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

• 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 ).

Поскольку ни количество вещества, ни его масса не зависят от

температуры, то и моляльность (в отличие от молярности) температурной

зависимостью не обладает.

Многочисленность способов выражения концентрации растворов

обусловлена разнообразием практических задач. В простейших случаях

наиболее проста и надежна массовая доля. Если же объектом исследования

является механизм сложного химического взаимодействия между ионами в

растворе, необходимо знать точное соотношение количеств ионов – в этом

случае целесообразно использовать молярную концентрацию. Если же при этом

необходим еще и учет сольватационных процессов с участием растворителя, то

наиболее удобной оказывается концентрация, выраженная в мольных долях.

Следует отметить, что приведенные выше формулы позволяют

осуществлять переход от одного способа выражения содержания растворенного

вещества в растворе к другому, а также находить неизвестные величины для

расчета одного из них по данным для другого.

24 . 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.

Активированный комплекс

Энергия для перевода молекулы в активное состояние – энергия активации . Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.

Изменение Е в ходе реакции:

Е выделяется (экзотермическая)

С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому увеличивается.

Константа химической реакции связана с : , где

– предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).

мономолекулярная ( )

бимолекулярная( )

тримолекулярная

Больше 3-х не бывает, т.к. столкновение более 3-х частиц сразу – маловероятно.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на , скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза:

17. Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ (гомогенный и гетерогенный; ферменты, промоторы, ингибиторы).

Не всякое столкновение молекул сопровождается их взаимодействием. Большинство молекул отскакивают как упругие шарики. И только активные при столкновении взаимодействуют друг с другом. Активные молекулы обладают некоторой избыточной Е по сравнению с неактивными молекулами, поэтому в активных молекулах связи между ними ослаблены.

Скорость химических реакций зависит:

1. от природы реагирующих веществ, от концентрации реагентов, от катализатора, от температуры, от степени измельчения твёрдого вещества (гетерогенные реакции), от среды (растворы), от формы реактора (цепные реакции), от освещения (фотохимические реакции)

2. Основной закон химической кинетики – закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в реакции : , где k – постоянная скорости химической реакции

3. Физический смысл при .

4. Если в реакции участвуют не 2-е частицы, а более , то: ~ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, т.е.: , где

5. – показатель порядка реакции в целом (реакции первого, второго, третьего … порядков).

6. Число частиц, участвующих в этом акте реакции определяет молекулярность реакции: