- •6.Свойства ковалентной связи. Геометрия и полярность молекул.
- •7.Ковалентная связь и ее объяснения с позиции метода мо.
- •8. Ионная химическая связь. Ионные кристаллы.
- •9. Металлическая связь. Металлические кристаллы.
- •10. Молекулярные кристаллы. Водородные связи и межмолекулярные взаимодействия.
- •11. Атомные кристаллы.
- •12. Зонная теория проводимости кристаллов.
- •13. Полупроводники.
- •14. Количественные характеристики чистого вещества: экспериментальный способ их определения и расчета.
- •15. Растворы. Способы выражения концентрации раствора: массовая доля, мольная доля, молярная концентрация.
- •16. Молярная концентрация эквивалента. Эквивалент. Фактор эквивалентности и особенности его расчета. Молярная масса эквивалента.
- •17. Фазовые переходы. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы и их анализ.
- •18.Коллегативные свойства растворов.
- •19.Термохимическая теплота. Тепловой эффект химической реакции и фазового перехода.
- •20. Закон Гесса и его следствия.
- •21. Зависимость теплового эффекта от температуры. Уравнение Кирхгоффа
- •22. Экспериментальное определение теплового эффекта химической реакции.
- •23. Основные понятия химической кинетики: Скорость химической реакции, молекулярность, простая и сложная с точки зрения химической кинетики реакции. Основной закон (постулат) химической кинетики.
- •24.Влияние температуры на скорость химической реакции
- •25. Катализ и его особенности
- •26. Экспериментальный способ определения порядка и константы скорости реакции.
- •27. Электролиты. Теория электролитической диссоциации с. Аррениуса.
- •28.Теория сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора.
- •29. Слабые электролиты. Константа кислотности и основности. Закон разбалвения Освальда.
- •30. Вода-слабый электролит. Ионное произведение воды. PH. POh
- •31.Эксперементальное определение водородного показателя
- •32.Расчет рН в растворе сильного электролита.
- •33.Расчет рН в растворе слабого электролита.
- •34.Гетерогенные равновесия в растворе электролита. Произведение растворимости.
- •35. Реакции ионного обмена и их применение в качественном анализе
- •36.Гидролиз солей.
- •37.Кислотно-основное титрование. Определение концентрации раствора на основе метода титрования.
- •38.Кривые титрования. Выбор индикатора по кривой титрования.
- •39.Степень окисления.Окислительно-восстановительные реакции.
- •40.Влияние среды на протекания окислительно-восстановительных процессов (на примере иона MnO4)
26. Экспериментальный способ определения порядка и константы скорости реакции.
Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.
Т. е. для реакции аА + bВ + dD + ... ––> еЕ + ...
можно записать: (II.4)
Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.
Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.
Реакции нулевого порядка
Для реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:
Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ; это характерно для многих гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакций в том случае, когда скорость диффузии реагентов к поверхности меньше скорости их химического превращения.
Реакции первого порядка
Рассмотрим зависимость от времени концентрации исходного вещества А для случая реакции первого порядка А ––> В. Реакции первого порядка характеризуются кинетическим уравнением вида:.
Реакции второго порядка.
Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид: или
27. Электролиты. Теория электролитической диссоциации с. Аррениуса.
Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, солей и оснований и некоторые кристаллы, (например, иодид серебра, диоксид циркония). Электролиты — проводники второго рода, вещества, электропроводность которых обусловлена подвижностью ионов.
Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).
Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:
Константа диссоциации определяется активностями катионов, анионови недиссоциированных молекулследующим образом: