций. Изменение концентрации реагирующих молекул (частиц) во времени и характеризует количественно скорость любой химической реакции. Средняя скорость химической реакции в интервале времени и при определенной температуре равна изменению концентрации одного из реагенов в ед времени. Если в заданные моменты времени t1 и t2 концентрация одного из реагентов равной С1 и С2 соответственно, то среднюю скорость протекающей реакции Vm математически можно выразить как:
C2 – C1 ΔC
Vm = ——— = ± ——
t2 – t1 Δt
Вместе с тем, средняя скорость любой химической реакции неодинакова в интервале времени t. В каждый данный момент времени скорость химической реакции определяется пределом, к которому стремится выражение: ΔC/ Δt, при условии, что Δt → 0.
Порядок реакции определяется кол-вом молекул, которые вступают в данную реакцию одновременно. Если констатированная скорость данной реакции пропорциональна концентрации лишь одного реагента, то это реакция первого кинетического порядка, а если же концентрации двух реагентов – то второго порядка.