- •2 Основное содержание атомно-молекулярного учения-
- •4.Закон постоянства состава. Закон кратных отношений
- •9Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ
- •10Периодический закон д.И. Менделеева
- •11 Периодическая система элементов
- •12. Значение периодической системы.
- •13.Радиоактивность
- •14.Ядерная модель атома
- •15.Квантовая теория света
- •15. Квантовая теория света.
- •16. Строение электронной оболочки атома по Бору
- •17. Энергетическое состояние электрона в атоме.
- •18. Главное квантовое число.
- •19. Орбитальное квантовое число. Формы электронных облаков
- •20. Магнитное и спиновое квантовые числа.
- •21.Многоэлектронные атомы
- •22.Принцип Паули. Электронная структура атомов и периодическая система элементов.
- •23.Энергия ионизации и сродство к электрону
- •24.Строение атомных ядер. Изотопы
- •26.Искусственная радиоактивность. Ядерные реакции
- •27.Теория химического строения
- •28.Ковалентная связь. Метод валентных связей.
- •29.Неполярная и полярная ковалентная связь.
- •30.Способы выражения ковалентной связи.
- •31.Направленность ковалентной связи
- •32.Гибридизация атомных электронных орбиталей
- •33.Ионная связь.
- •34.Водородная связь.
- •36.Превращения энергии при химических реакциях
- •37.Термохимия.
- •38.Скорость химической реакции.
- •39.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
- •40.Зависимость скорости реакции от температуры и от природы реагирующих веществ.
- •41. Необратимые и обратимые реакции.
- •42.Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.
- •43.Термодинамические величины. Внутренняя энергия и энтальпия
- •44.Термодинамические величины. Энтропия и энергия Гиббса. Энтропия
- •45.Растворы. Характеристика растворов.
- •46) Способы выражения состава растворов.
- •47) Особенности растворов солей, кислот и оснований
- •48) Теория электролитической диссоциации
- •49) Степень диссоциации. Сила электролитов
- •50) Константа диссоциации
- •51) Сильные электролиты
- •52) Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации
- •53) Произведение растворимости.
- •54) Диссоциация воды. Водородный показатель.
- •55) Гидролиз солей
- •56) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции
- •57)Составлени уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •58)Важнейшие окислители и восстановители
- •59)Окислительно-восстановительная двойственность.Внутримолекулярное окисление-восстановление.
- •60) Электро́лиз
40.Зависимость скорости реакции от температуры и от природы реагирующих веществ.
Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант- Гоффа при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза
где v2 и v1 - скорости реакции при температурах Т2 и Т1, γ - коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической. Для многих реакцийγ лежит в пределах 2 – 4.
При концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л скорость реакции численно равна константе скорости k. Правило Вант – Гоффа запишется так:
Уравнение показывает, что константа скорости зависит от температуры так же, как и скорость процесса.
Эти два уравнения можно использовать лишь для ориентировочных расчетов, так как точность их не очень высока.
41. Необратимые и обратимые реакции.
Химическое равновесие. Многие химические реакции протекают в одном направлении до полного исчерпания реагирующих веществ. Такие реакции называются химически необратимыми. Другие реакции протекают вначале в прямом направлении, а затем в прямом и обратном благодаря взаимодействию продуктов реакции. В результате образуется смесь, содержащая одновременно исходные вещества и продукты реакции. Такие реакции называют химически обратимыми. В результате химически обратимого процесса наступает истинное (устойчивое) химическое равновесие, признаками которого являются:
1) в отсутствии внешних воздействий состояние системы остается неизменным неограниченно долго;
2) любое изменение внешних условий приводит к изменению состояния системы;
3) состояние равновесия не зависит от того, с какой стороны оно достигнуто.
Кроме истинных равновесий очень часто встречаются кажущиеся (ложные, заторможенные) равновесия, когда состояние системы сохраняется во времени очень долго, но небольшое воздействие на систему может привести к сильному изменению ее состояния.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.
42.Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t , присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ, от радиоактивного облучения).Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.Для реакции ( I ) этот закон выразится уравнением v = kcA cB , (1)
где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице.Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ