1. Химическая кинетика – наука о скорости и механизме процесса. Его зависимости от разл. факторов, позв. Ускорить или замедлить ход реакции.

Система – рассматриваемое в-во или совокупность в-в, отграниченное от среды.

Фаза – часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела.

Процесс реакции – ход реакции.

Механизм р-ции - это совокупность стадий, в результате к-рых исходные в-ва ревращаются в продукты.

Скорость хим. реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Средняя скорость :

Истиная скорость – скорость в данный момент времени.

2. Гомогенная р-ция - сост. из одной фазы (идет во всем объеме системы).

Гетерогенная р-ция – сост. из нескольких фаз (идет на поверхности раздела фаз).

Стадии гетерогенной р-ции: дифузия к поверхности раздела фаз→абсорбция (осождение) на поверхности→хим.р-ция→десорбция (удаление) продуктов р-ции→ дефузия по всему объему

Факторы вл. на скорость р-ции: конценрация в-в, температура(опред. Правилом Вант-Гоффа), величина реаг. Поверхности.

Основные правила: 1)ЗДМ выполню только для простых р-ций. Скорость сложной опред. Скоростью самой медленной стадии(лимитирующей). 2) скорость р-ции твердых в-в постоянна из-за постоянной концентрации (конц. Включена в константу скорости) поэтому .

3. Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

(Р-порц. давление, С-концентрация)

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

4. При увеличении температуры, скорость р-ции увеличивается.

Правило Вант-Гоффа - при повышении температуры на 10° С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Где – показывает во сколько раз увел. скорость при вовышении темп. На 10 град. Цельсия. Зависит от температуры в-ва и катализатора.

Уравнение Аррениуса: →

5. Энергия активации- мин. доп. энергия которую нужно сообщить средней энергии частиц, чтобы произошло взаимодействие. всегда > 0.

Анализ ур-я Аррениуса:

1)позв. рассчитать как измен. р-ции при измен. температуры и

2) скорость р-ции при пост. конц. Возрастает с увелич. температуры по экспоненциальному закону

3) чем больше значение энергии активации, тем меньше скорость р-ции.

6. Энергетич. диаграмма р-ций –описание хода р-ции через изменение энергии исзодн. в-в.

Активный комплекс- группа взаимод. частиц в момент соударения: старые связи ослаблены, новые наметелись но еще не образовались.

Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождается в конце реакции.

7. Обратимый процесс (то есть равновесный) — термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении.

А2 + В2 ⇄ 2AB

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Факторы влияющие на усл. равновесия: температура, давление, концентрация.

Вывод константы равновесия:

и

Т.к. → → → →

8.  т.к. и то

Взаимосвязь выражается так: , где Δν – изменение числа молей газообразных веществ в течение реакции.

Зависимость константы равновесия реакции от температуры может быть описана уравнением изобары:

и изохоры химической реакции:

9. В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.

Смещение химического равновесия: 1) в следств. изм. концетрации какого-либо из в-в, уч. в р-ции.

2) в следств. изм. давления. 3) в следств. изм. температуры.

Принцип Ле-Шателье - если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

1) при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.

2) При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

3) При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции и наоборот

10.  Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

1) При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;

2) При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

11. Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.

N2 + 3H2 2NH3 + Q

12. Термодинамическая система — это некая физическая система, состоящая из большого количества частиц, способная обмениваться с окружающей средой энергией и веществом, для нее справедливы законы термодинамики.

Параметры: температура, давление, объём, энтропия.

Т/д сост. системы описывается функциями сост. которые опред. через параметры сост. P,V,T. Изменение хотябы одного из них влечет за собой изм. всех. Ф.С. не зависят от пети и времени процесса, а опред. только начальным и конечным сост. системы.

13. I з/т - Количество теплоты, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии и совершение работы против внешних сил.

Изохорный: , изобарный:

Вну́тренняя эне́ргия — это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы (не связанная с пространственным положением или движением тела).

Энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении (полная энергия расширенной сист. в изобарно-изотерм. условиях)

14. Тепловой эффект – количество теплоты, выделяющееся при р-ции.

Стандартная энтальпия- тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.

, где n-стехиометрический коэфицент.

15. Закон Гаусса - тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.

Закон Лавуазье-Лапласа— при разложении сложного вещества на простые поглощается (или выделяется) столько же теплоты, сколько ее выделяется (или поглощается) при образовании того же количества вещества из простых веществ.

Расчет теплового эф-та: исп. ур-е Каргофа

, где

(или в табл.)

16-17. Второе начало термодинамики гласит, что невозможен самопроизвольный переход тепла от тела, менее нагретого, к телу, более нагретому.

- изменение энтропии- мера беспорядка системы (физ.см.: )

по ур-ю Больцмана (k=1.38e23, W-число микросост., которыми можно реализовать данное макросост.)

S зависит от природы в-ва, его агрег. сост., числа частиц, температуры

В стандартн. условия:

При заданной температуре:

18. Основное ур-е т/д – объед. 1й и 2й законы т/д

Физ. Смысл – это та часть энерг. эффекта, который можно превратить в работу в обратимом процессе при P,T=const.

При станд. условиях:

При заданной температуре:

19-21. Энтальпия и энтропия сваязаны через энкргию Гиббса и температуру. Пренебрегая зависимостью от температуры можно опред. температуру наступления равновесия . (Т/д условия равновесия: )

Уравнение изотермы(саязь между ):

Уравнение изобары (саязь между ): проинтегрировав получим

22. Электроли́ты— вещества, расплавы или растворы, которые проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами вещества не проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы.

Кисло́ты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода.

Основания — сложные вещества, которые состоят из атомов металла и гидроксогруппы (-OH).

Со́ли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла.

Степень диссоциации (α) – отношение числа его молекул, распавшихся на ионы к общ. числу молекул в р-ре. По величине α эл-ты делятся на слабые(α<<1) и сильные (α>>1).

23-24. Константа диссоц. – константа равновесия, отвеч. диссоциации слабого электролита.

Закон разбавления Оствольда: для α<<1, →

Электр. диссоциация воды: , откуда .

–нейтральный р-р;

– кислый р-р;

– щелочной р-р.

; или .

25. Для металлов характерно свойство растворяться в воде. При этом в воду переходят положит. заряженные ионы металла, в результате чего заряжается отрицательно. Гидратированные катионы металла скапливаются возле поверхности пластинки на границе раздела двух фаз (металл-раствор). Возникает двойной электрический слой, характеризующийся некоторой разностью электростатических потенциалов. Сост. равновесия зависит отактивн. Ме (конц. его ионов в р-ре)

Металлический электрод – металл, погруженный в раствор своей соли M|Mn+.

Газовый электрод - в качестве одного из компонентов электродной пары содержит газ.

26-28 Стандартный электродный потенциал( ) – потенц. данного процесса при концентрациях равных 1.

Электродом сравнения явл. Водородный электрод:

Роль платины: 1) Осущ. суобретательную абсорбцию молекул водорода. 2) Инертный носитель газа. 3) Котализирует диссоциоц. молекул газа. 4) Электрод 1-го рода: осущ. передачу эл-в во внешнюю цепь.

Li-Al –активные, Mn-Pb – средн. активн., H-Au – малоактивн.

Условия протекания в.-о. р-уий: температура, катализатор (если нужен), природа реагирующих веществ, .

Ур-е Нернста:

Cхема стандартного никеделевого эл-да: Ni|NiSO₄ или Ni|Ni²⁺