Например, напишем кинетическое уравнение для реакции синтеза аммиака

N_{2 (г)} + 3 H2 (г) - 2 NH_{3 (г)}: V = k [N₂] ^* [H₂] ³.

В закон действующих масс не входят концентрации твердых веществ, т. К. Реакции с твердыми веществами протекают на их поверхности, где «концентрация» вещества постоянна.

20 Е_а - энергия активации - это минимальная энергия (в расчете на 1 моль или 1 кмолъ), которой должны обладать реагирующие (исходные) частицы, чтобы столкновение между ними привело к ре­акции.

До последнего времени энергию активации рассматривали в теории химической кинетики как эмпирическую постоянную. Но в настоящее время появилась возможность ее приближенной оцен­ки с помощью квантовой химии. За величину энергии активации приближенно принимают превышение средней энергии активированного комплекса над средним уровнем энергии исходных веществ. Она зависит от природы реаги­рующих (исходных) веществ и характеризует изменение скорости реакции от температуры. Чем больше энергия активации,тем бы­стрее увеличивается с ростом температуры скорость реакции. Если уравнение (5) прологарифмировать, то получим: 1пК = 1пК₀ - Еа /RT.      

21    Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем. Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Для одностадийной обратимой реакции

при равновесии выражения для скоростей прямой V₁ и обратной реакций V₂ имеют вид:

где [A], [B], [C] и [D] - равновесные молярные концентрации веществ A, B, C и D; a,b,c и d - соответствующие стехиометрические коэффициенты (при условии, что реакция идет в одну стадию); k₁ и k₂ -коэффициенты пропорциональности, называемые константами скоростей.

Из условия равновесия V₁=V₂ следует:

Отсюда получаем выражение для константы равновесия K_p:

Чем выше величина K_p, тем больше в равновесной смеси продуктов прямой реакции.

Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции (принцип Ле-Шателье)

Принцип Ле-Шателье - внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

• Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.

• Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

• Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в стoрону прямой реакции.

• Катализаторы не влияют на положение равновесия.

22 Катализ - химическое явление, суть которого заключается в изменении скоростей химических реакций при действии некоторых веществ (их называют катализаторами).

Катализаторами называют вещества, ускоряющие химические реакции и остающиеся после реакций химически неизменными.  Физическое состояние катализатора может изменяться. Если катализатор и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии, обычно газообразном или жидком, то катализ называется гомогенным. В роли катализаторов в гомогенном катализе часто выступают растворы кислот, оснований, солей d-элементов, растворители. Катализ является гетерогенным, если катализатор и реагирующие вещества находятся в разных агрегатных состояниях или образуют самостоятельные фазы. В роли катализаторов в этом случае чаще всего выступают твердые вещества, обычно d-элементы или их соединения. Катализаторы не изменяют энтальпию и энергию Гиббса реакции и не влияют на положение химического равновесия реакции. Катализаторы только  увеличивают в равной мере скорость прямой и обратной реакций.

23 ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ , полный или частичный распад молекул растворенного в-ва на катионы и анионы. Э. д. называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Причиной диссоциации является взаимодействие между растворенным веществом и растворителем, в результате которого в растворе образуются гидратированные ионы. Диссоциация при плавлении.

Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

Диссоциация кислот, солей и оснований.

Кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотного остатка.

Соли диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка

Основания диссоциируют на ионы металла и гидроксид-ионы

25 Степень диссоциации (α) – это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N):

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).

К сильным электролитам относятся:

- растворимые соли;

- многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HI;

- основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂).

 Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).

К слабым электролитам относятся:

- почти все органические кислоты и вода;

- некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ и др.;

- нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, Zn(OH)₂ и др.