18. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Влияние концентраций реагирующих веществ. Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (основной закон химической кинетики).

ϑ= kc_Ac_B

c_A ,c_B – концентрации веществ

k- коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентрации.

Влияние температуры. Правило Вант – Гоффа: при повышении температуры на каждые 10^о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Катализаторами называют вещества, изменяющие скорость химической реакции. Одни катализаторы сильно ускоряют реакцию –положительный катализ, другие- замедляют- отрицательный катализ. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.

19. Химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны между собой. Переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому, называется сдвигом химического равновесия. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое- либо внешнее воздействие (изменяется температура, концентрация, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположенных реакций, которая уменьшает воздействие.

20. Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия. По агрегатному состоянию растворы бывают жидкие, твердые и газообразные.

Массовая доля растворенного вещества- это безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора, т.е:

ω_В= m_B/m

Молярная концентрация - это величина, равная отношению количества растворенного вещества к объему раствора, т.е:

С(х)= n(x)/V

Насыщенным называется такой раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

В ненасыщенном растворе содержится меньше вещества, а в перенасыщенном - больше, чем в насыщенном.

21. Водоро́дный показа́тель, pH— мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр:

рН = - lg [H⁺]

Так как при 25 °C (стандартных условиях)[H+] · [OH−] = 10−14, то понятно, что при этой температуре pH + pOH = 14.

Так как в кислых растворах [H+] > 10−7, то pH кислых растворов pH < 7, аналогично pH щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7. При более высоких температурах константа электролитической диссоциации воды повышается, соответственно увеличивается ионное произведение воды, поэтому нейтральной оказывается pH < 7 (что соответствует одновременно возросшим концентрациям как H+, так и OH−); при понижении температуры, напротив, нейтральная pH возрастает. Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используются кислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды. К наиболее известным индикаторам принадлежат лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый (метилоранж) и другие. Индикаторы способны существовать в двух по-разному окрашенных формах — либо в кислотной, либо в основной. Изменение цвета каждого индикатора происходит в своём интервале кислотности, обычно составляющем 1—2 единицы.

22. Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Солями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Двух – и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

Первая ступень H₃PO₄↔H⁺+H₂PO₄^-

Вторая ступень H₂PO₄^-↔ H⁺+HPO₄^-

Третья ступень HPO₄^-↔ H⁺ + PO₄^-

23. Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид- ионы.

24. Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнение этих реакций - ионными уравнениями.

Рассмотрим пример:

Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

FeCI₃ +3NaOH = Fe(OH)₃ +3 NaCI

Напишем это же уравнение в ионном виде (ионное уравнение):

Fe³⁺ + 3CI^- + 3Na⁺+ 3OH^- = Fe(OH)₃ + 3Na⁺ +3CI^-

Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы и получим сокращенное ионное уравнение:

Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃

4 условия необратимости ионных реакций:

1. Реакция с образованием осадков.

2. Реакции с образованием газообразных малорастворимых веществ.

3. Реакции с образованием малодиссоциирующих веществ (слабых электролитов)

4. Реакции с образованием комплексных соединений (ионов).

25. Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом соли.