12. Скорость хим р-ции(с.Х.Р.). Катализ.

С.х.р.-назыв кол-во в-ва прореагировавшего в ед времени в ед объёма. При обсуждении механизма р-ции принято различать их по молекулярности(мономолекулярные - р-ции, в которых Эл ат представляют собой хим превращ одной мол; бимол – р-ции//CH₈->2(H₂C=H₂C)//, в которых 2 мол активно сталкиваются//H₂+I₂=2HI//; 3-мол – р-ции протекающие при одновременном столкновении 3 мол//2NO+O₂=2NO₂//). Скорость хим р-ции зависит:1)от природы в-в;2) от условий, в которых это р-ция протекает(катализатор). В р-цию могут вступать только те в-ва, которые переваливают за эн барьер. Закон Ван-Гоффа: при повышении тем-ры на каждые 10^о скорость р-ции увел в 2-4 раза. Если тем-ра одинакова, то чем меньше пот барьер, тем быстрее идёт р-ция. Количественно между скоростью р-ции и концентрацией закон действ масс: скор хим р-ции при t=const, прямо пропорц произвед концентр реагир в-в//U₊=k₁[H₂][I₂];U_-=k₂[HI]²;nA+mB->C;V=k[A]ⁿ[B]^m// Закон действ масс применим только для гомогенных систем, в гетерогенных более сложные процессы. Катализатор – в-во изменяющее скор хим р-ции, но сам при этом не расходуется. Ускорение р-ции под действием катализатора-катализ. Если реаг в-ва и К наход в одном агр сост, то гомогенный. К обладает избирательностью. Каталитические яды - в-в резко уменьшающие эф катализа.

3. Распределение эл в ат.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d  4f < 6p < 7s.

Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

13. Химическое равновесие

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB « pC + dD константа равновесия равна

K = K₁ / K₂ = ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ)

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.