Константа химической реакции связана с : , где А – предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).

Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. Катализаторы – вещества, изменяющие химической реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.

Существуют 2 вида катализаторов:

Гомокатализаторы (окислениеСО)

Гетерокатализаторы (окисление SO₂ до SO₃)

Биологические катализаторы – ферменты.

Ингибиторы – вещества, замедляющие химической реакции.

Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов.

18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и идут до конца – необратимые (образование осадка, выделение газа). Их мало.

Большинство реакций – обратимые: .

Согласно закону действия масс:

– химическое равновесие.

Состояние системы, в которой прямой реакции = обратной реакции, называется химическим равновесием.

С увеличением температуры, :

для эндотермической реакции возрастает

для экзотермической реакции убывает

для T = const остаётся постоянным

Влияние различных факторов на положение химического равновесия определяется принципом Ла-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются процессы, стремящиеся уменьшить это воздействие.

В состоянии равновесия .

19. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).

Раствор – газообразная, твёрдая или жидкая гомогенная система состоящая из 2-х или более элементов относительное содержание которых может изменяться в неограниченных пределах. Он состоит из растворённого вещества и растворителя, в котором это вещество равномерно распределено в виде молекул и ионов.

Важной характеристикой любого раствора является его состав, который выражается концентрацией.

• Массовая доля – отношение массы растворённого вещества X к общей массе раствора m : (обычно выражается в процентах %)

• Мольная доля – отношение количества растворённого вещества X к сумме количеств всех компонентов в растворе: , где – молярная масса для 2-х компонентов.

• Молярная концентрация – отношение количества растворённого вещества к объёму раствора: (выражается в , например, 2 М , в единице раствора 2 моля ).

Эквивалентная (нормальная) концентрация – отношение количества эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора:

• (выражается в )

• Химическим эквивалентом называется некоторая условная или реальная частица, которая может в реакциях присоединить или высвободить 1 ион водорода: , где – эквивалентная масса

• Моляльная концентрация – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя: (выражается в ).

1. 20.Идеальные растворы. Растворы неэлектролитов: понятия диффузии и осмоса. Разбавленные и концентрированные растворы; насыщенный раствор.

Вещества, которые диспергированы в растворе в виде молекул – неэлектролиты. Растворение – не чисто механический процесс, связанный с простым дроблением и вещества и его распределением в растворе. При растворении происходит уменьшение свободной энергии Гиббса , Растворение идёт до тех пор, пока не наступит динамическое равновесие между растворяемым веществом и растворителем, т.е. пока . Такой раствор называется насыщенный.

11. В разбавленных растворах неэлектролитов можно пренебречь силами межмолекулярного взаимодействия между молекулами растворяемого вещества. Их можно рассматривать как результат механического смешивания компонентов, не сопровождающегося тепловым эффектом

( и ).

Процесс самопроизвольного переноса вещества, приводящий к установлению равновесия концентрации, называется диффузией. Движущей энергией диффузии является стремление молекул обоих компонентов к равномерному распределению по всему объёму.

Односторонняя диффузия через полупроницаемую мембрану называют осмосом (например, проникновение в сахарозу).

8. 21. Осмотическое давление. Законы Вант-Гоффа и Рауля.

Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратился осмос, называется осмотическим давлением. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Осмотическое давление раствора неэлектролита пропорционально концентрации растворённого вещества и абсолютной температуре. Закон Вант-Гоффа: .

Пар, находящийся в равновесии с жидкостью называется насыщенным. Каждая жидкость имеет определённое давление насыщенного пара, которое увеличивается с увеличением температуры. Жидкость закипает тогда, когда давление пара становится равным атмосферному давлению: .

Давление пара над раствором всегда меньше давления пара над растворителем.

1-ый Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества:

Поскольку температура кипения и температура замерзания зависит от давления насыщенного пара, то понижение давления пара над раствором неэлектролита повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания.

Все эти отклонения, а также способность элементов проводить электрический ток, объяснила теория электролитической диссоциации Аррениуса. Суть её сводится к тому, что электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы положительные (катионы) и отрицательные (анионы). В результате диссоциации увеличивается общее число частиц в растворе. Поэтому возникает отклонение от законов Вант-Гоффа и Рауля. Увеличение числа частиц учитывает изотопический коэффициент i : .

Согласно теории электролитической диссоциации:

• Кислоты – соединения, при диссоциации которых образуются ионы водорода:

• Основания – соединения, при диссоциации которых образуются ионы гидроксила:

• Соли – соединения, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотного остатка:

6. 23.Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.

Отношение числа распавшихся молекул на ионы к общему числу молекул в растворе называется степенью диссоциации: .

По склонности к диссоциации электролиты делятся на:

сильные ( ) и слабые ( ).

2. К сильным электролитам относятся:

• Практически все соли

• Ряд неорганических кислот (HF, HCL, HBr, HJ, , )

• Гидроксиды металлов 1-ой и 2-ой группы

В сильных электролитах степень диссоциации , поэтому имеет место высокая концентрация заряжённых частиц. Естественно они взаимодействуют друг с другом. Это связывание ионов понижает концентрацию ионов. Такое явление называется активностью: a = fC, где

f–коэффициент активности, C–концентрация

Для очень разбавленных растворов коэффициент активности f = 1 (взаимодействия нет), т.е. a = C.

раствором неэлектролита повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания.

2-ой закон Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора неэлектролита пропорциональны моляльной концентрации растворённого вещества.

, где Э – эбулиоскопическая постоянная

, где K – криоскопическая постоянная

Э и К зависят от природы растворителя.

3. 22. Растворы электролитов. Изотопический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса; определение кислот, оснований, солей по Аррениусу.

4. В отличие от растворов неэлектролитов, растворы электролитов не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля. Эти растворы имеют большее осмотическое давление, большее повышение температуры кипения, большее понижение температуры замерзания. Мерой отклонения растворов неэлектролитов от закономерности неэлектролитов служит изотопический коэффициент:

5. 

Активность a зависит от заряда иона и ионной силы.

Ионная сила раствора – это полусумма произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда:

.

2. К слабым электролитам относятся:

   • Органические кислоты ( , );

   • Ряд неорганических кислот ( , , и др.);

   • Слабые основания ( );

   • Гидроксиды металлов (кроме 1-ой и 2-ой группы);

В растворах слабых электролитов одновременно присутствуют молекулы и ионы растворённого вещества, при этом между ними устанавливается динамическое равновесие:

В соответствии с законом действующих масс, константа равновесия:

или

Константа равновесия слабых электролитов называется константой диссоциации .

Закон разведения Оствальда: (

)

Закон Оствальда позволяет рассчитать степень диссоциации слабых электролитов при различных концентрациях, если известен коэффициент диссоциации (справочный).

1. 24. Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.

2. К малорастворимым электролитам относятся:

• Подавляющее число веществ ограниченно растворимы в воде

Применение закона действующих масс к гетерогенной системе, в которой находятся и осадок и раствор в равновесии: даёт выражение константы равновесия: (произведение растворимости).