Шпаргалка по химии

1. Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы атомов и энергетические ячейки. Волновые св-ва электрона.

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 кв. чисел:

n – основное (общий запас энергии системы)

l – побочное n=l-1 (энерг. состояние электрона на подуровне мах. 4)

m – магнитное (ориентация облака в пр-ве) m=2l+1

s – спиновое (вращение сгустка в пр-ве)

Принцип Паули: в атоме не может быть 2х одинаковых электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел.

Правило Гунда: Суммарный спин данного подуровня должен быть мах. или электроны стремятся занять мах число свободных квантовых состояний.

p=mV p=h/, лямбда – длина волны, h-пост Планка.

2. Периодический закон Менделеева и периодич система элементов. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

З-н Менделеева: Св-во элементов и их соед наход в периодич зависимости от зарядов ядер атомов.

Период система есть отображение период закона.

ЭИ: изменение энергии при процессе отрыва электрона от свободного атома и удаление на беск большое расстояние. Сумма всех энергии представляет собой полную энергию атома.

СЭ: энергия атома при присоединении электрона к свободному нейтральному атому(эл занимает нижнюю орбиталь с соблюд правила Гунда)

ЭО: сумма ЭИ и СЭ. Чем больше эо, тем легче превратить атом в заряженный ион.

3. Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней. Орбиталь: правила Клечковского. Проскоки электронов. Семейства электронов.

Правила Клечковского:

1) заполнение электронами уровней и подуровней идет от (n+l) меньших к (n+l) большим

2) если сумма (n+l) одинакова для различных подуровней, то заполнение протекает в напр увеличения главного кв числа n

Система элементов Менделеева отражает заполнение электронами соотв уровней и подуровней всех элементов.

4. Основные виды хим связи. Ионная связь.

Виды хим связи: ионная, ковалентная, донорно-акцепторная, металлическая, водородная

Ионная связь возникает у атомов сильно отличающихся по электроотрицательности.

Ионная связь характерна числом, которое показывает какое количество частиц нах вблизи иона.

Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую темп плавления и кипения.

5. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Возбужденное состояние атомов. Энергия связей.

Ковалентная связь возникает между атомами не значительно отличающимися по энергии сродства.

Основные положения МВС: (мол-ла состоит из атомов)

-хим связь образуется парой электронов с прот списками

-число связей образуемыми данными атомами соотв числу неспаренных электронов в осн и спар состояниях

-напр в валентности определяется в ортогональной орбитали

-аддитивность энергии связи и других св-в мол-л явл следствием локализ. между двумя атомами

-валентно насыщенные мол-лы могут образовывать хим соед за счет донорно-акцепторн взаимодейств

Энергия связи в двухатомной мол-ле равна энергии диссоциации этой мол-лы на два свободных невозбужденных атома или энергии образования мол-лы из двух свободн невозб атомов

6. Полярная связь. Водородная связь. Аномальные св-ва воды. Межмолекулярное взаимодействие.

Водородная связь: осуществл между полож поляриз атомом водорода, хим связанным в одной мол-ле и отриц поляриз небол атомом: кислородом, фтором, азотом, принадл др мол-ле. Это обусл св-вами поляриз водорода – его малым размером и отсутствием внутр электронных слоев

Аномальные св-ва воды:

Благодаря полярности в воде образуются ассоциаты

Межмол взаимодействие: между валентно насыщенными мол-лами действуют силы притяжения и отталкивания

-межмол взаим между одноим атомами А-А В-В(силы когезии)

-межмол взаим между разными атомами А-В(силы адгезии)

Соотн сил когезии и адгезии опред агрегатное сост вещ-ва

Силы межмол взаимодействия:

1) сила отталкивания

2) притяжение: дисперсионные, ориентационные, индукционные

б) одна мол-ла неполярна

в) обе мол-лы неполярны

7. Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения.

Сущ соед. 1го порядка: FeCl3,AgCl,HCl

Соед. Высшего порядка возникают за счет соед. 1го порядка благодаря донорно-акцепторной связи.

В круглых скобках обозначаются лиганды или полярн мол-лы, в квадратных – внутренняя сфера, а снаружи внешняя сфера

Координационное число – число, которое указывает сколько лигандов связано с комплексообразователем. (1-9,12)

Внутри квадр скобок связь донорно-акцепторная, вне сферы как ионная так и ковалентная

8. Основные агрегатные состояния вещ-ва. Дальний и ближний порядок. Р-Т диаграмма. Твердое, стеклообразное и аморфное состояния.

Основные агрегатные состояния: газ, жидкость, твердое

ОС – линия жидкой фазы

ОА’- кристалл

ОА’’ – линия переохлажденной жидкости (аморфное)

ОА’’’ – отличается от ОА’’ дисперсностью (чем выше степень дисперсности тем выше равновесность пара над ним)

Тв состояния:

1) кристалл (частицы распол упорядоченно)

2) аморфное (стеклообр, частицы распол неупорядоченно)

Стеклообр, аморфн – состояние метастабильное (алмаз, графит)

Графит в аморфном состоянии – сажа

Кристалл – твердое тело, ограниченное гранями

Поликристалл – совокупность монокристаллов (имеет т кипения)

Стеклообразное состояние характеризуется интервалом измягчения

9. Кристалл, монокристалл, поликристаллическое тело. Анизотропия. Закон постоянства междугранных углов. Симметрия. Классификация кристаллов.

Внешн норма кристалла (габитус) опред его внутр строение.

Кристалл – тв тело, ограниченное гранями

Монокристалл– отдельно ограниченный кристалл

Поликристалл – совокупность монокристаллов

Монокристаллы хар-ся анизотропностью, т.е зависимостью св-в от направления в пр-ве, т.к в поликристаллах много кристаллов, напр по разным осям, то анизотропия не проявляется.

З-н постоянства междугранных углов: Кристаллы разных в-в отлич. Внешней формой, габитус может быть различным, но углы между гранями одного и того же в-ва постоянны. Во всех кристаллах данного вещ-ва при данной т и Р углы между соотв. Гранями кристалла постоянны.

Симметрич фигура – фигура, кот будет совмещ сама с собой в результате симм преобр

Операция симметрии – совп точки или части фигуры с др точкой или частью фигуры.

Эл симметрии – воображаемый геометрич элемент с помощью кот выполн опер симметрии

Классификация кристаллов:

1) по симм внешн формы

2) по симм внутр формы

10. Классификация кристаллов по симметрии внутренней структуры. Сингонии. Пространственная и кристаллическая решетки.

Всего выделяют 7 сингоний (от лат со сходными углами)

а) сингония низших порядков (т.к нет оси симметрии порядка выше 2)

б) имеют хотя бы одну ось 3го порядка

Для того чтобы из простейшей решетки получить пространственную с бесконечным периодом, необходимо провести операцию трансляции

11. Сложные пространственные решетки на примере решеток кубической сингонии. Координационное число. Кратность. Базис.

Координационное число – число ближайших соседей.

Кратность – число частиц, приходящихся на элем объем.

Базис – это коорд исходной точки, зная эту точку можно построить любую структуру.

Периодичность – расст между элемент точками (идентичными)

А) решетка кубической сингонии (примитивная р-ячейка) к.ч=6 базис=0,0,0 n=8/8=1 период а

Б) объемно-центрированный куб

К.ч=8 n=8/8+1=2 базис=0,0,0 период ½;½;½

В) гранецентрированный куб

К.ч=12 n=8/8+6/2=1+3-4 базис 0;1/2;1/2

12. Плотность упаковки частиц в кристаллах. Плотнейшие решетки. Междоузлия.

К- коэфф заполнения объема

Мах плотность упаковки = мах коорд числу

Плотнейшая – гексагональная упаковка

7 шаров – верх слоя

3 – нижнего

7 –верхнего

3 – нижнего

13. Типы кристаллических решеток по видам связи. Ионные, атомные и молекулярные решетки. Металлические решетки.

Молекулярные координационные

ионные атомные

ковалентные металлич

Ионные:

NaCl n=8

В узлах находятся ионы

Атомные (ковалентные)

Решетка алмаза (гране-центрированный куб)

Атомы углерода расположены в междоузлиях

Алмаз – неплотно упакованная решетка (плотность 34%)

В решетке графита связь между слоями дисперционная, а в слоях ковалентная ( по мере увелич т происходит разрыв ковалентной связи и увелич проводимость)

Металлические:

В узлах решетки распол положит ионы.

Связь за счет полусвободных электронов

Гранецентр куб – металлич

Молекулярная решетка:

В узлах распол молекулы. Все связи внутри мол-лы насыщены. Связаны силами межмол взаимодействия:

1) если решетки образ неполярными мол-лами (H2,N2,Cl2), то сущ за счет дисперсионных сил

2) если полярны (NH3,H2O,HCl) то дисперс силы и водородные связи

Кроме сил межмол взаимодейств сущ дисперсионные силы и водородная связь.

14. Основные типы кубических структур.

1) примитивная к.ч=6 полоний

2) объемно-центрир. Куб к.ч=8 n=8/8+1=2

W, CsCl

3) гранецентрированный куб к.ч=12 n=8/8+6/2=4

Cu

4) тип NaCl к.ч=6/6 n=8

5) тип куприт Cu2O (гране-центр куб в гранях кот нах атомы O2 ) к.ч=4/2 n=6

6) тип алмаза к.ч=4 n=8

7) тип сфалерита (гране-центр куб Zn в 4х октантах 4 атома S) ZnS

8) тип флюорита CaF2 (гране-центр куб ZnS где все 4 верхних и 4 нижних октантызаняты) к.ч=8/4 n=12

9) гексогонального типа Mg к.ч=12 n=9

15. Реальные кристаллы. Точечные и протяжные дефекты структуры. Влияние дефектов на св-ва твердых тел.

Реальные кристаллы имеют нарушение дальнего порядка, в то время как идеальные имеют правильный дальний порядок. Дефекты относятся к узлу, междоузлию и в целом к элемент ячейке.

Точечны дефекты

1) Шоттки (разветвления)

2) Френкель

3) Структура замещения

4) Структура внедрения

5) Структура вычитания

Если в какой-то из решеток не все узлы заняты, то сущ односторонняя фаза переменного состава

Влияние: меняется тип электропроводности

Степень заполнения узлов хар условиями соединения

2)

3) микрокамерный

4) дислокация (наруш крист плоскостей)

а) краевая

б) винтовая (сдвиг в верхней плоскости)

дислокация влияет на электроотрицательность

16. Стехиометрические законы химии и особенности их применения в кристаллах.

З-н постоянства состава: вещ-во имеет постоянный состав независимо от способа его получения

З-н эквивалентов: в-ва вступ в хим взаимодействие и замещ друг друга в соединениях в весовых кол-вах пропорциональны хим эквивалентам этих вещ-в.

Хим эквивалент – такое весовое кол-во в-ва кот реагирует с 1,008 вес частей Н2 или 8 весовых частей О2

З-н простых кратных отношений: если 2 элемента образ несколько соед, то на одно и то же весовое кол-во одного элемента приходится такие весовые кол-ва др элемента, кот относятся между собой, как простые целые числа.

Если в-во имеет молекул структуру, то все стехиометрические з-ны полностью выполняются. Состав соединения зависит от условий получения. В случае возникновения соед переменного состава, атомы неметаллов занимают междоузлия в кристаллической решетке металла. Степень заполнения междоузлия в кристаллической решетке металла. Степень заполнения междоузлий зависит от давления.

17. Предмет и задача химической термодинамики. Система, фаза, компонент, параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия. Теплота и работа различн процессов.

Термодинамика – наука изучающая переход энергии от одной системы к др частям системы, из одной формы в другую.

-фундаментальная наука о формах существования энергии и ее переходов.

-позволяет определять возможность опред направление протекания самопроизвольной реакции.

Хим термодинамика – занимается термодинамическими процессами происх

Система – конечная область пр-ва с находящимися в ней физическими объектами макроскопич размера, кот могут обмениваться друг с другом энергией и вещ-вом.

Изолир система – система полностью изолированная от внешней среды.

Открытая – обменивается энергией и вещ-вом

Закрытая – обменивается только энергией

Гомогенная – нет раздела между компонентами

Гетерогенная – разделяемая

Фаза – гомогенная часть гетерогенной системы

Компонент – хим соединение, из кот может быть построена любая фаза системы. Под числом компонентов понимается мин кол-во элементов необходимых для образования фазы

Параметры – переменные величины, кот определяют состояние системы. Термодин параметры связаны друг с другом. Изменение одного приводит к изменению других.

интенсивные экстенсивные

не зависят от числа частиц зависят

в системе

Функции состояния – такие термдинам состояния, изм которых описывается начальн и конечным их состоянием и не зависят от пути по которому это состояние изменяется

Функции состояния – 1) внутренняя энергия: энергия пост и вращат движения, энергия ядер атомов и тд, но не включает кинетическую энергию, энергия системы: dU=U2-U1

2) энтальпия (теплосодержание) Н

H=U+PV U=F(V,T), H=F(P,T) dU=(dU/dV)|T*dV+(dU/dT)|V*Dt

Процесс –переход термодинамической системы из одного состояния при воздействии бесконечно малого измен условий окружающей среды.

Процессы

Обратимые необратимые

Процесс, при прохожд кот система

Выйдя из конечного состояния возвращается

В это состояние, не оставляя следов в окр среде

P=const–изобар V=const–изохор T=const–изотерм

Ни теплота ни их изменение не является ф-цией состояния

18. Первое начало термодинамики, теплоемкость( истинная и средняя). Соотн между Cv и Cp для ид газа

1ое начало термодинамики:

-общий запас энергии изолир системы – величина постоянная

-невозможно создание вечного двигателя первого рода, кот совершает работу без затрат энергии

-dU=q-A Изменение внутр энергии системы определяется теплотой, которая поглощается системой, за вычитом работы, которую эта система проводит

-при dU->0 dU=dq-dA

Работа состоит из 2х частей:

1) полезная Ам

2) против сил внешнего давления PdV

dA=dAм+PdV, dU=dq-dAм-PdV, т.е изменение внутренней энергии системы состоит из теплоты, полученной системой, за вычитом работы и работы против внешнего давления.

dq=dU+dAм+PdV

Теплоемкость

Истинная средняя

Отношение бесконечно малого количества тепла к тому изменению температуры, которая вызвала приращение этого тепла

В термодинамике имеют дело с мольной теплоемкостью ( 1 моля)

Связь между мощной теплоемкостью при изобарическом и изохорическом процессах

19. З-н Гесса. Первое и второе следствия из з-на Гесса. Теплота горения и образования вещ-в. Стандартная энтальпия образования вещ-в.

З-н Гесса: тепловой эффект реакции протекающ при P=const или V=const не зависит от пути реакции, а определяется только начальными сост исходных вещ-в и конечными продуктами р-ции.

P=const

V=const

З-е Гесса позволяет не проводя реакции вычисл тепловой эффект.

Следствия:1) тепловой эффект реакции равен разности между теплотами горения исходных вещ-в с теплотой горения продуктов р-ции

Теплота горения – тепловой эффект окисления данного соединения с образованием высших оксидов и соед кислорода высш оксидов с данными элементами

Теплота образования – тепловой эффект р-ции образ 1 моля вещ-ва

Если реакция протекает при нормальных условиях, то теплота образования 1 моля наз стандартной энтальпией образования.

Стандартная энтальпия обр 1моля простого вещ-ва=0

2) Тепловой эффект реакции равен разности между теплотой образования продуктов и теплотой образ исходных вещ-ва

20. Зависимость теплового эффекта процесса от температуры (з-н Кирхгоффа). Точные и приближенные методы расчета dH и dU

Температурный коэф теплового процесса равен изменению теплоемкости происходящей в результате этого процесса.

Интегральный вид:

21.Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Термодинамическая вероятность. Приведенное тепло. Неравенство и тождество Клаузиуса.

2ое начало: Определяет возможность, направление и пределы протекания самопроизвольного процесса. Все реально самопроизв протек процессы приходят к равновесию.

-невозможен самопроизв переход от тела менее нагретого к более нагретому

-невозможно создание вечного двигателя второго рода, кот. превращал бы тепло окр среды в работу

-невозможен процесс единств результатом кот было бы превр тепла в работу

Энтропия (S)– ф-ция состояния – величина, кот хар возможность, напр и пределы самопроизв протек р-ции. В равновесном S=мах

Пусть w-мах число кот можно хар состояние

w-термодинамическая вероятность

w=w1*w2 не аддитивная ф-ция

S=k*ln(w) – аддитивная ф-ция мах при равновес

S12=k*ln(w12)=k*lnw1+k*lnw2=S1+S2 св-во адд.

Для того чтобы связать энтропию тела с тепл хар-ками рассм процесс расширения 1моля газа от V1 до V2 dS=k*ln(w2/w1)

Для 1мол-лы: V2/V1=w2/w1 для 1моля:

dS=k*Na*ln(w2/w1)

Для изотерм процесса процесса 1го моля теплота=работе q=A=RTln(V2/V1)

ln(V2/V1)=q/RT; dS=kNa*q/RT

для необр процессов dS>q/T

для любого изотерм процесса в изол системе dS>q/T dS>dq/T – приведенное тепло

dU=dq-dA=dq-PdV

TdS>dU+PdV нер-во Клаузиуса

22. Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельмгольца. Связанная энергия. Условия самопроизв протекания при постоянстве P и T и V и T. Зависимость ф-ции G и F от температуры. Энтропия одного моля ид газа.

23. Константы равновесия гомогенных и гетерогенных реакций. Различные способы выражения константы равновесия. Соотношение между константами равновесия.

Простейшая газовая р-ция

A+2B->3D dG=0

* dGp=3Gd-2Gb-Ga=0 dG>0 <-- ; dG<0 -->

Парциальное давление компонентов Pa Pb Pd

Подставим * в G=F+PV:

Отношение парциального давления продуктов р-ции к порц давлению исх вещ-в назыв константой равновесия реакции

Если участники р-ции не газы, а жидкости, то

Гидрогенная система

24.Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии. Изобара и изохора хим р-ции.

Введем систему в сосотояние равновесия:

25.Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчет абсолютного значения энтропии. Понятие вырождения ид газа.

В результате температ исследований Нернст установил, что при T->0 Кельвина, энтропия всякой системы не зависит от термодинамических параметров системы

Следствие: недостиж абсолютного 0 температур

Эксперимент: адиабат расширение (Т | ), изотерм сжатие (S | ) T->0 энтропия перестает изменяться

Состояние с энтропией=0 недостижимо, недостижимо и 0 к

Постулат Планка:

При абсолютном 0 энтропия правильно образованного кристалла простого вещ-ва или соединения в чистом состоянии=0, при любом др состоянии в-ва энтропия его больше 0

Понятие вырожденного идеального газа:

Вырождение:в изотерм процессе при T=0k

А при T->0 S -> не к const, а к

dS=dq/T

dG=dH-TdS

Вблизи 0к все р-ции кот проходят в конденсир средах не сопровождаются изменением энтропии.

26.Метод расчета термодинамических ф-ции и констант равновесия.

Энтропийный метод:

Пусть дана Т для р-ции А+2В=3Д

Сначала выпис табл термохимические данные:

1) стандартн энтальпия образования

2) энтропии участников р-ции

3) теплоемкости

4) если есть фазовые превращения, то

Считаем изменение энтальпии р-ции в стандартных условиях. Считаем изменение энтрапии.

Получ значение подставляем в ур-е Гиббса-Гельмгольца

Из ур-я изотермы р-ции в стандартн условиях

27.Физико-химический анализ, его сущность. Правило фаз. Диаграмма состояния воды.

Физико-хим анализ-раздел химии, кот занимается изучением отношений между составом и измеряемыми св-вами равновесных систем. Суть заключается в построении диаграмм состояния

(св-во, состав)

Правило фаз Гиббса:

С=к-ф+п, с-число степеней свободы, к-компонент, ф-фазы, п – параметры

С- вариабельность системы, т.е число независимых друг от друга факторов, равновесие кот можно произвольно менять не нарушая равновесия системы.

К-индивидуальность в-ва, способность существ в изолированном виде и определяет состав систем.

N2+3H2->2NH3 – компонентов 3, независ комп 2

П-(кол-во) Р,Т

Пример: NaCl в р-ре. Определить мах число фаз= мин числу степеней свободы.

С=2-ф+2 Смин=0 -> ф=4 (лед, пар, осадок, р-р)

Диаграмма состояния воды (показывает в каких состояниях находится система в зависимости от параметра)

В точке O тройная точка воды Т=0,01с, р=4,6 мм рт ст все фазы находятся в равновесии

Для (.) L число степеней свободы с=1-1+2=2

(.) N c=1-2+2=1

(.) O c=1-3+2=0

O – точка нонвариантного равновесия

OB – равнов между испарением и конденсацией

28. Термографический анализ: кривые нагревания и охлаждения. Принципы построения диаграмм плавкости.

Термографический анализ – снятие кривых нагревания и хлаждения разл в-в (частный вид диаграмм)

Фазовая диаграмма – графич отображение термодин системы в координатных составл – температура.

2 принципа построения Булдакова:

1) Принцип непрерывности: при непрерывн изменении параметров определяется состояние системы. Св-ва отдельных фаз изменяются также непрерывно. Св-ва системы в целом изменяются линейно до тех пор пока не меняется число фаз или природа фаз. При исчезновении старых фаз или появл новых св-ва системы изменяются скачкообразно.

2) принцип соответствия: на фазовой диаграмме каждому комплекту фаз и каждой фазе в отдельности соотв свой геометрич образ: плоскость, линия, точка

29. Диаграмма плавкости бинарной системы с эвтектикой. Правило рычага.

Для бинарной или 2х компонентной системы, на равновесие в кот из внешних факторов оказывают влияние только давление и температура, правило фаз Гиббса выражается ур-ем с=4-ф

Следовательно в бинарной системе число фаз, нах в равновесии не может быть больше четырех,

А мах число независимых параметров системы=3: давление, температура, концентрация одного из компонентов.

При выборе параметров (Р,Т,х) сост сист можно рассмотреть в 3х мерном пр-ве. Но чаще используют 2х пространство в координатах:

Темп состав – или давл состав при P=const, T=const, соответственно

Правило рычага: позволяет подсчитать для данного сплава при заданной температуре соотношенеи по массе жидких и твердых равновесных фаз

Ликвидус – геом полож точек начала кристаллизации

Солидус – геом полож точек окончания кристаллизации

30. Диаграмма плавкости бинарной системы с неограниченными твердыми р-рами. Ликвация, отжиг. Правило рычага.

Ликвация: более твердоплавкие сплавы в слитке снаружи, а более легкоплавкие внутри. Для устранения ликвации проводят отжиг

Отжиг – нагрев слитка до температуры солидуса в течение какого-то времени (10 часов). За это время диффузия выравнивает состав слитка по сечению.

Ликвидус – геом полож точек начала кристаллизации

Солидус – геом полож точек окончания кристаллизации

Ликвидус и Солидус изобр состав равновесных фаз в разных сплавах в интервале их кристаллизации. Линии ликвидуса и солидуса разделили диаграмму на 3 части: выше линии ликвидуса находится однофазное поле жидкого сотояния, ниже – однородное твердое состояние, среднее поле – область сосуществования двух фаз – жидкости и твердого р-ра. Сплавы этих типов коррозионостойкие, пластичные. Характерной особенностью подобных сплавов является возникающая при затвердевании неоднор состава слитка по сечению – ликвация

Правило рычага: позволяет подсчитать для данного сплава при заданной температуре соотношенеи по массе жидких и твердых равновесных фаз

33.Истинная и средняя скорость хим реакции. Закон действующих масс. Активные мол-лы. Физический смысл константы скорости.

Истинная скорость:

Средняя скорость:

Гомогенная р-ция – протекает во всем объеме системы.

Гетерогенная – на границе 2х фаз.

Закон действующих масс:

Влияет: 1) природа реагир вещ-в

2) концентрация

3) температура

4) катализатор

к-константа скорости, определяет влияние природы реагирующих вещ-в на скорость реакции.

Среди мол-л всегда имеются активные, т.е обладающие в момент столкновения большей энергией, только при столкн этих мол-л происходит хим взаимодействие, другие же мол-лы расходятся после столкновения неизменными.

34. Молекулярность и порядок реакции. Интегрирование уравнения реакции первого и второго порядка. Период полураспада.

Молекулярность – число частиц, одновременное соударение которых приводит к фазе хим реакции

Период полураспада – время, за которое концентрация убывает в 2 раза.

35.Классификация реакций по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции. Связь константы равновесия с константой скорости.

Классификация:

1) изолированная – р-ция в результате которой получается один и тот же продукт реакции

2) параллельные – протекают в 2х и более направлениях

3) сопряженные

4) последовательные

5) обратимые

6) необратимые

7) колебательные

Связь констант равновесия и скорости

Реакция называется обратимой, если при достижении равновесия в смеси будут находиться сравнимые кол-ва исходных и конечных вещ-в

Реакция называется обратной, если концентр исх вещ-в можно практически пренебречь.

k1>>k2, т.е скорости прямой и обратной реакций несоизмеримы.

36. Зависимость скорости от температуры. Правило Вант-Гоффа. Эмпирическое уравнение Аррениуса, аналитический вывод этого уравнения. Физический смысл энергии активации. Графический и аналитический расчеты энергии активации.

Правило Вант-Гоффа: При увеличении температуры на 10 скорость р-ции возрастает в 2-4 раза. j=2-4 – темп коэф скорости р-ции

При увеличении температуры возрастает концентр активных мол-л. Константа скорости р-ции отвечает ур-нию Аррениуса:

Энергия активации – некоторое избыточное количество энергии необходимое для вступления мол-л в реакцию

37. Принцип Ле-Шателье (принцип подвижного равновесия). Разобрать на конкретных примерах.

Если на сист, нах в истинном химическом равновесии оказывают воздействие из вне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении той реакции, протекание кот ослабляет эффект произведенного действия.

1) Влияние температуры (в сторону процесса, кот сопровождает поглощ тепла)

a) 2SO2+O2->2SO3+Q

с ростом Т увеличивается распад SO3, равнов смещается вправо

б) 3H2+N2->2NH3+92,34кДж с повышением Т равновесие смещается в сторону разложения аммиака на H2 и N2

2) Влияние давления ( заметное влияние только на газовые сист, т.к с измен объема резко измен концентрация)

2SO2+O2->2SO3 с ростом давления равновесие смещается вправо

3) Влияние концентрации (если ввести кол-во какого-либо вещ-ва, участв в реакции, равновесие сместится в сторону уменьшения концентрации этого вещ-ва)

CH4+2H2O->CO2+4H2 если добавить метан, то ускоряется прямая р-ция, что приведет к увеличению продуктов р-ции CO2 и Н2 и уменьшение концентрации водяного пара, т.е равн смещ вправо

38. Кинетика гетерогенных р-ций. Многостадийность. Диффузионная и кинетическая области протекания процесса: з-ны Фика. Скорость растворения твердого тела в жидкости.

Гетерогенные реакции протекают на межфазной границе.

Стадии гетерогенной реакции:

1) Подвод в-ва к гетерогранице. Определяется законами диффузии.

2) Химич превращение (опр законами хим кинетики)

3) Отвод продуктов р-ции от межфазной границы.

Стадии протекают последовательно, скорость определяется самой медлен стадией (лимитирующей). При низких температурах наиб медл 2ая стадия, а при более высокой 1ая и 3я

З-ны Фика:

1. Определяет связь между величиной потока в-ва и градиентом концентрации. Изменение кол-ва в-ва dm=-dc/dx dc – изменение концентрации

dm=-DSdc/dx*dt, где D коэф диффузии.

Jj=-DCgradx концентрация и температура зависит от координат

2. Процесс накопления частиц, атомов, мол-л диффузирующих в локлизованном объеме зависит не только от координат, но и от времени.

dc/dt=D*dc/dx’2

39. Явление катализа. Механизм гомогенного и гетерогенного катализа.

Катализ – ускорение хим р-ции в присутствии катализатора

Гомогенный гетерогенный

Кисл-осн окисл-восст кисл-осн окисл-восст

Ферментный

Каталитический цикл:

1) Взаимодейств катализатора с мол-лой реагента

2) Образов промежут соединения

3) Распад пром соед с образов продуктов р-ции

Гомогенный катализ происходит за счет изм строения мол-л

Автокатализ – ускорение р-ции под действием продукта превр, т.к концентр катализ в процессе р-ции в начале высока, а скорость вначале невелика, но затем возрастает за счет снижения концентр реагирующих вещ-в

Колеб р-ции – р-ции в кот наблюд периодич изменение концентрации промежуточного в-ва

Ферменты (белки) – обладают высокой активностью

Гетерогенный катализ

Работает не вся поверхность, а только активные центры.