12. Типы химических реакций. (Примеры уравнений).

Классификация хим.реакций 1. По типу взаимодействия (разложения 2H2O2=2H2O+O2, MgCO3=MgO+CO2; соединения CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2, 2SO2+O2=2SO3, замещения CuSO4+Fe=FeSO4+Cu, обмена MgO+H2SO4=MgSo4+H2O). 2. По изменению степени окисления (реакции протекающие без изменения степени окисления элементов. NaOH+HCl=NaCl+H2O, окислительно – восстановительные, протекающие с изменением степени окисления хотя бы одного элемента 2Cu+O2=2CuO.) 3. По тепловому эффекту (экзотермические, протекающие с выделением теплоты Fe2O3+2Al=Al2O3+2Fe+Q; эндотермические, протекающие с получением теплоты N2+O2=2NO-Q). 4. По направлению протекания процесса (необратимые реакции, которые протекают только в процессе прямого направления AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3; обратимые реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлении при этом реагенты превращаются лишь частично 2SO2+O2=2SO3)

13. Скорость химических реакций: гомогенные, гетерогенные реакции.

Характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (или продуктов реакции), могут быть элементарными или сложными. Элементарные. В их системе происходит один процесс. Сложные. Большинство реакции, в которых один из элементов (продукт) может превратиться в исходное вещество (обратимое). Реакции бывают гомогенные и гетерогенные. Гомогенные. Протекают в объеме фазы (газовая фаза или раствор). Скорость – число движений взаимодействия происходящих в единицу времени в единицу объема системы. Гетерогенные. Протекают на границе разделения фаз, их скорость определяется числом движения взаимодействия происходящих в единицу времени на единице поверхности разделов фаз. Скорость реакции всегда положительна. Зависимость между скоростью реакции и концентрациями участвующих в реакции веществ выражается законом действующих масс. Изменения скорости хим. Реакции в присутствии католизотора обычно связывают с предположением, что в этом случае реакция происходит по другому механизму, чем в отсутствии катализатора. Катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость хим.реакции, но в результате реакции не расходуются «отрицательные катализаторы» - это вещества, которые понижают скорость хим.реакций (ингибиторы)

14. Химическое равновесие. Влияние факторов: температура, давление, концентрация.

Глубину протекания реакции характеризуют: 1. Степенью превращения (отношение кол-ва вещества вступившего в реакцию к его исходному кол-ву) 2. Выходом продукта реакции (отношение кол-ва полученного продукта к максимально возможному – в процентах) В химической реакции исходные вещества не всегда полностью превращаются в продукты реакции, но в большинстве случаев происходят обратимые реакции (хим.реакции протекающие одновременно в противоположном направлении). Реакция слева направо – прямая, справа на лево – обратная. При равенстве скоростей при прямой и обратной хим.реакции в системе устанавливается хим.равновесие. Хим.равновесие характеризуется const равновесия. Человек значение const характеризует положение равновесия при данных внешних условиях и не меняется с изменением концентрации реагирующих веществ. Необратимые реакции – те реакции, продукты которых удаляются из сферы реакции. В обычных условиях проведение обратных реакций невозможно. Внешнее воздействие приводит к изменению соотношения скоростей прямой и обратной реакций, которое противодействует внешнему воздействию. На химическое равновесие влияют факторы: температура, давление и концентрация. Температура. При повышении t равновесие смещается в сторону эндотермического процесса, при понижении в сторону экзотермического процесса. Давление. В основном для реакций с участием газа. Увеличение давление смещаю хим.равновесие в направлении процесса, где происходит уменьшение числа частиц газообразных веществ. Понижение давления – в противоположную сторону. Концентрация. При введении в систему дополнительных количеств какого-либо реагента равновесие реакции смещается в ту сторону, где концентрация уменьшается. Для смещения равновесия реакции вправо (стороны прямой реакции) продукты реакции можно удалить, связывая их в летучие или малорастворимые вещества. Например оптимизация условий промышленного синтеза аммиака, из азота и водорода N2+3H2=2NH3+Q.