17. При повышении температуры на каждые 10 0скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза, и, наоборот, при понижении температуры – понижается соответственно во столько же раз.

Зависимость скорости реакции от температуры приближенно выражается уравнением Вант-Гоффа:

(45)

где и — константы скорости при температурах Т₁ и Т₂; — температурный коэффициент скорости реакции (коэффициент Вант-Гоффа), для многих реакций у лежит в пределах 2-4.

Шведский ученый С. Аррениус на основании экспериментальных данных показал, что число активных частиц, а, следовательно, скорость и константа скорости возрастает с температурой по экспоненциальному закону. Выведенная им зависимость константы скорости от температуры Т называется уравнением Аррениуса:

(47)

где k₀ - предэкспоненциальный множитель; R - универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/(моль К); Т- абсолютная температура; - энергия активации, т.е. минимальная энергия, которой должны обладать сталкивающие молекулы, чтобы преодолеть потенциальный барьер, разделяющий исходное и конечное состояние системы.

18. Энергия активации — важнейшее понятие химической кинетики ; ее значения включают в специальные справочники и используют в химической технологии для расчета скоростей реакций в различных условиях

Катализатор – вещество, влияющее на скорость реакции, но к концу реакции остаются химически неизменными. Вещества, ускоряющие химический процесс, называются положительными катализаторами, замедляющие – отрицательными (ингибиторами).

Активность катализатора в гетерогенном катализе зависит не только от его природы, но и от величины поверхности.

Ферментативный катализ (биокатализ), ускорение биохимических реакций при участии белковых макромолекул. называемых ферментами (энзимами). 

Природа реагирующих веществ определяется типом химических связей и строением молекул. Реакция протекает в направление разрушения менее прочных связей и образования вещества с более прочными связями.

19. Необратимыми реакциями называются такие, после протекания которых, систему и внешнюю среду одновременно нельзя вернуть в прежнее состояние. Они идут в одном направлении до полного расходования одного из реагирующих веществ.

Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. одновременно протекают в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние.

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.

Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями.При равенстве скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие в гетерогенной системе. 

Как и в случае гомогенной химической реакции, константа гетерогенного равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений продуктов реакций к произведению равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении.

 В гомогенной среде (газовая смесь, растворы) константу равновесияможно выразить через концентрации реатирующих веществ, парциальные давления, мольные доли, летучести и активности.

  Равновесие гетерогенных процессов определяется константой равновесия химических реакций, законом распределения компонентовмежду фазами и правилом фаз. 

20. Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Константу равновесия, выраженную через концентрации частиц, называют концентрационной константой равновесия. Ее числовое значение зависит не только от температуры, но и от величины ионной силы раствора.

Константа химического равновесия — характеристика химической реакции, по значению которой можно судить о направлении процесса при исходном соотношении концентраций реагирующих веществ, о максимально возможном выходе продукта реакции при тех или иных условиях. Константа химического равновесия характеризует сдвиг равновесия обратимой реакции в ту или иную сторону. Константа равновесия для каждой химической реакции определяется экспериментальным путем. 

Константа химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций полученных веществ реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ этой реакции,

Для реакций, идущих с уменьшением энтальпии (экзотермических), повышение температуры будет препятствовать протеканию прямого процесса, то есть смещать реакцию в сторону исходных веществ. Эндотермические реакции при этом будут смещаться в сторону конечных продуктов.

21. Равновесие можно сместить внешним воздействием, руководствуясь принципом Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способствует ослаблению этого воздействия.

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 1885 году французским учёным Ле Шателье.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении - в сторону экзотермической (выделение) реакции.

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении - в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции - в сторону исходных веществ.

22. Диспе́рсная систе́ма — это образования из двух или большего числа фаз (тел), которые практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза) мелко распределено во втором (дисперсионная среда). Если фаз несколько, их можно отделить друг от друга физическим способом (центрифугировать, сепарировать и т. д.). Обычно дисперсные системы — это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза.

Истинный раствор - термодинамически устойчивая гомогенная система переменного состава, состоящая из двух и более компонентов, между которыми существуют достаточно сильные взаимодействия.

По мнению «физиков», идейным вдохновителем которых был будущий Нобелевский лауреат, шведский ученый Сванте Аррениус, растворы представляли собой сложные однородные системы, в которых между молекулами растворителя находились либо «нейтральные» (не имеющие электрического заряда) молекулы либо - заряженные частицы (ионы) растворенного вещества.

В противовес этой теории он выдвинул «химическую» теорию растворов, согласно которой образование раствора - это прежде всего химическое взаимодействие растворенного вещества с растворителем. Например, при растворении в воде серной кислоты или едких щелочей температура образующегося раствора повышается настолько, что он может даже закипеть.

Раствори́мость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы — растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. 

Прежде всего, растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя. Согласно известному правилу — подобное растворяется в подобном. 

23. С позиции термодинамики вещество может растворяться в жидкости самопроизвольно при р, Т — const, если в результате этого процесса энергия Гиббса системы уменьшается, т. е.  G_раств < 0.

закон Генри (1803г.): количество газа, растворенного при данной тем–пературе в определенном объеме жидкости, при равновесии прямо пропорционально давлению газа.

Закон Дальтона: растворимость каждого из компонентов газовой смеси при постоянной температуре пропорциональна парциальному давлению компонента над жидкостью и не зависит от общего давления смеси и индивидуальности других компонентов.

Закон Генри — Дальтона — относится к растворимости газов в жидкости в зависимости от упругости этого газа, производящего давление на жидкость

Изучая растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов, русский врач-физиолог И. М. Сече–нов (1829—1905) установил следующую закономерность (закон Сеченова): растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов.

24. Коллигативные свойства растворов — это те свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.

Осмос - самопроизвольная диффузия молекул растворителя через мембрану с избирательной проницаемостью

Избыточное гидростатическое давление называется осмотическим давлением(π)

Осмотическое давление равно такому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, оно занимало тот же объем, который занимает раствор (Закон Вант-Гоффа, 1886 г.

Если π(1) = π(2) – растворы называются изотоническими (для крови 0,86% NaCl)

Если π(1)> π(2) – раствор с π(1) является гипертоническим (для крови 2% NaCl)

Если π(1)< π(2) – раствор с π(1) является гипотоническим (для крови 0,1% NaCl).

Напряженное состояние клетки называется тургор

В результате экзосмоса происходит сжатие (сморщивание клетки) – плазмолиз

Эндосмос – причина гемолиза эритроцитов крови с выделением гемоглобина в плазму (клетка находится в гипотоническом растворе)

25. Электролитическая ионизация в растворе – это распад вещества на сольватиованные (гидратированные) ионы под действием молекул растворителя.

Данная теория была разработана шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 г. Основные ее положения:

1. Вещества распадаются на положительные и отрицательно заряженные ионы под действием растворителя.

2. Под дейсвием электрического тока положительно заряженные ионы двигаются к катоду (-) и называются катионами, а отрицательно заряженные двигаются к аноду (+) и называются анионами.

3. Диссоциация – процесс обратимый, наряду с распадом молекул протекает процесс соединения ионов в молекулу (молязация).

Благодаря ионизации увеличивается число частиц в расторе, что ведет к повышению осмотического давления, однако он не учитывал взаимодействие растворенного вещества с растворителем (сольватационные процессы), данный процесс рассматривал как физический.

Количественной характеристикой электролитической ионизации является - степень ионизации.

По степени ионизации условно электролиты делятся на сильные (α>30%), средние (30% >α > 3%) и слабые (α<3%).

К_иониз. - константа ионизации зависит от природы электролита и растворителя, от температуры и не зависти от концентрации. Это постоянная величина (прилож. 7) характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем больше К_иониз., тем лучше вещество распадается на ионы.

26. Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Наиболее важное значение имеет автопротолиз воды. Константа автопротолиза для воды обычно называется ионным произведением воды и обозначается как . Ионное произведение численно равно произведению равновесных концентраций ионов гидроксония и гидроксид-анионов. Обычно используется упрощенная запись:

При стандартных условиях ионное произведение воды равно 10⁻¹⁴.

Водородный показатель pH. Вода как слабый электролит в малой степени подвергается ионизации: H₂O ↔ H⁺ + OH^-. Ионы в водном растворе подвергаются гидратации (aq.) Для воды характерна протолитическая амфотерность. Реакция самоионизации (автопротолиза) воды, в ходе которой протон от одной молекулы воды (кислоты) переходит к другой молекуле воды (основанию) описывается уравнением: H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-.

Буферные растворы  — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты с сопряженным основанием (напр., СН₃СООН и CH₃COONa — ацетатный буфер) или слабого основания и сопряженной кислоты

Индикатор  — вещество, дающее характерные (обычно цветные) химические реакции и употребляющиеся при анализе 

27. ПР - в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита это произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре.

Произведение растворимости зависит от природы малорастворимого электролита, от природы растворителя и температуры. Это количественная характеристика растворения. Чем больше ПР, тем больше растворимость.

_{Осадок образуется из пересыщенного раствора. У}словием образования осадка является превышение произведения концентрации ионов малорастворимого сильного электролита (Пс) над величиной Кs

28. Гидролиз (греч. hydor – вода, lysis - разрушение) - реакции обменного разложения вещества водой с образованием слабого электролита и с изменением рН. Зависит от концентрации вещества и температуры.

Механизм гидролиза по катиону.

1. Катионы d-, p- элементов.

Имеют вакантные внутренние орбитали, поэтому обладают высокой поляризационной способностью.

Чем меньше размеры катиона и больше его заряд, тем сильнее его акцепторная способность, т.е. прочнее связь ОН-Кat, тем сильнее поляризуется связь ОН в координационной молекуле воды, тем слабее удерживается ион водорода. Потенциально возникает свободная орбиталь, связь ОН поляризуется, ослабевает и разрывается, при этом водородная связь между вторичной гидратной оболочкой и ионом водорода превращается в ковалентную по донорно-акцепторному механизму.

рН<7 (кислая), накапливаются ионы Н⁺

Данный механизм справедлив для катионов: меди, железа, хрома алюминия и др. – катионы слабых оснований. Обладают сильно выраженным поляризующим действием.

2. Катионы s – элементов

Катионы щелочных и щелочноземельных металлов: лития, калия, натрия, кальция, стронция, бария - не имеют вакантных орбиталей, поэтому обладают слабым поляризующим действием. Связь ОН не поляризуется в координационных молекулах воды, гидролиз не протекает.