18. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

19. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

20. Основы химической термодинамики. Энтальпия системы.

21. Понятие об энтропии.

22. Соотношение между величиной изменения энергии Гиббса и величинами энтальпии и энтропии реакции.

23. Дисперсные системы. Коллоидные растворы.

24. Растворимость веществ.

25. Состав растворов. Способы выражения состава растворов.

26. Основные положения теории электролитической диссоциации.

27. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.

28. Теория сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.

29. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.

30. Обменные реакции в растворах электролитов.

31. Условия образования и растворения осадков.

32. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды.

33. Гидролиз солей. Механизм гидролиза.

34. Окислительно-восстановительные реакции. Основные типы окислительно-восстановительных реакций.

35. Принцип электронного баланса.

36. Метод полуреакций.

18. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Катализ – это процесс изменения скорости химической реакции в присутствии катализатора.

Типы катализа: гомогенный и гетерогенный.

Гомогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе.

Гетерогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции.

При этом сами катализаторы в химической реакции не расходуются. Установлено, что катализаторы изменяют механизм химической реакции. При этом возникают другие, новые, переходные состояния, характеризуемые меньшей высотой энергетического барьера. Таким образом, под действием катализатора снижается энергия активации процесса. Вступая в различного рода взаимодействия с промежуточными частицами, катализаторы по окончании реакции остаются в неизменном количестве. Катализаторы оказывают действие только на термодинамически разрешенные реакции. Катализатор не может вызвать реакцию, так как не влияет на ее движущие силы. Катализатор не влияет на константу химического равновесия, т.к. в равной степени уменьшает энергию активации и прямой, и обратной реакций.

Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений. Например, механизм действия катализатора К в реакции А + В = АВ можно схематически показать так:

А + К = АК

АК + В = АВ + К

А + В = АВ (АК - промежуточное соединение).

В присутствии катализатора изменяется путь, по которому происходит суммарная реакция, поэтому изменяется ее скорость. Например: 2SO2 + O2 = 2 SO3 (медленно);

2SO2 + O2 = 2 SO3 (в присутствии катализатора NO - быстро).

Механизм: 2 NO + O2 = 2 NO 2 (быстро)

NO2 + SO2 = SO3 + NO (быстро). NO - катализатор, NO 2 - промежуточное соединение.

Энергия активации существенно меньше, следовательно, скорость реакции возрастает.

19. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. А2 + В2 ⇄ 2AB.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским учёным Ле Шателье.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведённого воздействия. Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Равновесие смещается вправо, если повысились равновесные концентрации продуктов прямой реакции. Если повышаются равновесные концентрации исходных веществ прямой реакции, то равновесие смещается влево. На равновесие влияют: температура; давление; концентрации веществ; добавление катализатора; изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций. Добавление катализатора и изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций не оказывают влияние на смещение химического равновесия. Если реакция эндотермическая, то повышение температуры приведет к смещению равновесия вправо. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесной реакции, равновесие реакции сместится в сторону его расходования, а соответственно, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ – в сторону реакции его образования. Изменение давления может оказывать влияние только на реакции с участием газообразных веществ. Если в реакции синтеза аммиака увеличить давление, равновесие сместится в сторону уменьшения числа моль газа. Если слева число моль газа больше, чем справа, равновесие сместится в сторону образования аммиака