1.2 электронное облако. Быстро движ-ся е м.нах-ся в любой части пр-ва, окр-го ядро. И совокупность различных его положений рассм-ся как эл. облако. Орбиталь – простр вокруг ядра, в кот ероятность пребывание электрона не меньше 90% Характеристика энергетического состояния электрона в атоме можно определить квантовыми числами n, l,m,ms. N – главное квантовое число, хар-ет энергию электрона на данном энергетическом уровне и размер орбитали. Принимает положит целочисл значения (1-, практически 1-7). С увелич n размер орбитали возрастает, электрон удаляется от ядра. L – орбитальное квант число. Энерг состояние электронов одного уровня незначит отлич друг от друга и уровни кроме первого представл совок-ти энергетич подуровней. L харк-ет энергию электронов в подуровнях и форму орбитали. Принимает целочисл значения от 1-(n-1). Число подуровней в уровне равно n. Подуровни обознач s(0), p(1), d(2), f(3)…Форма орбитали

M – магнитное квантовое число, харк-ет пространст ориентацию орбитали. Принимает значения от L …0…+L, всего (2L+1) значений.это число соответ числу атомных орбиталей в подуровне (числу энергетич состояний электронов). S(1),p(3),d(5),f(7). N,m,l хар-ют волновые св-ва электронов. Ms – спиновое квантовое число, хар-ет собств вращение электрона вокруг своей оси, названное спинов. Значения –1/2, +1/2. Харак-ет корпуск св-ва электронов. Принцип-запрет Паули – в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковые значения всех 4 квант чисел. При одинак значен l,m,n знач ms должны различ. На одной орбитали могут наход-ся только 2 электрона с антипарал спинами.

3.Расположение электронов в многоэлектронныхатомах. Распределение электронов в многоэлектронных атомах опред-ся след положениями: 1)принцип Паули, согласно кот в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми При одинак значениях m,l,n значения ms должны различаться. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами, спины которых имеют противоположенные знаки Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противопол спинами, называются спаренными. 2)принцип наименьшей энергии, согласно кот орбитали заполн-ся в порядке возрастания их энергии, что опред-ся правилом Кличковского. Заполнение электр орбиталей происх от орбиталей с меньшим значение (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы (1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p). При одинаковых значениях этой суммы заполнение орбиталей происходит послед-но в направл возраст значения n. 3)правило Хунда – в пределах одного подуровня электроны располагаются так, чтобы суммарный спин был максимальным – т.е. сначала электроны располаг-ся по одному в свободных ячейках. Пользуясь принципом Паули подсчитаем какое максимальное число электронов может находится на на различных энергетических уровнях и подуровнях в атомеПри n=1те на s-подуровне(l=0)магни квант число равно нулю След на s-подуровне имеется всего 1 орбиталь кот принято условно обозначать в виде клетки (квантовая ячейка)Как указывалось вышена каждой атомной орбитали размещается не более двух электронов спины которых противоположно направлены Итак макс число электронов на s-подуровне каждого электр слоя равно 2, 1s2. На р-подуровне имеется три орбиталиВсего на р-подуровне может разместиться 6 электроновПодуровень d (l=2) состоит из 5 орбиталий соответствующих 5 разным значениям m; здесь максимальное значение электронов равно 10Наконец на f-подуровне (l=3) может разместится 14 электронов;вообще максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2l+1) Максимальное число электронов на каждом энергетическом уровне равно 2n^2Такв К-слое может находится максимум 2 электрона в L-слое-8электронов в М-слое-18 электронов и тдНаиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимальному возможному значению его энергииЛюбое другое его состояние является возбуждённым неустойчивым: из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией

4. Периодическая система элементов. В 1869г Д.И. Менделеев сформулировал период закон – свойства простых тел, свойства и формы соединений элементов находятся в периодич зависимости от величин атомных весов элементов. Современная формулировка закона – свой-ва элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в период зависимости от заряда ядра атомов элемента. Графич выражение закона – период система элементов, кот отражает закономерности строения атома в виде гориз и верт рядов (7 периодов, 8 групп). Порядковый номер элемента в период системе соответ заряду ядра. Горизонт ряды элементов, у которых заполняются электронами одинаковое число уровней, Менделеев назвал периодами. Свойства изменяются послед-но. Первые 3 периода – малые периоды, 4-6 – большие периоды. В больших периодах не все сво-ва элементов измен-ся так послед-но, как в малых. Здесь наблюдается еще некоторая периодичность в измен сво-в внутри самих периодов. Номер периода показывает число уровней. Элементы, имеющие одинаковое строение внешних (предвнешних) уровней образуют группы, которые делятся на подгруппы. Сходные свойства. Номер группы указывает максим валентность элементов – число валентных электронов, кот может участвовать в образовании хим связей (кроме O,F,Cu,Au,Fe,Co,Ni). Начиная с 4 периода, каждая группа разбивается на 2 подгруппы – главную и побочную. Итак, в период системе сво-ва элементов, их атомная масса, вален-ть, хим характер измен в известной последов-ти как в гориз, так и в вертик напр-ях. В зависимости от того на какой подуровень в атом поступают электроны, элементы делятся на s,p,d,f элементы, электронные семейства. S и p элементы – заполняются электронами внешн уровень, они же валентные электроны. Это элементы главных подгрупп. S – первые 2 каждого периода, p – последние 6 каждого периода. D элементы – на внешн слое 2,1,0 электронов, заполн-ся электронами d подуровень предвнешнего уровня. Валентные электроны – s подуровня внешнего уровня и неспаренные d предвнеш. Это элементы побочных подгрупп. F элементы – на внеш слое 2, на предвнешнем 8,9, заполняется f подуровень третьего снаружи уровня, лантаноиды, актиноиды.

8. Понятие валентности и степень окисления

Влаентность – число связей соед-х данный атом с другими при усл, что каждой связи соотв 1 общ эл пара.Мерой валентн считают число неспар-х е у атома в осн или возбужд сост.

Степ окисл – число е смещ-х от более электропол-го элемента к более электроотриц-му.Степ окисл не всегда совп с валент-ю/

5. Электр структура атомов элементов больш и мал периодов

В зависимости от того какой подуровень заполн-ся элекронами различают s,p,d,f элементы.

S – металлы IA IIA nS¹⁽²⁾

P – Me и неМе IIIA по VIIIA nS² nP^1-6

D – Me с IB по VIIIB (n-1)*d^1-10 nS²⁽¹⁾

F – лантаноиды с 58 по 71 и актиноиды с 90 по 103

6 . Периодическое изменение свойств химических элементов. Каждый период начинается с щелочного металла и с увеличением числа электронов на внешнем слое металлич сво-ва ослабевают и усиливаются неметал сво-ва. Каждый период заканчивается инертным газом. Сверху вниз метал сво-ва усиливаются, в 7 греппе ослабевают неметал св-ва. Периодическое изменение сво-в элементов объясняется периодическим повторением через опред число конфигураций внеш уровней. Важными свойствами атомов явл-ся радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. 1)радиусы атомов не имеют опред границ и за радиус принимается расстояние от ядра до области наиболее удаленной максим электронной плотности. Радиус в периодах слева направо уменьшается, т.е. число электронных слоев одинаково, притяжение электронов внеш слоев к ядру с увелич заряда ядра увеличивается и оболочка сжимается. В подгруппах сверху вниз радиус увеличивается, т.к. растет число уровней и внеш электроны удал-ся от ядра. 2)энергия ионизации(J) – энергия, необходимая для отрыва электронов от невозбужд атома. J хар-ет восстановит способность атома – спос-ть отдавать электроны. В периоде слева направо J увелич, в подгруппах сверху вниз J уменьш Чем меньше J, тем сильнее восстановит сво-ва (метал). Наим у щелочных металлов, миним у Fr. 3)сродство к электрону (Еср) – энергия, выделенная при присоедин электронов к нейтрал атому. Характ окисл спос-ть атома – спос-ть присоединять электроны. В периодах слева напрво увелич, в группах сверху вниз уменьш. Чем больше Еср, тем сильнее окисл сво-ва (неметал). Наиб у О, галогенов, максим у F. Еср и J обычно выраж в электрон вольтах 4)ЭО хар-ет спос-ть атома оттягивать на себя электроны, обобществленные преобразованием хим связи. Всем элементам присуще двойст-ть природы, т.е. восстановление и окисление, поэтому каждый элемент можно охарак-ть суммой окисл и восст-ых свойств, те суммой против-ых по значению констант Еср и J . Эо в периоде слева направо увел и умень сверху вниз для элементов в подгруппах Чем больше эо, тем сильнее окисл спос-ти элемента. Наим эо у щелочных, максим у F. Наиболее распростр шкала эо Полинга, где эо F=4, эо Li=1. Разности значений эо для пары элементов позволют увидеть характер образуемой связи. (0 – связь нейтр, 1,8 – связь полярная, 1,8 – связь ионная).

7 11Образование ковалентной связи. Обменный и донорно – акцепт.Ковалетная связь – связь, кот осущ-ся за счет обобществл электр плотностей взаимодей-их атомов с образование общих для взаимод атомов электр пар.С точки зрения метода вал-й связи: 1)хим связь рассм-ся как результат обр-я общ эл пары принадл-й двум атомам. Сущ-ет 2 механизма образования общ эл пары а)обменный – осущ-ся, когда в образовании общей пары от каждого атома участвует по 1 электрону (Н2, Cl2, HCl). б)донорно-акцепторный – осущ-ся при наличии неподел пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали др атома (акцептора), образ общая эл пара. 2)Хим связь обр-ся лишь при взаим е с антапарал спинами.Валентность-число связей соед их данный атом с др при усл что кажд связи соотв 1 общ пара.Мерой валентности считают число неспар-х е у атома в осн и возбужд сост. Образование иона аммония NH3+HCl=NH4Cl, NH3+H+=NH4+. Образование молекулы NH3 – азот, имеющий 3 ковалент связи с тремя атомами Н, по обменному механизму имеет неподел электр пару. Образование иона аммония – эта эл пара взаимод со своб орбиталью иона Н+. Образуется 4ая ковалентная связь. Атом азота – донор, атом водорода – акцептор. Все 4 связи в ионе аммония равноцепные.

13 Водородная связь возникает между молекулами или внутри молекулы, если в их состав входит водород и сильно электроотрицат элемент (O,N,S,F). H-F***H-F Различают межмолек. и внутримолек водородные связи. Межмолек водород связь образ между мол-ми воды. Если водор связь образуется между 2 функцион группами одной и той же мол то она наз-ся внутримол-й.водор связь проявл тем сильнее чем больше электроотр и чем меньше размер атома партнера. Вследствие сущ-я межмол водоро связей

Увел-ся темп кип, вязк,теплота парообр. Благодаря наличию водор связи мол объед в димеры и более сложн ассоциаты устойч при низк темп

10. Свойства ковалентной связи. Ковалентная связь – связь, кот осущ-ся за счет обобществл электр плотностей взаимодей-их атомов с образование общих для взаимод атомов электр пар. Она имеет следующие свойства 1)поляризуемость – способность неполяр связи становится полярной, а полярной еще более полярной под действием внешнего электр поля или другой полярной молекулы за счет возникновения индуцированного (наведенного) диполя, кот исчезает при снятии поля. Полярные молекулы, воздействуя на неполярные, превращают их в полярные – индукционное взаимодейст. При сближении происходит их взаимная поляризация и притяжение, образется диполь- дипольное взаимодействие. 2)насыщаемость связи – сво-во атомов образовывать строго опред число ковалент связей, что обусловлено участием в хим связи неспарен валентных эл-ов, число кот ограничено. Насыщаемость возраст при возбужд атома и за счет донорно-акцепт взаимод-я, обуславл опред состав молекулы. 3)направленность – обусловлена различной формой s,p,d,f орбиталей. Максим перекрывание возможно только при опред пространств ориентации. Зависит от направл перекрывания.  и П.  связь образуется при перекрыв атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. П связь образуется при перек-ии атомных орбиталей по обе стороны от линии симметрии, менее прочная чем  связь.

9.12. Неполярная, полярная ковалентные связи. Диполь, дипольный момент. Поляризация молекул. Ионная связь. Неполярная ковалентная связь – между одинаковыми атомами или атомами разных элементов с одинаковой эо; общая электр пара в равной мере принадлежит обоим атомам. Полярная ковалетная связь – между атомами элементов с различной эо; общая эл пара смещается в сторону более эо элемента HCl, H2S,H2O. На пример, в молекуле HCl общее эл облако смещено в сторону более эо Cl. В результате у атома Cl возникает эффективный отриц заряд, у атома Н эффективный полож заряд. Возникает диполь- эонейтральная система с двумя одинаковыми по величине полож и отриц зарядами. Хотя суммарный заряд диполя равен 0, в окруж его прост-ве образ электрич поле, напряженность кот пропорциональна дипольному моменту молекулы =ql, q-зарад электрона, l-расстояние между центрами полож и отриц зарядов в молекуле. Дипольный момент – колич-ая мера полярности связи. Поляризуемость – способность неполяр связи становится полярной, а полярной еще более полярной под действием внешнего электр поля или другой полярной молекулы за счет возникновения индуцированного (наведенного) диполя, кот исчезает при снятии поля. Полярные молекулы, воздействуя на неполярные, превращают их в полярные – индукционное взаимодейст. При сближении происходит их взаимная поляризация и притяжение, образуется диполь - дипольное взаимодействие. Ионная связь между атомами, сильно различ-ся по эо. Связь осущ-ся в результате возникновения электростатич взаимод противопол заряженных ионов. Образ ионная кристал решетка, в кот каждый ион окружен опред числом ионов др заряда (NaCl,NaF). Ионная связь в отличие от ковалентной хар-ся 1)ненаправл-ю, т.к. сферич поле вокруг ионов во всех направлениях равноценно 2)ненасыщ-ю, т.к. взаимод-е двух противопол заряжен ионов не компенсир силовые поля и они способны притягивать и другие ионы.

14.15.Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса следствие из него Термохимические уравненияЭндо и экзо. Происходящие в ходе хим реакций изменения состава и структуры вещ-в сопровождается выделением или поглощением энергии. Обычно в виде теплоты. Выделение теплоты при взамод различных вещ-в заставляет признать, что эти вещ-ва ее до реакции с крытой форме обладали опред энергией. Такая форма энергии, скрытая в вещ-ах и освобожд-ся при хим и при некот физич процессах называется внутр энергией. Она включает в себя энергию движения и взаимод молекул, атомов, ядер, электронов, внутриядерную и др виды энергии, кроме кинет и потенц. Энтальпия – внутр энергия системы, характеризует энергет состояние вещ-ва. Тепловым эффектом хим реакции называется кол-во теплоты выделенное или поглощённое в рез-те хим взаимод Тепл эффект реакции протекающей при постоянном давлении отражает изменение энтальпии системы Н Реакции протек с выдел теплоты называются экзотерм энергосод-ие системы сниж-ся и измение энтропии отрицательно; с поглощ –эндотерм, энергосодерж увелич, полож. Ура-я реакций в кот указываются числовые значения тепловых эффектов и агригат состояния называются термохимическимидля возможности сравнения тепловых эффектов их относят к стандартным условиям t=298k, p=1атм. Термохим расчеты основаны на законе Гесса и следствиях из него. Закон Гесса: тепловой эффект хим реакций протекающих при пост объёме и давлении зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути совершения процесса, числа и хар-ра промежут стадий. На пример, CO2 можно получить двумя способами 1)сжигать С при полном доступе воздуха в 1 стадию 2)неполное сжигание в 2 стадии. Оба имеют одинаковые начал и конеч состояния. Закон позволяет вычислить тепловой эффект реакции, кот измерить трудно или невозможно. В термохимических расчётах применяют следствие из закона Гесса: 1)тепловой эффект хим реакции (изменение энтальпии) Н⁰ равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции (Н⁰_{ОБРПРОД}) за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (Н⁰_{ОБРИСХ}) с учётом стехиометрических коэффициентовН⁰=Н⁰_ОП-Н⁰_ОИ. 2)тепловой эффект хим реакции (изменение энтальпии) Н⁰ равен сумме стандартных энтальпий сгорания исходн вещ-в продуктов реакции (Н⁰_{СГОРИСХОД}) за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции (Н⁰_{СГОРПРОД}) Н⁰=Н⁰_СИ-Н⁰_СП.

16.17. Энтропия. Стандартные энтропии. Энергия Гиббса. Направление реакции Энтропия – (Дж/мольК) колич мера беспорядка в системе, отражает движение частиц вещ-ва. Возрастает при нагревании, испарении, плавлении (беспорядок увеличивается) и уменьшается при охлаждении, конденсации, кристаллизации.энтропия растет при переходе их жидкого в газообразное, из кристал в аморфное состояние. В хим реакциях, если объем продуктов реакции больше, чем исходных вещ-в, то энтропия астет, если меньше, то уменьш. Изменение энтропии в системе в рез-те реакций равно сумме стандартных S продуктов реакции за вычитом суммы стандартных S исходных вещ-в. S⁰=S⁰_ПРОД-S⁰_ИСХ В хим процессах одновременно изменяются и энергия системы и её энтропия Суммарный эффект влияния этих факторов на процессы протекающие при постоянной температуре и давлении отражается изменением изобарно-изотермического потенциала G(энергия Гиббса) и выражается уравнением G=Н - ТS Здесь G(изобарно-изотермический потенциал)-термодинамическая функция; Н - отражает тенденцию к образованию связей и укрупнению частиц; ТS-отражает тенденцию к более беспорядочному расположению частиц к распаду веществ на более простые частицыЕсли G<0 реакция может протекать самопроизвольно в прямом направленииЕсли G>0 то реакция самопроизвольно в прямом направлении протекать не можетЕсли G=0 то система находится в состоянии равновесия направление протекания хим реакций опред совместн действием 2 факторов 1)энтольп-й фактор – стремл к обр прочн связей между част-ми сопро-ся пониж энергии сист

2) энтропийный фактор – ст ремл к разъед част, к беспорядку,хар –ся возр энтропии

18. Химические реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Скоость химической реакции. (моль/л*с) Константа скорости Хим реакции протекают с различ скоростями. Необходимо различать реакции в гомогенной и гетерогенной системах. Система – вещ-во или совок-ть вещ-в мысленно или физически обособл от окр среды. Фаза – часть системы, отдел от других частей поверхностью раздела. Гомогенная система – состоит из 1 фазы, отсутс пов-ть раздела (жидк вода, воздух). Гетероген система – неск фаз, разгран-х повер-ю раздела (лед в воде). Гомогенные реакции идут равномерно во всем объеме системы, гетерогенные реакции идут только на пов-ти раздела фаз. Скорость реакции опред измен концен вещ-ва, вступ в реакцию или образ-ся в рез-те реакции а един времени в един объема. Скорость гомог реакции – кол-во вещ-ва, вступающего в реакцию или образ-ся при реакции за един времени в един объема системы. Скорость гетерог реакции – кол-во вещ-ва, вступ-го в реак или образ-ся при реакции за един времени на един площади поверхности фазы. Различают истин и сред скорость. Факторы, влияющие на скорость реакции 1) природа реагир вещ-в – мгновенно или тысячелетиями, чем больше энергия связи в молекуле, тем она менее реакционноспос-на. 2)концентрация реагентов(закон действ масс) – при пост темп скор реакц прямопропорц произв конц-й реаг вещ в степ равных коэф-м в уравн-и реакции.

aA+bB=cC v=k*C_A^a *C_B^b

3)давление – если в реакции участв газообраз вещ-ва. При увелич давления уменш объем, занимаемоый системой, увелич концентр реаг вещ-в и соответ увелич скорость реакции. 4)температура – при повышении темп на каждые 10 град, скорость реакции увелич в 2-4 раза. С повыш темпер увелич энергия частиц, значит растет число актив молекул и резко повыш скорость реакции. 5) катализаторы 6)площадь поверхности раздела фаз 7)степень раздроблености реаг ве-в (гетер)

Константа скорости k численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных I моль/л, и зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации Значения k для различных реакций при одной и той же температуре позволяют дать сравнительную характеристику способности исходных веществ к взаимодействию при этой температуре Для гетерогенной реакции в выражение скорости включены только концентрации газов.

21 Влияние давления на скорость реакции. Скорость реак. зависи от давления если в реакции участв газообраз вещ-ва. При увелич давления уменш объем, занимаемоый системой, увелич концентр реаг вещ-в и соответ увелич скорость реакции.

При уменьш давл в 3 раза скорость реакции уменьш в 27 раз

2SO₂ + O₂ =2SO₃ v = k*(C_so2)² * C_o2

P уменьш в 3 раза след-но V увел в 3 раза, С уменьш в 3 раза.

V=k*(C_so2)² * C_o2 = 1/27 * k*(C_so2)² * C_o2

9 3

19.20 Влияние температуры на скорость химической реакции. Температурный коэффициент Энергия активации. Скорость химической реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела (для гетерогенной реакции). Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления (для газов), присутствие в системе катализаторов, площади поверхности раздела фаз и степени дисперсности реагирующих веществ для гетерогенных реакций Влияние температуры на скорость реакции опред-ся правилом Вант-Гоффа. При повышении темп-ры на каждые 10 градусов увелич скорость реакции в 2-4 раза. V_t2=V_t1*гамма в степени (t2-t1)/10, где гамма-температурный коэф-т (число, показывающее, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10 градусов)Температурный коэффициент различных реакций различенПри обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4 Темпер коэффициент скорости реакции зависит от энергии активации реакции: большему значению энергии активации соответствует большее значение температурного коэффициентаИзбыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции Энергию активации выражают в кДж/моль Энергия активации различных реакций различнаЕе величина является тем фактором, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакцииДля некоторых реакций энергия активации мала, для других, наоборот, великаЕсли энергия активации очень мала (меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к реакцииСкорость такой реакции великаНапротив, если энергия активации реакции очень велика (больше 120 кДж/моль), то это означает, что лишь очень малая часть столкновений взаимодействующих частиц приводит к протеканию химической реакцииСкорость подобной реакции очень малаНаконец, если энергия активации реакции не очень мала и не очень велика (40-120 кДж/моль), то такая реакция будет протекать не очень быстро и не очень медленно Скорость такой реакции можно измерить Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергииЭто состояние называется активированным комплексом Именно для его образования и необходима энергия активации Неустойчивый активированный комплекс существует очень короткое времяОн распадается с образованием продуктов реакции; при этом энергия выделяетсяАктивированный комплекс возникает в качестве промежуточного состояния в ходе как прямой, так и обратной реакции Энергетически он отличается от исходных веществ на величину энергии активации прямой реакции, а от конечных- на энергию активации обратной реакции

22. Влияние катализаторов на скорость реакции. Теория гомогенного и гетерогенного катализа Один из самых распространенных методов ускорения реакции является катализ – явление измения скорости реакции под воздействием катализатором Катализаторами называют вещества, кот участвуя в процессе, изменяют скорость реакции, но сами при этом не расходуются. (Fe,Co,Ni,Cr2O3). В зависимости от определенного состава реагирующих веществ и катализ различают гомогенный и гетерогенный В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор) В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы механизм гомог катализа объяс теория промежут соединений – в присутствии катализатора процесс разбивается на стадии. Пусть реакция А+В=АВ=АВ идет медленно в силу высокой энергии активации Найдется третье вещество К-катализатор, который легко реагирует с веществом А (в силу другой природы реагирующих веществ, следовательно другой энергии активации) А+К=АК=АК Соединение АК в силу другой природы вещества легко реагирует с веществом В образуется продукт реакции и катализатор АК+В=АКВ=АВ+К А+В+К=АВ+К. Увеличение скорость реакции связано с уменьшением энергии активации по сравнению с некаталит реакцией. При гетероген катализе процессы протекают на пов-ти катализатора, на его активных центрах. Пов-ть кат-ра должна быть максим развитой или иметь пористую структуру. Механизм гетероген катализа объясн теория активной адсорбции. В рез-те адсорбции (поглощения) на активных центрах кат-ра увелич конц вещ-в, молекулы дифформ-ся, связи в них ослабл-ся и разруш-ся, образ-ся атомы, радикалы высокой реакционной способности. Возможно образование промеж-ых соед-ий – мультиплетов между кат-ом и одним из реагир вещ-в. различные кат-ры снижают энергию активации неодинаково и для каждой реакции кат-ор подбирают экспериментально. Для повышения активности кат-ра в его состав вводят промоторы. Катализ играет важную роль в промышленности, считается что 70% химического производства использует катализаторы Целиком построен на катализе процесс получения основных продуктов химии: аммиака, серной и азотной кислоты Большинство биологических реакций - это применение гомогенного катализа Катализаторами служат простые или сложные белкиВ слюне человека- птиалин (крахмал=сахар); в желудке - пепсин (белки расщепляются)

23. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие константа равновесия все химические реакции можно разбить на 2 типа – обратимые и необратимые. Необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении и до конца. Обратимые – реакции, кот протекают одновременно в двух напрвлениях и не идут до конца. При протекании обратной реакции конц-ии исходных вещ-в уменш, а продуктов реакции увелич. При этом уменьш скорость прямой и увелич скорость обратной реакций. Сост-ие системы, при кот скорость прям и обратной реакции равны - хим равновесие При хим равнов прям и обрат реакции не прекращ, поэтому равновесие явл подвижным (динамическим), а установ-ся концентрации компонентов системы - равновесными; они остаются постоянными до нарушения состояния хим равновесия Сост хим равновесия харак-ся константой хим равновесияДля гомоген системы mA+nB=qD Скорость прямой и обратной реакции согласно закона действия масс равна ₁=k₁с_Ac_B ₂=k₂c_AB ; С наступлением равновесия ₁=₂  тогда k₁с_Ac_B=k₂с_AB Перегрупировав члены равенства получим k₁/k₂=c_AB/с_Ac_B=К Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций называется константой химического равновесия К, которая равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации веществ, хар-ет глубину превращ-я исходных вещ-в в продукты реакции до наступления момента равновесия. В гетерогенной системе учит-ся только газы.