1)Скорость химической реакции Скорость химической реакции – это количество вещества реагента, вступившего в реакцию за единицу времени, или количество вещества продукта, образовавшегося за единицу времени.

aA + bB = cC + dD

реагенты продукты

Мгновенная или истинная скорость реакции – это скорость в данный момент времени.

Vист. = +(-)dc/dI Vср. = +(-)c2-c1 / I2-I1

Факторы:

1.природа реагирующих веществ

2Li + 2H2O = LiOH + H2 выделение пузырьков газа увеличение

2K + H2O = 2KOH + H2 с загоранием калия активности

2Cr + 2H2O = 2CrOH + H2 со взрывом металлов

Гомогенные реакции – реакции между веществами в одинаковом фазовом состоянии.

H2 + CL2 = 2HCl

NaOHр-р + HClр-р = NaCl + H2O

Fe(тв.) + S(тв.) = FeS

Гетерогенные реакции – это реакции между веществами в разных фазовых состояниях на поверхности раздела фаз.

Zn(тв.) + H2SO4р-р = ZnSO4 + H2

CO2 + KOHр-р = K2CO3 + H2O

2.концентрации реагирующих веществ

Закон действующих масс для элементарной стадии химической реакции: скорость химической реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагентов, избыток в степенях их стехиометрических коэффициентов.

aA + bB = cC

V=K*C(A)² * C(B)^b

Kv(р-ции) зависит от природы реагентов и от температуры, чем больше К, тем меньше скорость реакции. К=скорости реакции когда реагирующее вещество или их произведение равно 1.

Пример гомогенной реакции:

2CO2(г) + О2(г) = 2СО2 V=K*C(CO)² * C(O2)

Гетерогенные реакции:

FeO(тв.) + СО(г) = Fe + CO2 V=K*C(CO)

3.зависимость от температуры

Приблизительная зависимость определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10градусов, скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

Vt2/Vt1=γ* t2-t1/10 γ-температурный коэффициент

Vt2/Vt1=Tt1/Tt2

Более точную зависимость скорости от температуры определяется по уравнению Аренниуса К=Ае=Еа/R К-константа скорости реакции; А-константа Аренниуса-показывает число эффективных соударений молекул реагентов, приводящих к образованию продуктов реакции; Еа-энергия активности; R- уникальная газовая растворенная; Тк-температура в Кельвинах

Энергия активности – энергия, которую необходимо сообщить реагирующим частицам, чтобы превратить активные частицы с точки зрения химического взаимодействия.

4.влияние катализатора

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, не изменяющие свой состав в ходе реакции.

Катализаторы:

1)положительные

↑V

Катализаторы:

А+В=АВ (медл.)

А+К=АК (быстро)

АК+В=АВ+К (быстро)

2)отрицательные

↓V

Ингибиторы – вещества, замедляющие химические реакции

Катализаторы снижают Еа в реакции и ускоряют ее.

Каталих может быть гомогенным и гетерогенным. В случае гомогенного катализа находятся в том же фазовом состоянии, что и реагенты

SO2(г)+О2(г)=2SO3 (быстро)

1. O2+2NO=2NO2 (быстро)

2. NO2+SO2=SO3+[NO]

Гетерогенный катализ – случай, когда катализатор находится в другом фазовом состоянии, чем реагенты.

На неровной поверхности твердого катализатора существуют полости, в которых происходит концентрирование реагентов, что приводит к увеличению скорости реакции.

Катализ – изменение скорости химических реакций под воздействием веществ, количество и природа которых после завершения остаются такими же как и до реакции.

Ферменты – белки, которые катализируют химические реакции в биологических системах.

2)Химическое равновесие Существуют обратные реакции, в которых на ряду с процессом превращения реагентов в продукты происходит обратный процесс превращения продуктов в реагенты, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равны между собой, наступает химическое равновесие.

Признаки химической реакции:

1.равенство скоростей V=V

2.концентрация всех веществ при неизменных условиях

С= const. при р,t= const.

3.химическое равновесие носит динамический характер

4.состояние равновесия может быть достигнуто со стороны реагентов и со стороны продуктов

H2+I2=2HI

2HI=H2+I2

Неизменные при данных температуре и давления концентрации компонентов системы, в которой установилось равновесие, называют равновесными.

Связь между равновесными концентрациями всех реагентов и продуктов реакции выражает закон действующих масс:

aA+Bb=cC+dD

V=V

V=k*[A]^a*[B]^b

V=K* [C]^c*[D]^d

K= [A]^a [B]^b= K [C]^c*[D]^d

K/K= Kр= [C]^c* [D]^d / [A]^a*[B]^b

Отношение K скорости прямой реакции К обратной реакции есть величина постоянная, которая называется константой равновесия. Кр= отношение произведения равновесных продуктов реакции, взятых в степенях стехиометрического коэффициента реагентов, так же взятых в степенях стехиометрических коэффициентов.

Кр зависит от природы веществ и от температуры.

Не зависит от концентрации. Величина константы равновесия является мерой полноты протяжения реакции к моменту равновесия. Если Кр <1 K<K

К моменту наступления реакции меньшая часть реагентов превращения в продукты.

Принцип Ле Шателье описывает направление смещения равновесия в результате изменения внешних условий.

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону так из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

3) Растворы электролитов Электролиты. Вещества проводящие электролиты так в растворах или расплавах; проводят электролиты так как распадаются в растворах на ионы.

Распад электролита на ионы называются электролитной диссоциацией.

К электролитам относятся соли, кислоты, основания. В этих веществах имеются ионные или ковалентные сильно полярные химические связи.

Неэлектролиты – это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся, например, кислород, водород, многие органические вещества (сахар, эфир, бензол и др.). в молекулах этих веществ существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Сильные электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации равна 1 (100%).

К сильным электролитам относятся: соли, сильные кислоты, щелочи. Сильные электролиты в водных растворах находятся только в виде ионов.

Слабые электролиты – это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы, т.е. их степень диссоциации меньше 1 (100%).

К слабым электролитам относятся слабые кислоты, слабые нерастворимые в воде основания, гидроксид аммония, вода, амфотерные электролиты (амфолиты), некоторые средние соли.

Отличия: процесс диссоциации сильных электролитов является необратимым. А диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый ( это значит, что одновременно идут два противоположных процесса: распад молекул на ионы(ионизация, диссоциация) и соединение ионов в молекулы (ассоциация)).

Гидратация – причина электролитической диссоциации электролитов в водных растворах является гидратация. Гидратация – взаимодействие веществ с молекулами воды, сообразованием в результате образуются гидратированные ионы.

Различают слабую и сильную гидратацию. Слабая свойственна малозарядным ионам (катионам и анионам) с большим радиусом. Сильная характерна для многозарядных катионов с малым радиусом и проявляется в образовании двух гидратных оболочек.

В целом сильная гидратация сопровождается большими изменениями энергии Гиббса.

Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (К_д). Вследствие того, что слабые электролиты диссоциируют на ионы не полностью, в их растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Для слабого электролита общей формулы АnBm уравнение диссоциации имеет вид:

AnBm↔nA^m++mB^n-

Применяя закон действующих масс, запишем выражение константы равновесия:

Кр=__[А^m+]ⁿ[B^n-]^m___

[AnBm]

Где [A^m+], [B^n-] – равновесные концентрации ионов A^m+ и B^n- , а [AnBm] – равновесная концентрация недиссоциированных молекул AnBm.

Константу равновесия в этом случае называют константой диссоциации (Кд), или константой ионизации.

Для слабого электролита константа диссоциации – постоянная величина при данной температуре, которая не зависит от концентрации раствора. Константа диссоциации зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры.

Число, показывающее, какая часть молекул распалась на ионы, называется степенью электролитической диссоциации (степенью ионизации).

Степень диссоциации – отношение концентрации продиссоциировавших на ионы молекул слабого электролита к их исходной концентрации в растворе.

α=__Сдис.____

Ср-ра

Где Сдис. – концентрация продиссоциировавших молекул; Ср-ра – исходная концентрация слабого электролита.

Закон Оствальда устанавливает взаимосвязь между константой и степенью диссоциации. Для вывода закона выразим все равновесные концентрации через степень диссоциации и исходную концентрацию. Концентрация продиссоциировавших молекул может быть выражена как произведение степени диссоциации и исходной концентрации.

К=___α² с______

1-α

Вода – слабый электролит. Молекулы вода могут как отдавать, так и и присоединять катионы Н⁺. в результате взаимодействия между молекулами в воде всегда присутствует гидроксид-ионы ОН^-ии катионы водорода Н⁺.

Н₂О+ Н₂О↔Н₃О⁺+ОН^-

Упрощенное: Н₂О↔Н⁺+ОН^-

Количественно диссоциация воды описывается константой диссоциации

К=__[Н⁺][ОН^-]__=1,8 *10^-16

[Н₂О]

Ионное произведение воды независимо от изменения концентраций ионов остается при неизменной температуре постоянным.

Диссоциация воды усиливается с повышением температуры.

Водный показатель Ph – это отрицательный десятичный логарифм активности катионов водорода в растворе.

pH=-lnα_H+

pH – отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода в растворе.

pH=-ln[H+]

отрицательный десятичный логарифм активности гидроксид-ионов в растворе называют гидроксильным показателем:

pОH=-lg α^OH-

В нейтральных растворах pH равен семи. В кислых растворах pH меньше семи. В щелочных растворах pH больше семи.

Нейтральная среда – среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов.

Кислая среда – это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов.

Щелочная среда – среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов.

Пределы изменения pH водных растворов опред. растворимостью кислот и щелочей в воде и коэффицентами активности в концентрированных растворах кислот и щелочей.

Если известны значения концентрации катионов водорода и коэффицента активности, то водородный показатель можно рассчитать, пользуясь след.уравнением:

pH=-lg{f[H+]}

Качественно характер среды водных растворов электролитов определяют с помощью индикаторов.

Индикатором называются вещества, которые обратимо изменяют свой цвет в зависимости от среды растворов, т.е. pH раствора.

Буферные растворы – растворы, поддерживающие определенную концентрацию катионов водорода (pH) при разбавлении и незначительно изменяющее ее при добавлении небольших количеств сильных кислот и оснований.

Буферные растворы содержат либо слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, либо слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой. Буферными свойствами обладают так же растворы, содержащие смеси солей слабых многоосновных кислот.

Буферный раствор	Слабый электролит	Соль слабого электролита
Ацетатный	Уксусная кислота CH3COOH	Ацетат натрия CH3COONa
Формиатный	Муравьиная кислота HCOOH	Формиат натрия HCOONa
Аммиачный	Гидроксид аммония NH4OH	Хлорид аммония NH4CL

Добавление больших количеств сильной кислоты или щелочи приводит к потере буферных свойств раствора. Количество вещества эквивалента сильной кислоты или щелочи (моль), необходимое для смещения pH 1 л буферного раствора на одну единицу, называется буферной емкостью. Разбавление раствора до определенных пределов не влияет заметно на изменение pH, но сильно влияет на буферное емкость.

Тип буферного раствора	[Н+] или [ОН-]	pH или pOH
Слабая кислота и ее соль	[Н+]= Ккисл* Скисл/Ссоли	pH=pKкисл-lg (Скисл/Ссоли)
Слабое основание и его соль	[ОН-]=Косн*Сосн/Ссоли	pOH=pKсоли-lg (Cосн/Ссоли)