- •Методичні розробки
- •Частина 1
- •Ужгород – 2002
- •Передмова
- •Техніка експерименту в хімічній лабораторії
- •Загальні правила роботи в хімічній лабораторії
- •Предмет
- •Атомно-молекулярна теорія
- •Основні
- •Поняття
- •Прості та складні речовини
- •Хімічна символіка
- •Фізичні величини
- •Закон збереження маси
- •Закон еквівалентів
- •Закон сталості складу речовини
- •Закон кратних відношень
- •Газові закони
- •Закон Авогадро
- •Рівняння Менделєєва-Клапейрона
- •Хімічна термодинаміка
- •Термодинамічна система
- •Внутрішня енергія системи
- •Перший закон термодинаміки
- •Ентальпія системи
- •Тепловий ефект реакції
- •Закони термохімії
- •Термохімічні рівняння реакцій
- •Стандартний стан речовини
- •Термохімічні розрахунки
- •Поняття про ентропію
- •Другий закон термодинаміки
- •Хімічна кінетика
- •Поняття про швидкість хімічної реакції
- •Швидкість гомогенних реакцій
- •Швидкість гетерогенних реакцій
- •Залежність швидкості хімічної реакції від температури
- •Енергія активації хімічної реакції
- •Фотохімічні реакції
- •Ланцюгові реакції
- •З розгалуженими ланцюгами
- •Оборотні та необоротні реакції
- •Хімічна рівновага
- •Зміщення хімічної рівноваги
- •Фазові рівноваги
- •Каталіз
- •Розчини
- •Дисперсні системи
- •Розчини
- •Теорії розчинів
- •Розчинність речовин
- •Розчини
- •Розчини
- •Розчини твердих речовин
- •Способи вираження концентрації розчинів
- •Розчини неелетролітів
- •Тиск пари розчинів
- •Температура кипіння і температура замерзання розчинів
- •Розчини електролітів
- •Теорія електролітичної дисоціації
- •Ступінь електролітичної дисоціації
- •Ізотонічний коефіцієнт
- •Константа електролітичної дисоціації
- •Закон розведення
- •Властивості розчинів сильних електролітів
- •Добуток розчинності
- •Іонний добуток води
- •Водневий показник
- •Буферні розчини
- •Індикатори
- •Реакції у розчинах електролітів
- •Гідроліз солей
- •Ступінь гідролізу солі
- •Колоїдні розчини
- •Будова колоїдних часток
- •Окисно-відновні процеси електрохімічні процеси корозія
- •Ступінь окиснення елементу
- •Поняття про окисно-відновні реакції
- •Окисно-відновні властивості речовин
- •Класифікація окисно-відновних реакцій
- •Методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій
- •У кислому середовищі:
- •У нейтральному середовищі:
- •В лужному середовищі:
- •Окисно–відновний потенціал
- •Еквівалент окисника і відновника
- •Електродний потенціал
- •Електричного шару
- •Гальванічний елемент
- •Стандартний електродний потенціал
- •Водневий електрод
- •Ряд стандартних електродних потенціалів металів
- •Електроди першого роду
- •Електроди другого роду
- •Окисно-відновні електроди
- •Іонселективні електроди
- •Електроліз
- •Корозія
- •Електрохімічна корозія
- •Захист металів від корозії
- •Загальні властивості полімерів
- •Полімери як високомолекулярні речовини
- •Структура полімерів
- •Реакція полімеризації
- •Механізми полімеризації
- •Властивості полімерів
- •Каучуки
- •Структура каучуків
- •Синтетичні каучуки
- •Вулканізація каучуків
- •Реакція поліконденсації
- •Пластмаси
- •Література для самостійної роботи студентів
Хімічна кінетика
Молекулярність реакцій визначається числом молекул, які одночасно приймають участь в елементарній хімічній реакції. По цьому принципу розрізняють мономолекулярні, бімолекулярні, тримолекулярні реакції. Реакції більш високої молекулярності невідомі.
Мономолекулярна: I2 2I
Бімолекулярна: 2HI H2+I2
Тримолекулярна: 2NO+H2 N2O+H2O
Порядок реакції визначається залежністю швидкості реакції від концентрації кожної з вихідних речовин в умовах сталості температури. Загальним порядком реакції є сума показників ступенів при концентраціях в кінетичному рівнянні реакції.
Поняття про швидкість хімічної реакції
Швидкість гомогенних реакцій
При розгляді залежності швидкості хімічних реакцій від концентрації реагуючих речовин слід мати на увазі, що парціальний тиск кожного газу при постійній температурі пропорційний його концентрації. Тому швидкість реакції, що відбувається між газами, можна вимірювати зміною їх парціальних тисків за одиницю часу. Наприклад, швидкість реації H2+I2 2HI v = kCН·CІ або v = kРН·РІ
Швидкість гетерогенних реакцій
Залежність швидкості гетерогенної хімічної реакції визначається законом діючих мас, але в кінетичне рівняння не включається концентрація твердої фази. Наприклад, при T = const швидкість реакції Si (крист.)+O2 (газ) SiO2 (крист.) v = kCS(O2), де v– швидкість реакції; k– константа швидкості; CS(O2)– поверхнева концентрація кисню, моль/м2.
Швидкість гетерогенної реакції залежить від величини поверхні зіткнення. Чим більша площа твердої фази, тим більша швидкість проходження гетерогенної хімічної реакції.