Вопросы для самоконтроля:

1. Что называется химической кинетикой?

2. Что представляет собой средняя и истинная скорость процесса?

3. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

4. Как формулируется закон действующих масс?

5. Каков физический смысл константы скорости химической реакции, и от каких факторов она зависит?

6. Как рассчитывают скорость реакции в гетерогенных системах?

7. Как формулируется правило Вант-Гоффа?

8. Как проводят классификацию химических реакций по молекулярности?

9. Как проводят классификацию химических реакций по порядку?

10. Каково аналитическое выражение кинетического уравнения реакций первого порядка?

11. Каково аналитическое выражение кинетического уравнения реакций второго порядка?

12. Как определяют порядок реакции?

13. Каковы основные положения теории активации?

14. Что такое энергия активации?

15. Каково аналитическое выражение уравнения Аррениуса?

16. Каковы основные понятия катализа?

17. В чем состоит теория гомогенного катализа?

18. Каковы особенности гетерогенного катализа?

19. В чем заключается адсорбционно-деформационная теория гетерогенного катализа?

20. В чем заключается мультиплетная теория гетерогенного катализа?

Вопросы для самостоятельной работы:

1. Математически вывести кинетические уравнения реакций первого и второго порядка.

2. Изучить теорию активизации молекул и уравнение Аррениуса.

3. Особенности каталитических реакций.

4. Теории гомогенного и гетерогенного катализа.

Литература:

1. Семенова Е. В., Кострова В. Н., Федюкина У. В. Химия. – Воронеж: Научная книга – 2006, 284 с.

2. Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк. – 1990, 560 с.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Высш. шк. – 1983, 650 с.

4. Глинка Н.Л. Сборник задач и упражнений по общей химии. – М.: Высш. шк. – 1983, 230 с.

5. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.:Высшая шк. – 2003, 743 с.

6. Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк. – 1997, 550 с.

7. Зайцев О.С. Общая химия. Направление и скорость химических процессов. Строение вещества. - М.: Высш. шк. – 1983, 250 с.

Лекция 9 (2 ч)

Тема 6. Химическое равновесие

Цель лекции: рассмотреть обратимые и не обратимые реакции, признаки химического равновесия; охарактеризовать константу химического равновесия; правило фаз Гиббса; диаграмму состояния воды; факторы, влияющие на химическое равновесие, принцип Ле-Шателье; дать понятие о химическом сродстве веществ, рассмотреть уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций

Изучаемые вопросы:

6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия.

6.2. Константа химического равновесия.

6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды.

6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций.

6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия

Все реакции можно поделить на две группы: обратимые и необратимые. Необратимые реакции сопровождаются выпадением осадка, образованием малодиссоциирующего вещества или выделением газа. Обратимые реакции никогда не доходят до конца, то есть, до полного исчезновения исходных веществ и превращения их в продукты реакции. Пределом протекания обратимых реакций при заданных условиях является достижение состояния химического равновесия, которое характеризуется следующими основными признаками:

1) в момент химического равновесия скорость протекания прямой реакции равна скорости протекания обратной реакции, а концентрации всех участвующих веществ в этой реакции достигают определенного значения и называются равновесными. Равновесные концентрации остаются неизменными сколь угодно долго при постоянных внешних условиях;

2) химическое равновесие подвижно, т. е. незначительное изменение внешних условий (температуры, давления или концентрации) приводит к сдвигу химического равновесия. Однако через некоторое время устанавливается новое состояние равновесия, которое отвечает измененным внешним условиям;

3) к одному и тому же химическому равновесию можно подойти с двух сторон: осуществляя процесс слева направо и наоборот. Если внешние условия в обоих случаях одинаковы, то и равновесные концентрации будут между собой равны;

4) в момент достижения химического равновесия запас свободной энергии минимален, а энтропия достигает своего максимального значения, изменение этих функций будет равно нулю (F = 0 или G = 0, S = 0). Переход системы из равновесного состояния в неравновесное всегда сопровождается увеличением свободной энергии и понижением устойчивости системы.