Электронное строение

АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ (АО)
- трехмерная область пространства, нахождение электрона в которой наиболее вероятно (90-98%)
- каждая атомная орбиталь (её энергия, размеры, форма, ориентация в пространстве) описывается безразмерными числами, называемыми квантовыми числами (n,l,m,(s)).

Принцип Паули
Четыре квантовых числа полностью характеризуют движение электрона в атоме: его энергию, форму АО, ориентацию в пространстве, спин
У каждого электрона свой индивидуальный набор 4-х квантовых чисел. И должен соблюдаться принцин (запрет) Паули
В атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа.
На АО – могут быть только 2 электрона, s = +1/2, s = -1/2
Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа:
Число АО на уровне n2
Число электронов на уровне 2n2

Число АО на уровне n2

Закономерности формирования энергетических уровней и подуровней
Принцип минимума энергии
Принцип минимума энергии определяет порядок заполнения АО, имеющих различные энергии.
а) Электроны занимают в первую очередь наиболее энергетически выгодные орбитали, имеющие наименьшую энергию.
1. Ряд энергий
Возрастание энергии по энергетическим подуровням происходит в следующем порядке:
Порядок начала формирования п/у
nS < (n-2)f ≤ (n-1)d < np

2. Правило Хунда
Минимальной энергии соответствует следующая конфигурация:
Она определяет порядок заполнения орбиталей с одинаковой энергией (многоэлектронных п/у).
В пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным (максимальное число неспаренных электронов с одинаковым положительным спином).

3. Минимум энергии для многоэлектронных подуровней
3. Известно, что минимальная энергия имеет место у подуровней, которые не заполнены вообще (нет электронов), заполнены наполовину или заполнен полностью.
Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями являются следующие:
s0 – s1 – s2, p0 – p3 – p6, d0 – d5 – d10, f0 – f7 – f14
24Cr 1s22s22p63s23p63d44s2 - не минимум энергии
24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 минимум энергии (основное) 29Cu 1s22s22p63s23p63d94s2 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1

I. Структура группы
III-я группа ПСЭ
Главная подгруппа
Побочные подгруппы
p – элементы:
B, Al, Ga, In, Tl
d – элементы:
Sc, Y, La, Ac
f – элементы:
Ln: Ce – Lu
An: Th - Lr
Э […] ns2 np1
Э […] (n-1)d1ns2
Ln […]4fn[5s25p6 ]5d0(1)6s2
An […6s26p6 ] 5fn 6d0(1)7 s2
Э […] ns2 np1

Электронное строение лантаноидов
2. Лантаноиды элементы аналоги c близкими свойствами, так как их основное состояние характеризуются одинаковым электронным строением внешних, доступных для взаимодействия электронных подуровней
(кроме Gd Lu)
Ln […]4f1-14[5s25p6 ]5d0 6s2
3. Для всех лантаноидов характерна
общая степень окисления +3,
Малая энергия перехода одного электрона с f-подуровня на d-подуровень, компенсируется энергией, которая выделяется при образовании дополнительной химической связи, которую образует электрон с d-подуровня.

Электронное строение лантаноидов
f-электроны закрыты экраном и не могут вступать в химические взаимодействия, не доступны для образования химической связи

Характеристика РЗЭ
4. Для некоторых Ln характерна переменная степень окисления.
Переменная степень окисления связана со стремлением атомов приобрести устойчивую конфигурацию f-подуровня, 4f0, 4f7, 4f14
Церий, тербий могут проявлять как валентность III, так и валентность IV
Европий, иттербий могут проявлять валентность II и III.

Электронное строение актиноидов
2. Различие в энергиях 5f- и 6d-орбиталей меньше, чем 4f- и 5d-орбиталей.
!!! Полагают, что 5f орбитали выходят
за пределы 6s и 6р облака и становятся
доступными для взаимодействия
zАn[…6s26p6 ] 5f k 6d m 7s2,
где k изменяется от 2 до 14,
а m равно 0 или 1
3. Энергия электронов на 5f- подуровне меняется по мере его заполнения

Изменение энергий 5f- и 6d-подуровней по ряду актиноидов

Особенность электронного строения
4. Для актиноидов первой половины ряда 5 f нестабилен,
энергии 5f, 6d , 7s и 7p орбиталей примерно одинаковы
и могут участвовать в образовании химических связей
(полагают, что 5f орбитали выходят за пределы 6s и 6р облака
и становятся доступными для взаимодействия)
Легкие актиноиды характеризуются большим разнообразием
степеней окисления, и более склонны к образованию
комплексных соединений, чем лантаноиды,
больше орбиталей способных участвовать
в донорно-акцепторных взаимодействиях.

Особенность электронного строения
90Th […6s26p6 ]5f06d2 7s2 !!!
U [… 6s 26p6] 5f 36d 17s2
Энергии орбиталей 5f-, 6d-, 7s- и 7p- примерно одинаковы.
Они все могут принимать участие в образовании химических связей.
Степени окисления:
от +3 до +6,
наиболее устойчивые +4 и +6

Особенность электронного строения
5. Для актиноидов первой половины семейства возможны переменные степени окисления от +3 до максимальных:
Th Pa U Np Pu Am Cm
Max ст. окисления 4 5 6 7 7 6 4

Особенность электронного строения
6. Элементы второй половины семейства актиноидов (от кюрия до лоуренсия) вследствие стабилизации 5f-подуровня, заполненного электронами наполовину и более чем наполовину, подобно лантаноидам, проявляют наиболее устойчивую степень окисления +3 (иногда +2)

Химическая связь –
совокупность электростатических сил притяжения и отталкивания, создающая динамически устойчивую систему из двух и более атомов.
Основные характеристики химической связи:
энергия связи (прочность связи)
длина связи
полярность связи
направленность (валентный угол)
поляризуемость связи

Общие сведения о химической связи
Большинство химических элементов, вступая во взаимодействие между собой, стремится приобрести устойчивую конфигурацию инертных газов
Путем отдачи или присоединения , или обобществления валентных электронов
Na + F2 = 2 NaF
F2 + 2e- → 2F- х 1 присоединение валентного электрона
9F[ ]2s22p5 9F- [ ]ns2np6
Na – e- → Na+ х 2 отдача валентного электрона

Общие сведения о химической связи
Na + F2 = 2 NaF (механизм ионной связи)
F2 + 2e- → 2F- х 1 присоединение валентного электрона
9F[ ]2s22p5 9F- [ ]2s22p6
Na – e- → Na+ х 2 отдача валентного электрона
11Na[ ]3s2 11Na+ [2s22p6 ]
10Ne [ ] 2s22p6 инертный газ неон
CaCl2, KCl, LiBr, CaO.

Химическая связь
1. Природа сил химической связи – электростатические взаимодействия электронов и ядер
совокупность электростатических сил притяжения и отталкивания, создающая динамически устойчивую систему из двух и более атомов.
2. Основной принцип образования химической связи - принцип минимума энергии
Емолекулы < Σ Еизолированных атомов

Химическая связь
принцип минимума энергии
При образовании химической связи всегда выделяется энергия
Н+Н = Н2 + 435 кДж/моль
N+N = N2 + 940 кДж/моль
N≡N

Химическая связь
3. Основные виды химической связи

Химическая связь
К основным видам химической связи относят :
ковалентную,
ионную,
металлическую,
(внутримолекулярная водородная связь)
(Межмолекулярные взаимодействия, межмолекулярные водородные связи)

Химическая связь
Ковалентная химическая связь
Химическая связь, образованная двумя атомами путем обобществления пары электронов, называется ковалентной связью (полярная и неполярная )
Между атомами неметаллов:
О2, N2, СН4, NН3, PН3, СCl4
Ионная связь
Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении.(можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи).

Химическая связь
Металлическая связь
Металлическая связь – это химическая связь, обусловленная взаимодействием обобществленных валентные электронов металлов с остовом положительно заряженных ионов кристаллич. Решётки (катионов с металла в кристаллической решетке). По природе близка к ковалентной связи.
Характерна для металлов и сплавов: Na, Ag, Sn, Rb, сплав Au+Cu и …

3. Зависимость
типа связи от электроотрицательности
взаимодействующих атомов.

Ковалентная связь
Особые свойства ковалентной связи
Направленность ковалентной связи
1. σ -, π- , δ- это способы перекрывания АО в пространстве.
Наиболее прочная связь - это σ –связь, она создает большую электронную плотность в межъядерном пространстве и ближе к ядрам взаимодействующих атомов.
2. Гибридизация АО

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ
При составлении ионно-молекулярных уравнений
реакций следует помнить:
1) малорастворимые, малодиссоциирующие и газообразные вещества записывают в виде молекул;
2) растворимые сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов;
3) сумма электрических зарядов ионов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ
Сильные Электролиты (практически полностью диссоциируют на ионы):
1.Сильные кислоты: НNO3, HCl, HBr, HI, HClO4, HМnO4, H2SO4 .
2. Сильные основания, т.е. гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: LiOH, KOH, NaOH, Ba(OH)2 и т.д.
3. Все хорошо растворимые в воде соли (NaCl, KNO3, Na2SO4, FeCl3 и др.).
Все хорошо растворимые в воде соли (NaCl, KNO3, Na2SO4, FeCl3 и др.).
Кислые (KHCO3, Na2HPO4, NaHS и др.) и основные (ZnOHCl, Al(OH)2NO3, CrOHSO4 и др.) соли диссоциируют в водных растворах как сильные электролиты по первой ступени. В ионно-молекулярных уравнениях кислые и основные соли записываются в виде ионов, которые образуются в результате диссоциации по первой ступени.

ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ
Слабые электролиты в водных растворах
Органические кислоты (CH3COOH, H2C2O4 ,HCOOH и др.), а также слабые неорганические кислоты (H2S, H2SO3, HCN, H2CO3, HClO, НNO2, H2SiO3, H3BO3 H3PO4 и другие).
2. Все малорастворимые в воде основания (Cu(OH)2, Cr(OH)3, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Al(OH)3 и другие, а также NH4OH).
3. Оксиды и H2O в ионно-молекулярных уравнениях записываются в виде молекул.

Термодинамика
Термодинамика − это наука, изучающая взаимные превращения различных форм энергии.
Она позволяет оценивать вероятность самопроизвольного перехода системы из одного состояния в другое и энергетические эффекты этих переходов. В термодинамике свойства систем рассматриваются для состояния равновесия.

2. Термодинамические функции состояния
Для характеристики химических систем используют функции состояния.
Функция состояния (ф.с.) - это такая функция, которая не зависит от пути, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.
внутренняя энергия U, кДж/моль или кДж; (∆U)
энтальпия Н, кДж/моль или кДж; (∆H)
энтропия S, Дж/моль*K; (∆S)
энергия Гиббса G, кДж/моль или кДж; (∆G)

Первое начало термодинамики
Специальный вид закона
сохранения энергии.
Количество тепла ∆Q, сообщенное системе, идет на изменение внутренней энергии ∆U системы и на работу A, совершаемую системой против внешних сил (тел).
U
Q
A
Q = ∆U + А

Законы термохимии
Закон Лавуазье, Лапласа (1780).
тепловой эффект образования химического соединения равен по величине, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения, т. е.
ΔHобр.= -ΔHразл. .
Закон Гесса (1840) (следствие )
тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит лишь от начального и конечного состояний системы(при р,T=const или V,Т=const). Вывод из
При V,Т=const, функции
При p,Т=const, состояния
Qv = ∆U
Qp = ∆U + p∆V=∆H

Условия стандартного состояния веществ

Стандартные условия
Обозначение термодинамических функций приведенных к стандартным условиям
∆H⁰, ∆U⁰, ∆G⁰, ∆S⁰

Расчетные методы определения тепловых эффектов реакций
Расчетные методы определения тепловых эффектов базируются на законах термохимии (Лавуазье, Лапласса и Гесса) и следствиям из этих законов.
1способ: Комбинирование заданных термохимических или термодинамических уравнений

Расчетные методы определения тепловых эффектов реакций
1способ: Комбинирование заданных термохимических уравнений I и II с их известными тепловыми эффектами по закону Гесса позволит определить неизвестный тепловой эффект Qx искомой реакции

Стандартная энтальпия образования
2 способ. Из закона Гесса следует, что при постоянном давлении тепловой эффект химической реакции можно рассчитать по энтальпиям продуктов и исходных веществ.
ΔHреакции=Σbj(H)j – Σai(H)i.
!!! Но абсолютные значения энтальпии неизвестны, так как величина энтальпии включает в качестве слагаемого внутреннюю энергию. В связи с этим вещества характеризуют не абсолютными значениями энтальпий, а энтальпиями образования (тепловыми эффектами или теплотами образования) веществ, которые в справочниках приводят для стандартных условий.

Стандартная энтальпия образования

Стандартная энтальпия образования
2 способ – это расчет теплового эффекта путем использования справочных данных по стандартным энтальпиям (теплотам) образования химических соединений
Стандартная энтальпия (теплота) образования есть тепловой эффект реакции образования одного моля этого соединения из простых веществ в их наиболее устойчивом состоянии при стандартных условиях.
K(тв) + Mn(тв) + 2O2(г) = KMnO4(тв) ; ∆H⁰(р-ции) = ∆H⁰обр(KMnO4(тв) )
∆H⁰обр(KMnO4(тв) ) = - 828,9 кДж/моль;
!!! –справочное данное

Справочные данные ∆H⁰обр
Если известны теплоты (энтальпии) образования исходных веществ и продуктов реакции, то можно рассчитать и тепловой эффект реакции, протекающей с участием этих веществ.
!!! ∆H⁰обр(простых веществ в устойчивой форме) = 0 кДж/моль;
!!! ∆H⁰обр(Н+(р-р)) = 0 кДж/моль;
ПРИМЕРЫ: ∆H⁰обр(KMnO4(тв) ) = - 828,9 кДж/моль
∆H⁰обр(MnO2(тв) ) = - 521,5 кДж/моль;
∆H⁰обр(Mn2+(р-р) ) = - 220,5 кДж/моль;
∆H⁰обр(MnO4- (р-р) ) = - 533,04 кДж/моль;

СЛЕДСТВИЕ из закона ГЕССА:
РАСЧЕТ ∆H⁰реакции, используя справочные данные ∆H⁰обр
Тепловой эффект (энтальпия) реакции равна разности сумм стандартных теплот (энтальпий) образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.
Стандартная энтальпия образования

Примеры термохимических расчетов

Примеры термохимических расчетов

Примеры термохимических расчетов

Примеры термохимических расчетов
Энергия химической связи Eх.с – энергия, которую нужно затратить, чтобы превратить один моль газообразных молекул в отдельные газообразные атомы (при н. у.)(энергия атомизации).
Средние стандартные энтальпии связи могут быть определены путем усреднения значений, найденных для целых классов соединений:
< Eх.с.>=∆H° атомизации/∑х.с.

II начало термодинамики. Энтропия
ВТОРО́Е НАЧА́ЛО ТЕРМОДИНА́МИКИ, один из основных законов термодинамики, устанавливающий необратимость реальных термодинамических процессов.
Второе начало термодинамики сформулировано как закон природы H. Л. С. Карно в 1824, P. Клаузиусом в 1850 и У. Томсоном (Кельвином) в 1851 в различных, но эквивалентных формулировках.

II начало термодинамики. Энтропия
Формулировки второго начала термодинамики:
«Невозможен процесс, единственным конечным результатом которого является превращение тепла, взятого от нагревателя, в эквивалентную ему работу» (Кельвин).
«Невозможен процесс, единственным конечным результатом которого является передача тепла от менее нагретого тела более нагретому» (Клаузиус).
«Природа стремится сама собой перейти от состояний менее вероятных к состояниям более вероятным» (Больцман)

II начало термодинамики. Энтропия
Термодинамическое определение энтропии:
Энтропией называется отношение теплоты, подводимой к термодинамической системе в некотором процессе, к абсолютной температуре этого тела

Энтропия-мера статистического беспорядка в изолированной термодинамической системе.
термодинамическая вероятность W >> 1, S>0
R = 8,31 Дж/моль∙К; универсальная газовая постоянная
W - Термодинамическая вероятность состояния (беспорядок) системы

III. Направление реальных процессов.
Свободная Энергия Гиббса
Направление реальных процессов является итогом конкуренции двух противоположных факторов: энергетического и вероятностного (энтропийного). Преобладание благоприятного фактора и определяет возможность самопризвольного протекания процесса.
Благоприятные факторы:
∆H <0 к минимуму энергии
∆S > 0 к наиболее вероятному процессу с большим беспорядком
Но ΔS>0 !!! реакция идет самопроизвольно
а ΔS<0, реакция идет самопроизвольно

Направление реальных процессов. Свободная Энергия Гиббса
Функция, которая является однозначным критерием направления процесса - это энергия Гиббса (∆G)
∆G объединяет энергетический и энтропийный факторы,
определяет возможность самопроизвольного протекания процесса
∆G= ∆H-T∆S –уравнение Гиббса

Критерии направления реакций

Использование значений ∆G на практике при нестандартных условиях
На практике условия чаще всего нестандартные. Однако и в этом случае можно судить о направлении самопроизвольного протекания реакции по значению ∆G°реакц :
∆G°реакц < -40 кДж – реакция протекает в прямом направлении;
∆G°реакц > +40 кДж – реакция протекает в обратном направлении;
-40< ∆G°реакц < +40 кДж – реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
40 кДж – поправка на нестандартность условий в энергетических единицах. (любые: парциальное давление, концентрация, состояние)

Стандартная Энергия Гиббса образования, ∆G⁰обр
Стандартная энергия Гиббса образования вещества (∆G°298) – изменение ∆G реакции образования одного моля вещества из простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях.
!!! ∆G⁰обр - это справочные данные
!!! ∆G⁰обр(простых веществ в устойчивой форме) = 0 кДж/моль;
!!! ∆G⁰обр(Н+(р-р)) = 0 кДж/моль;

Способы расчета ∆G°реакц
Рассчитать изменение энергии Гиббса реакции ∆G°реакц
)можно двумя способами.
Первый способ - по уравнению Гиббса:
–TΔSреакц
=
Второй способ (пример1)
расчет
выполняют
по табличным значениям

Приближенный метод расчета ∆G°реакц, Т для любой температуры
Данный способ справедлив для реакций, в которых в заданном интервале температур компоненты реакции не меняют своего агрегатного состояния.
В этом случае можно принять
∆H°реакц не зависит от температуры
∆S°реакц не зависит от температуры
∆G°реакц,Т = ∆H°реакц,298 -T∆S°реакц,298

Основные понятия
Условие химического равновесия.
Химический потенциал и активность компонентов
Закон действующих масс
Термодинамические и концентрационные константы равновесия.
Расчет констант равновесия и равновесных концентраций и степени превращения
Выражения для констант равновесия гомогенных и гетерогенных реакций
Влияние различных факторов на равновесие. Смещение равновесия.
Химическое равновесие

Химическое равновесие

Условия равновесия (химического, фазового) наиболее простым и универсальным способом выражаются через химические потенциалы μ
.
Для равновесия dGp,T = 0 и Σμi dνi = 0,
а так как dGp,T = f(ν1, ν2, …,νi),
то для любой равновесной химической реакции
Термодинамическое условие химического равновесия.

III. ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ, μ
Химический потенциал данного вещества, μi
n-число моль остальных компонентов

ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ, μ
Химический потенциал данного вещества в многокомпонентной системе, μi - это величина энергии Гиббса системы, отнесенная к одному молю этого вещества, т.е. парциальная мольная энергия Гиббса

СВОЙСТВА ХИМИЧЕСКОГО ПОТЕНЦИАЛ, μ

Активность компонентов системы
Активность компонентов – функция, определяющая свойства реальных систем, заменяющая собой концентрацию, имеющая размерность концентрации и связанная с ней следующими соотношениями (для неэлектрлитов):
коэффициенты активности (молярный, моляльный, мольнодолевой) - безразмерные величины, показывающие степень отклонения свойств реальной системы от идеальной вследствие различных физико-химических взаимодействий между компонентами

ЗДМ химической реакции:
Связь между концентрационной и термодинамической константами равновесия
Термодинамическая константа равновесия, const при T=const
Концентрационные константы равновесия const при T=const
,
,

Выводы:
Термодинамическая константа равновесия Ка не зависит от активности (концентрации) и давления системы, а определяется лишь химической природой вещества и температурой;
(В разбавленных растворах Ка=Кс, в разреженных газах Ка = Кр);
Константу равновесия можно определить 2 способами:
По известным значениям равновесных активностей, концентраций, давлений и т.д. ;
По термодинамическим характеристикам
По величине константы равновесия можно судить о степени протекания реакции:
К>>1 =>
K<<1 =>
ΔGᵅреакц = - RTln Ka

Примеры записи выражений ЗДМ для реакций

Примеры записи выражений ЗДМ для реакций

Примеры записи выражений ЗДМ для реакций

Примеры записи выражений ЗДМ для реакций

ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ
Равновесие диссоциации воды. Водородный показатель
Равновесие диссоциации слабых кислот и оснований.
Закон разбавления Оствальда
Примеры расчетов степени диссоциации и равновесных концентраций
рН водных растворов кислот и оснований.
Примеры расчетов
Равновесие в растворах малорастворимых солей
Равновесие гидролиза

Диссоциация слабых многовалентных оснований и многоосновных кислот протекает по ступеням. Причем каждая последующая ступень протекает слабее предыдущей
Kд1 >> Kд2 >> Kд3 >>….
По значениям Kд можно определять степень диссоциации слабого электролита, концентрации ионов в растворе, рН, рОН.
Kд - справочные величины !!!
Выводы:
Равновесие диссоциации слабых электролитов

Равновесие диссоциации слабых электролитов

Равновесие диссоциации слабых электролитов

Произведение растворимости (ПР)
PbI2(тв)
III. Равновесие в растворах малорастворимых веществ

PbI2(тв)
III. Равновесие в растворах малорастворимых веществ

Произведение растворимости (ПР)
PbI2(тв)
III. Равновесие в растворах малорастворимых веществ

Растворимость соли ( ), [ ] = [моль/л] – максимальная (предельная) концентрация растворённого вещества при данной температуре, или концентрация насыщенного раствора;
Равновесные концентрации ионов соли в её насыщенном растворе;
Условия образования, растворения или переосаждения осадков.
Значение ПР.
По значению ПР можно определять:

Гидролиз солей I, II, III – валентных металлов и одно- , двух- и трёхосновных кислот протекает в основном по первой ступени;
Кг1 >Кг2>Кг3
В результате гидролиза pH водных растворов солей смещается в кислую область при гидролизе по катиону и в щелочную – при гидролизе по аниону;
Выводы:

Полному необратимому гидролизу подвергаются только соли, образованные слабой, неустойчивой кислотой и и малорастворимым основанием: либо сульфиды, либо карбонаты металлов, дающие малорастворимые основания.
Выводы:

Выводы:
Гидролиз кислых или основных солей протекает по первой ближайшей ступени:

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Общие закономерности
Основные понятия
Молекулярность и порядок реакции
Основной закон химической кинетики.
Зависимость скорости реакции от концентрации
Уравнение ЗДМ кинетики
Зависимость скорости реакции от температуры
Зависимость скорости реакции от природы реагентов
Зависимость скорости реакции от температуры

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ:
1.1. СКОРОСТЬЮ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
называется изменение количества
одного из реагирующих веществ
в единицу времени
в единице реакционного пространства
(для гомогенной реакции – в единице объема,
для гетерогенной – на единице площади).
Для гомогенной реакции:
Скорость – это изменение концентрации за единицу времени

Изменения количеств реагентов относятся,
как стехиометрические коэффициенты 1.2.
,
Отсюда
и
скорость химической реакции

Если реакция
νАА + νВВ + … → νСС + νDD + …
протекает в несколько стадий,
она называется СЛОЖНОЙ
Для реакции
кинетическое уравнение
или уравнение ЗДМ кинетики
или уравнение скорости
- частные порядки реакции
по конкретному компоненту,
могут НЕ СОВПАДАТЬ
с коэффициентами
если реакция сложная и принимать даже нулевые, дробные и отрицательные значения
nA + nB = n - общий порядок реакции
nA, nB
νА, νВ
(простой, сложной)
2. Зависимость скорости реакции от концентрации
Основной закон кинетики

УРАВНЕНИЕ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ПЕРВОГО ПОРЯДКА.
ПЕРИОД ПОЛУРАСПАДА
.
К реакциям первого порядка относятся реакции фотохимической диссоциации, изомеризации, радиоактивного распада.

УРАВНЕНИЕ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ПЕРВОГО ПОРЯДКА.
ПЕРИОД ПОЛУРАСПАДА
.
период полупревращения (полураспада)
реакции первого порядка
!!! Период полупревращения не зависит
от начальной концентрации
!!! Время полного превращения реагента
стремится к бесконечности

ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОТ ПРИРОДЫ РЕАГЕНТОВ И ТЕМПЕРАТУРЫ
Уравнение Аррениуса