зачет

Б15.проскок электрона. Проскоком электрона называется переход одного и 2-х s-электронов с внешнего электр.уровня с s-подуровня на предыдущий эл.уровень на d- или f- подуровень.если в результате проскока электрона происходит полное заполнение d- подуровня, то химическая активность сильно снижается и такие металлы располагаются в ряду напряжения после водорода. Если в результате проскока электрона d-подуровень заполняется электронами на половину , то такие атомы обладают средним уровнем активности. К ним относят элементы 4 группы.

Спектрохимический ряд лигандов. По величине энергии расщепления лиганды располагаются в следующем порядке: СО,CN¯ (сильное поле)>этилендиамин(Еn)>NH₃>SCN¯(среднее поле)>H₂O>OH¯>F¯>CL¯>Br¯>I¯(слабое поле) . В начале этого поля находятся лиганды создающие сильное поле, в конце – создающие слабое поле. Электроны центрального иона распределяются по d орбиталям так, чтобы образовалась система с минимальной энергией. Это может быть достигнуто двумя способами: размещением электронов на dе орбиталях, отвечающих более низкой энергии, или равномерным распределением их по всем d орбиталям в соответствии с правилом Хунда. Константы нестойкости для различных комплексных ионов весьма различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем меньше концентрация продуктов распада,т.е. чем устойчивее комплекс,тем меньше его константа нестойкости.

Б16. Энергия и размер орбитали и электронного облака характеризуется главным квантовым числом – n. Совокупность орбиталей, которые имеют одинаковое значении главного квантового числа – это энергетический уровень. Совокупность электронов , которые находятся на одном энергетическом уровне . эл. Слой. Форма орбиталей и облаков характеризуется побочным (орбитальным) квантовым числом l. Энергетический подуровень – совокупность орбиталей .которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного квантового числа (n) и одинаковые значения побочного квантового числа. Число подуровней на уровне тоже равно главному квантовому числу. Магнитное квантовое число m характеризует направление орбиталей (электронных облаков) в пространстве. Электрон характеризуется спиновым квантовым числом.

Основные положения координационной теории Вернера. Согласно коорд.теор. в молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, заниманет центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом. Вокруг него в непосредственной близости расположено(координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами (аддендами) и образующихвнутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих центральный ион. Называется координационным числом.

Б17. принцип паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыи набором всех четырех квантовых чисел. Правило гунда. Суммарный спин в подуровне всегда должен быть максимальным. Правило клечковского. Подуровни заполняются электронами в направлении увеличения суммы n+l. Второе правило клечковского. Если для каких либо подуровней суммы n+l одинаковы, то первым заполняется подуровень меньшим значением н.

Классификация и номенклатура Кс: 1) по характеру электрического заряда: а) катионные комплексы (вокруг нейтральные молекулы: Н₂О – акво, NH₃ – амин) пример (AL(H₂O)₆) CL₃ трихлор гексоаква алюминия; (Zn(NH₃)₄)Cl₂ хлорид тетроамин цинка (2); б) анионные комплексы – когда вокруг корд. Лиганды «-« анионы. – заряд отражается в названии добавлением суффикса –ат.: K₃[Fe(CN)₆] гексоцианоферрат (3) калия; K₂[Zn(Cl)₄] тетрахлорцинкат (2) калия. в) сильный к. – соединения в которых йон комплексообразователя – сильнополяризованный атом, сильно ЭО элемент (F,O,N и др.), а + поляриз. Атомы Н в качестве лигандов: NH₃⁺ , H₃O⁺(оксоний), FH₂⁺(фтороний); г)нейтральные комплексы- образуются когда вокруг корд. 1) молекулы,2) одновременно и – ионы и молекулы ( без внешней координационной сферы): примеры: [Ni(Co)₄] – тетракарбонил никеля; [Cr(C₆H₆)₂] – дибензол хром, [Pt(NH₃)₂Co₂] – дихлор диамин платина (2). 2) По природе лигандов: а) аммиакаты – кс, когда вокруг амин комплексы (аммиак) : [Cu(NH₃)₄]Cl₂ - дихлор тетроамин меди (хлорид тетроамин меди); б)аквакомплексы – координируется вода [Cr(H₂O)₆]Cl₃ - трихлорид гексааква хрома (хлорид гесааква хрома); в) ацидокомплексы – вокруг анионы кислотных остатков(хлора, циано, гидроксо и т.д.).

Б18. Периодический закон и периодическая система Менделеева в свете квантовой теории строения атома: свойства элементов и их однотипных соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов. В основе теории строения атома лежит понятие о двойственности природы микрообьектов (в том числе и электронов) – они могут проявлять себя как частицы и как волны. Как частица- электрон обладает массой и зарядом,как волна – способен к интерференции и дифракции.

Б19. Структура периодической системы Менделеева: 1) строение внешней оболочки атома является периодической функцией зарядового числа атома Z ; 2) химические свойства электрона находится в периодической зависимости от заряда ядра; 3) номер периода = главному квантовому числу n энергетического уровня внешнего n - орбиталей, заполняемых в этом периоде; 4) число элементов в периоде ,т.е. его длина, равна удвоенному числу внешних квантовых ячеек (орбиталей), заполняемых в этом периоде; 5) в одну группу периодической системы входят элементы с однотипной электронной конфигурацией внешней оболочки атома. S-блок. Обьединяет 2 группы. 1А-щелочных и 2А щелочно-земельных металлов. В качестве валентных выступают электроны s-орбталей. Поэтому элементы этих групп называют s-элементами. D-блок обьединяет 8 групп 3Б-8Б, 1Б, 2Б комлексообразующих переходных элементов. Валентными, как правило, являются электроны s- и d-орбиталей. Элементы этих групп наз. D-элементами. P-блок обьединяет 6 групп: 3А-8А неметаллов, амфотерных и благородных элементов. Поскольку валентным являются электроны p-орбиталей, элементы этих групп-p-элементы. Элементы, атомы которых завершают заполнение электронной оболочки на f-подгруппы, называют f-элементами. Это свойство лантаноидов и актиноидов.

Б20. Периодические свойства элементов(радиус атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, ЭО) их изменение в группах и периодах. Пр движении по периоду таблицы слева направо радиус атомов уменьшается, а энергия ионизации увеличивается. С увеличением номера элемента (заряда ядра) в группе атомнй радиус увеличивается, а энергия ионизации падает. В периоде с увеличением заряда ядра ЭО возрастает, в группе ЭО уменьшается. Энергия, выделяющаяся при присоединении к свободному атому назыв.сродством атома. Сродство к электрону атомов металлов как правило близко к 0 или отрицательно, для атомов металлов присоединение энергетически невыгодно. Сродство к атомов неметаллов всегда положительно, это свидетельствует об усилении неметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

ОВП в биологии и медицине. В организме человека 5гр. Железа. Большая его часть содержится в гемоглобине крови (70%). В связанной форме оно содержится в некоторых белках, которые выполняют в организме роль переносчиков железа.В митохондриях окисление происходит в результате переноса электронов от органических субстратов – интермедиатов на элементарный кислород который при этом восстанавливается до воды.1/2 О2+2Н⁺+2ê→H₂O. В дыхательную сеть митохондрий входят различные

Б21. Основные положения координационной теории Вернера. Согласно коорд.теор. в молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, заниманет центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом. Вокруг него в непосредственной близости расположено(координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами (аддендами) и образующихвнутреннюю координационную сферу соединения. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу. Число лигандов, окружающих центральный ион. Называется координационным числом.

Определение эквивалентов окислителей и вост. Влияние среды. - молярная масса эквивалента (гр/моль). – фактор эквивалентности. = для ОВР Z=е (электронов) отданных /принятых. Э = ; - восстанов. стандарт ОВП. Чем больше потенциал, тем сильнее окислитель.Чем меньше потенциал, тем сильней восстановитель.Разность потенциалов о. и в. Называется электродвижущей силой. (ЭДС). E̊=φ̊ок-φ̊вост. Частица в окислительно-восстано­вительных реакциях где ne  – число электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления. Ион где z – заряд иона

Б22. Классификация и номенклатура Кс: 1) по характеру электрического заряда: а) катионные комплексы (вокруг нейтральные молекулы: Н₂О – акво, NH₃ – амин) пример (AL(H₂O)₆) CL₃ трихлор гексоаква алюминия; (Zn(NH₃)₄)Cl₂ хлорид тетроамин цинка (2); б) анионные комплексы – когда вокруг корд. Лиганды «-« анионы. – заряд отражается в названии добавлением суффикса –ат.: K₃[Fe(CN)₆] гексоцианоферрат (3) калия; K₂[Zn(Cl)₄] тетрахлорцинкат (2) калия. в) сильный к. – соединения в которых йон комплексообразователя – сильнополяризованный атом, сильно ЭО элемент (F,O,N и др.), а + поляриз. Атомы Н в качестве лигандов: NH₃⁺ , H₃O⁺(оксоний), FH₂⁺(фтороний); г)нейтральные комплексы- образуются когда вокруг корд. 1) молекулы,2) одновременно и – ионы и молекулы ( без внешней координационной сферы): примеры: [Ni(Co)₄] – тетракарбонил никеля; [Cr(C₆H₆)₂] – дибензол хром, [Pt(NH₃)₂Co₂] – дихлор диамин платина (2). 2) По природе лигандов: а) аммиакаты – кс, когда вокруг амин комплексы (аммиак) : [Cu(NH₃)₄]Cl₂ - дихлор тетроамин меди (хлорид тетроамин меди); б)аквакомплексы – координируется вода [Cr(H₂O)₆]Cl₃ - трихлорид гексааква хрома (хлорид гесааква хрома); в) ацидокомплексы – вокруг анионы кислотных остатков(хлора, циано, гидроксо и т.д.).

При составлении ОВР необходимо учитывать , что характер (кислотность) среды может оказывать сильное влияние на течение ОВР и на ее продукты. Например перманганат ион в кислой среде восстанавливается до Mn²⁺, а в нейтральной среде он восстанавливается до MnO₂, а в щелочной восстановление идет до иона MnO₄²¯, т.е. в щелочной среде Mn способен принять только один электрон, восстанавливаясь от +7 до +6. Очень важно учитывать, в какой среде проводится ОВР, если в ней участвует H₂O₂, который может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. В некоторых случаях изменение характера среды может привести к изменению направления реакции на противоположное: 3I₂+3H₂О щелочная среда→←кислая среда HIO₃+5HI.

Б23. Хелатные кс, природа их лигандов, природные и внутрикомплексные соединения (гемоглобин крови, хлорофилл, витамин В12). Хелатные соединения отличаются особой прочностью. Т.к. центральный

атом в них как бы блокирован циклическим лигандом. Наибольшей устойчивостью обладают хелаты с пяти и шестичленными циклами. Например комплексный катион пишется так : Cu²⁺ . По внешнему сродству подобные соединения называются хелатные. Биоорганрические молекулы могут содержать большое число донорных атомов. Такие молекулы являются полидентантными лигандами. К ним относят в первую очередь белки и нуклеиновые кислоты. Если в комплексном соединении используются активные центры Fe²⁺ или Cu⁺образуются активные центры гемоглобина и гемоцианина. Независимо от дентантности лиганда природа химической связи и строение комплекса определяются донорными атомами. Комплексы жира и кобальта входят в состав бионеорганических соединений гемоглобина, каталазы, цитохромов, витамина В12. Дефицит этих веществ в организме человека приводит к серьезным заболеваниям.

ОВ потенциалы. Определение направления протекания реакции. ОВП – мера способности вещества присоединять электроны. Направление овп можно определить: 1) по величине овп (реакция идет в сторону более слабого окислителя.2) по изменению энергии Гибса : ∆G≠O - самопроизвольное протекание; ∆G>O – самопрот. Невозможно; ∆G=O – химическое равновесие. 3) степ. Протекания можно определить с помощью ∆G=-RTInk.

Б24. Природа химической связи в КС. Образование химической связи в кс может быть рассмотрен как с позиции метода ВС, так и на основе метода МО. Согласно методу ВС, при взаимодействии с лигандом происходит возбуждение центрального атома или иона и гибридизации его орбиталей.

Метод полуреакций. KMnO₄ в разных средах. Реакции с K₂Cr₂O₇. 1.1)2KMnO₄+5KNO₂+3H₂SO₄→2MnSO₄+K₂SO₄+5KNO₃+3H₂O 1.2) MnO₄⁻+8H⁺+5e→Mn⁺²+4H₂O (*2) 1.3)NO₂⁻+H₂O-2e→NO₃⁻+2H⁺ (*5) 1.4) 2MnO₄⁻+16H⁺+5NO₂⁻+5H₂O→2Mn⁺²+8H₂O+5NO₃⁻+10H⁺ 2.1)2KMnO₄+KN0₂+2KOH→2K₂Mn0₄+KN0₃+H₂0 2.2)K⁺+Mn0₄⁻+K⁺+OH⁻→2K⁺+Mn0₄²⁻+K⁺+N0₃⁻+H₂O 2.3)Mn0₄⁻+1e→Mn0₄²⁻ (*2) 2.4)NO₂⁻+2OH⁻-2e→N0₃⁻+H₂O (*1) 2.5)2MnO₄+N0₂⁻+2OH⁻→2MnO₄⁻+NO₃⁻+H₂O 3.1) 2KMnO₄+3KN0₂+H₂O→2MnO₂+3KN0₃+2KOH 3.2)MnO₄⁻+2H₂O+3e→MnO₂⁰+4OH⁻ (*2) 3.3) NO₂⁻+H₂O-2e→NO₃⁻+2H⁺ (*3) 3.3) 2MnO₄+4H₂O+3NO₂⁻+3H₂O→2MnO₂⁰+2OH⁻+33NO₃⁻+6H⁺ 4.1)K₂Cr₂O₇+6KJ+7H₂SO₄→3J₂+Cr₂(SO₄)₃+4K₂SO₄+7H₂O 4.2)2J⁻-2e→J₂⁰ (*3) 4.3)Cr₂O₇²⁻+14H⁺+6e→2Cr₂³⁺+7H₂O (*1) 4.4)6J⁻+ Cr₂O₇+14 Н⁺→3J₂⁰+2Cr³⁺+7H₂O 5) K₂Cr₂O₇+ K₂S+H₂O→S+Cr(OH)₃+KOH 6) K₂Cr₂O₇+10 KOH+3SO₂+H₂O→2K³[Cr(OH)₆]+3K₂SO₄

Б25. Устойчивость комплексных соединений в растворах. Константы нестойкости и устойчивости. Из природы хим.связей известно, что частицы связаны ионогенно. А комплесообразователь с лигандами связан электростатическими силами. Для определения устойчивости или прочности комплексов MLn изучают обратимую по направлению реакцию образования этого комплекса. M+nL↔MLn . Определяемая на основе ЗДМ константа этого равновесия называется констатой устойчивости

Окислительно восстановительная двойственность - способность вещества вступать в реакции как с окислителем, так и с восстановителем.1)H₂O₂+2H⁺+2ê2H₂O; 2)H₂O₂+2ê2OHˉ 3) H₂O₂ - 2e→ O₂+2H+-вос-ль в реакциях с более сильными ок-лями (KMnO₄ (NH4)2S2O8). H₂O₂ в медицине применяется как антисептик,при обработке ран. H₂O₂ в организме ращепляется под действием фермента пероксидазы.

Б26. Сильные окислительные свойства KMnO₄ объясняются эо его атома. Окислители могут быть те соединения металлов в которых со велика (+7). KMnO₄ (в кислой Mn+2 )KMnO₄ (в щелочной K2 MnO4) KMnO₄ (в нейтральной MnO2 ).Раствор KMnO₄ в медицине применяется в качестве антисептика, при обработке ран.

Б27. Химическая связь, длина связи валентный угол. Молекулы – наименьшие частицы в-ва, которые состоят из 2 и более атомов и определяют химические свойства вещества. Валентность – способность атома присоединять определенное число других атомов с образованием молекулы. Химическая связь – совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу. Длина химической связи – величина, измеряемая расстоянием между ядрами связываемых атомов. Ориентация химических свойств- величина, измеряемая углом между направлениями связей данного атома с соседними атомами молекулы. Угол - валентный.

Типы ок- вост. Реакций. 4 типа О-В реакций: 1) межмолекулярные – О. и В. Входят в состав разных веществ: Н₂+CuO→Cu+H₂O . 2) внутримолекулярные – О. и В. Разные но входят в состав одного вещества: 2NaNO₃→2NaNO₂+O₂. 3)диспропорционирования – один и тот же элемент является и О. и В.: Cl₂+H₂O→Cl+HClO. 4) конмутация- из разных веществ в одно. S+2H₂SO₄→3SO₂+2H₂O

Б28. Механизм образования ковалентной связи: химическая связь между 2 атомами возникает в результате перекрывания внешних атомных орбиталей путем обобщения (обмена) двух электронов, находящихся на этих орбиталях. Химическую связь между атомами, возникающую согласно методу валентных связей (Вс), путем перекрывания атомных орбиталей и обобщения электронной пары. Называют ковалентной. ↑↓+↑↓ → ↑↓ ; ОFO + OFO →OFOFO.

Окислители и восст. Прост. И сложные в-ва. Процессы окисления и восстановления. Окислитель- принимает Е, понижает СО(галогены О2 О3 KMnO4 K2Cr2O7 H2SO4 HNO3). Восстановитель – отдает Е, повышает с.о.(Me CO H2S H2SO3 HCl FeS4) окисление – процесс отдачи Е. Восстановление – процесс принятия Е. Простые из атомов 1 хим.элем. сложные из атомов разных хим.элем.

Б29. Донорно – акцепторный механизм – механизм образования ковалентной связи за счет электроноой пары одного атома(донора) и свободной орбитали др.атома(акцептора) (NH₃,H₂): Н·+·Н→Н:Н; Н₃N:+ Н+→NН₄⁺ ; H2O+ Н+→H3O+

Обратимые процессы. Условия смещения равновесия. Ле шателье: Внешние воздействия на систему находящейся в состоянии равновесия приводит к смещению того равновесия в направлении, при котором эффект приобретенного воздействия ослабляется. 1) измерение концентрации: при увеличении концентрации одного из реагирующих вещ-в, равновесие смещается в сторону прямой реакции, а при уменьшении концентрации реагирующих вещ-в будет идти обратная реакция. 2) изменение температуры. При повышении Т равновесие смещается в сторону эндоермич.реакции,а при понижении т в сорону экзотермич.реакции. 3) Изменение давления. При повыш. Давления равновесие смещается в сторону газообразных вещ-в,( т.е. уменьшение объема) , А при уменьшении давл. Равн. Смещается в сторону увеличения газообр. В-в.

Б30.для сигма связи характернотакое расположение области перекрывания электронных облаков,когда они находятся на одной прямой с ядрами атомов.в области перекрывания концентрируется наибольший отрицательный заряд, а ядра притягиваются к нему, поэтому сигма связь обладает высокой прочностью. Пи связь характеризуется образованием 2 областей перекрывания эл.облаков, которые расположены выше и ниже прямой,соединяющей ядра атомов. Ядра при этом сближаются друг с другом и отталкиваются друг от друга. Поэтому пи связь очень не прочная и разрывается.

Б33. Влияние Т на скорость реакции уравнения вант Гоффа и Аррениуса: ⇧t→⇧v из за ускорения броуновского движения. правило Вант Гоффа: с повышением температуры на каждые 10 градусов скорость хим.реакции ув. в 2-4 раза. =; v₂=·v₁ ; Уравнение Аррениуса: k=; ; = ; А=р·z (р – общее число ударений в молекуле; z- эффективное число ударений в молекуле). К- константа; А – преэкспонента; L-осн. Натур. Логарифм;Ea-энергия активации;K=8.91дж/мольК; T-темпер. К. Молекула должна обладать запасом энергии чтобы преодолеть барьер. Еа – избыточная энергия, которую нужно придать 1 молю смеси чтобы все ударения стали результативны. 10 -100 кдж/моль..Энергия активации- ибыточная эн. которой должны обладать молекулы для того чтобы их столкновение могло привести к обр.нового в-ва. Реакции требующие для своего протекания заметной эн.активации начинаются сразрыва или сослабления связи между атомами между молекулами исходных в-в. При этом в-ва переходят в неустойчивое промежуточное состояние характеризующееся большим запасом эн. Это состояние наз.активированным комплексом.Механизм протекания реакции реакция протекает с выделением или поглощением эн.эта эн.выделяется или поглощается в виде теплоты. При хим.превращениях освобождается часть содерж.в в-вах эн. Измеряя кол-во теплоты выделяющееся при реакции(тепловой эффект)мы можем судить о изменении этого запаса.

химическая кинетика в медицине и фармации.Химическая кинетика – наука о скорости реакции, механизмы протекания, условии. Средняя скорость реакции: Vср==+- (+ Прямой ; - обратный) ; Истинная скорость реакции: V= +- ; на скорость реакции влияет : концентрация, Т, катализатор.

aA+bB↔mM+nN : v₁=K₁ ; v₂=K₂

б34.водородная связь. Особый вид связи,которая возникает в основном между молекулами веществ, а не атомами, отличие от ков.химической связи – водородная связь образуется обязательным участием неподеленной эл.парой более отрицательного элемента(фтор,азот,кислород). Различают межмолекулярную и внутримолекулярную связь. Ежмолекул. Водор. Связь – в образовании хим связи обязательно участвуют атом Н, который в молекуле уже связан ковалентной связью с атомом какого-либо элемента,более электроотриц. В результате электростатического притяжения протсходит притяжение полож. Зпряженного атома Н одной молекулы к эл.отриц. атому другой молекулы.образуется водородная связь. В органических соедин. Водородная связь возникает если ОН группа в соед. имеется: спирты,кетоны,альдегиды. Водордная связь менее прочная,чем ковалентная,но иногда образуются довольно прочные двойные молекулы засчет образования 2 водородные связи.внутримолекул.водородная связь – это образование связи между атомама в одной молекуле. Пример: ДНК,белки,пептиды.

Кинетические уравнения 1 и 2 порядка: 1); ; Т1\2=. Реакции первого порядка: все реакции распада и разложения;. 2) =* ;= зависит от исходной концентрации, во всех пробирках будет разный результат, т.к. чем больше С→ тем больше (ск.)U , т.к. молекулы вступают в химические связи при соударении молекул, а при большей С больше и столкновений. С⇧t⇾U⇧ из за броуновского движения. Порядок реакции определяется кинетическим уравнением и равен сумме показателей степеней при концентрациях в этом уравнении. Порядок реакции можно определить различными способами. По первому способу экспериментально определяют концентрации исходных веществ или продуктов реакции в разные моменты времени. Подставляя эти величины в кинетические уравнения разных порядков, находят, какое из них дает постоянное значение константы скорости.

Б31. Ферментативный катализ;ур-е михаэлиса. Боьшинство хим.реакций протекающих в пищеварительной системе,в крови и клетках животных и человека являетмя каталитическими реакциями. Катализаторы в этом случае явл.- ферменты(простые и сложные белки)– энзимы(каталаза способная понижать энергию распада H2O2 от70кдж/моль до 7 кдж/моль.) : S –субстрат; Е – энзим; Р – продукт: [s]+[E] (R+-1)[sE][P]+[E]. v=v max· - уравнение михаелиса ментена; - константа михиэлиса.

Вопрос 37.Кинетическая классификация химических реакций: Молекулярность опредляется числом молекул участвующих в элементарном акте реакции и зависит от механизма реакции.1)молекулярность: а)мономолекулярные У₂→2У⁻; б)бимолекулярные У₂+Н₂→2НУ; в)тримолекулярные 2Н₂+О₂→2Н₂О . (в природе более 3 молекул одновременно не реагируют). 2) Порядок реакции определяется кинетическим уравнением и равен сумме показателей степеней при концентрациях в этом уравнении. Если скорость реакции не зависит от концентрации реагирующих веществ, то такие реакции называются реакциями нулевого порядка. Для реакции первого порядка скорость зависит от концентрации только одного вещества. К реакциям второго порядка относятся реакции соединения типа А+В↔С и реакции обмена А+В↔С+Д. Скорость таких реакций зависит от концентрации двух веществ, и сумма показателей степеней концентрации равна двум.

Влияние концентраций на скорость реакции. Закон Гульдберга и Вааге.- количественно связь между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих в-в определяется ЗДМ, установлено гульдб. И вааге: при пост. Т скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов..