- •Предмет, содержание и задачи «Неорганической химии»
- •Химия как наука естествознания. Основная проблема химии и общие способы её решения.
- •Химия и переработка продуктов общественного питания.
- •Основные химические законы. Химический эквивалент. Закон эквивалентов. Определение молярных масс газов.
- •5.Уровни структурной организации материи. Двойственная природа микрочастиц (принципы и постулаты квантовой механики)
- •6.Характеристика состояния электрона в атоме. Правила и порядок заполнения атомных орбиталей.
- •7.Периодическая система химических элементов им. Д. И. Менделеева.
- •8.Целостные свойства атомов - масса, размер, устойчивость, их изменение по периодам и группам.
- •9.Природа и образование химической связи: метод молекулярных орбиталей (ммо). Энергия и длина связи.
- •10.Природа и образование химической связи: метод валентных связей (мвс). Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи. Неполярная и полярная ковалентная связь.
- •12.Ионная связь. Свойства ионной связи. Свойства веществ с ионным типом связи.
- •13.Межмолекулярные взаимодействия: электростатическая, донорно-акцепторная, водородная связь и их влияние на свойства веществ.
- •14.Строение вещества в конденсированном состоянии. Зависимость физических свойств от типа химической связи в молекулах, между молекулами и ионами.
- •15.Комплексные соединения: состав, номенклатура и классификация. Применение и значение комплексных соединений.
- •16.Теории химической связи в комплексных соединениях: мвс, ммо и теория кристаллического поля (ткп).
- •18.Растворы и их классификация. Способы выражения состава растворов. Идеальные и неидеальные растворы.
- •19.Растворы электролитов. Слабые и сильные электролиты. Ионные реакции в растворах электролитов.
- •20.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Значение pH в производстве пищевых продуктов и непродовольственных товаров.
- •21.Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза солей.
- •22.Буферные растворы. Значение буферных растворов в природе и технике.
- •23.Понятие термодинамической системы. Функции состояния. Тепловой эффект химических процессов и изменение энтальпии.
- •24.Понятие об энтропии. Направленность химических процессов.
- •25.Скорость химических реакций: общие понятия, закон действующих масс, правило Вант-Гоффа и уранение Аррениуса.
- •26.Химическое равновесие, принцип Ле Шателье.
- •29.Свойства неметаллов и их соединений. Электронная структура неметаллов. Сродство к электрону. Электроотрицательность. Изменение свойств неметаллов по периодам и группам.
- •33.Химические свойства металлов. Сравнительная активность металлов. Коррозия металлов. Влияние различных факторов на скорость коррозии. Методы борьбы с коррозией.
- •34.Металлы и их соединения в производстве продуктов общественного питания. Макро и микроэлементы. Ксенобиотики.
- •Предмет, содержание и задачи «Неорганической химии»
- •2.Химия как наука естествознания. Основная проблема химии и общие способы её решения.
- •3.Химия и переработка продуктов общественного питания.
25.Скорость химических реакций: общие понятия, закон действующих масс, правило Вант-Гоффа и уранение Аррениуса.
Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорость химических реакций, механизмы их протекания и факторы, влияющие на скорость.
Скорость химической реакции — изменение количества вещества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.
Скоростью образования продукта реакции называется количество этого продукта, возникающее в результате реакции за единицу времени в единице объёма (если реакция гомогенна) или на единице площади поверхности (если реакция гетерогенна). Для исходных веществ аналогичным образом определяется скорость их расходования. Количества веществ выражают в молях. Тогда скорости образования продуктов и расходования исходных веществ относятся как стехиометрия, коэффициенты этих веществ в уравнении реакции. Например, в случае реакции N2 + ЗН2 = 2NH3 скорость расходования водорода в 3 раза, а скорость образования аммиака в 2 раза больше скорости расходования азота. Отношение скорости образования продукта реакции, или скорости расходования исходного вещества, к соответствующему стехиометрическому коэффициенту называется скоростью химической реакции.
Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.
Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для элементарной химической реакции:
закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида: где — скорость химической реакции, — константа скорости реакции.
Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.
Уравнение, которое описывает это правило следующее:
где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса: Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры .
где A-предэкспоненциальныи множитель (размерность совпадает с размерностью к), Еа -энергия активации, обычно принимающая положит. значения, Т-абс. т-ра, k-постоянная Больцмана. Принято приводить Еа в расчете не на одну молекулу, а на число частиц NA = 6,02*1023 (постоянная Авогадро) и выражать в кДж/моль; в этих случаях в Аррениуса уравнении величину k заменяют газовой постоянной R. График зависимости 1nк от 1/kT (аррениусов график)-прямая линия, отрицат. наклон к-рой определяется энергией активации Еа и характеризует положит. температурную зависимость к.