Тема 1. Кинетика химических процессов и химическое равновесие
Цели, задачи:
На фактическом уровне получения знаний:
1. Понятие химической кинетики;
2. Методы регулирования скорости химической реакции;
3. Каталитические реакции;
4. Равновесное состояние химической системы;
5. Выражение закона действующих масс;
6. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.
На операционном уровне получения знаний:
Обучить студента:
1. Рассчитывать величину скорости реакции, используя кинетическое уравнение;
2. Определять изменения скорости реакции и температурного коэффициента скорости в некотором температурном интервале, используя правило Вант-Гоффа;
3. Рассчитывать величину энергии активации, используя уравнение Аррениуса;
4. Рассчитывать значения равновесных концентраций и константы равновесия на основании закона действующих масс;
5. Определять величину константы равновесия и значение энергии Гиббса, используя уравнение химического сродства и уравнение изобары процесса.
На аналитическом уровне получения знаний:
Обучить студента:
Делать правильный вывод о влиянии: а) концентрации реагирующих веществ на скорость реакции; б) температуры на скорость реакции; в) катализатора на значение энергии активации и скорость реакции; г) различных факторов на направленность сдвига химического равновесия; д) знака изменения энергии Гиббса на величину константы равновесия.
Фактический материал:
I. Кинетика как учение о скорости химической реакции. Понятие о средней и истинной скорости процесса.
II. Факторы, влияющие на скорость гомогенного химического процесса:
1) концентрационная зависимость скорости реакции, кинетическое уравнение химической реакции как частный случай закона действующих масс, порядок и молекулярность реакции;
2) природа реагирующих веществ и константа скорости реакции;
3) температурный режим, эмпирическое правило Вант-Гоффа, температурный коэффициент скорости, условие подчинение процесса правилу Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса (интегральный и экспоненциальный вид уравнения), физический смысл и значение энергии активации процесса в некотором температурном интервале;
4) наличие катализаторов в системе, понятие о положительном и отрицательном катализе, влияние катализатора на значение энергии активации и скорость процесса.
III. Особенности кинетики гетерогенных процессов, влияние площади межфазной границы на скорость процесса.
IV. Кинетическая классификация химических процессов:
1) по молекулярности и порядку реакции;
2) по природе частиц, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия (молекулярные, цепные, ионные реакции);
3) по числу фаз;
4) по степени сложности, т.е. по механизму протекания (обратимые и необратимые, изолированные и параллельные, сопряженные, последовательные).
V. Особенности кинетики цепных, разветвленных цепных и фотохимических реакций. Три этапа таких реакций (зарождение цепи, развитие и обрыв цепи), основное условие разветвленных цепных реакций: скорость разветвления цепи должна превышать скорость ее обрыва.
VI. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции. Условия устойчивого равновесия термодинамических систем:
1) неизменность равновесного состояния при сохранении внешних параметров;
2) подвижность равновесия (самопроизвольное восстановление после прекращения возмущающего воздействия);
3) динамический характер, т.е. установление и сохранение равновесия при равенстве скоростей прямого и обратного направлений процесса;
4) изменение изобарно-изотермического потенциала имеет нулевое значение для равновесного состояния 
.
VII. Закон действующих масс и условие химического равновесия. Формулировка закона. Вывод константы равновесия через равновесные концентрации (KC) и равновесные парциальные давления (KP), соотношение этих констант для равновесной системы KP = KC(PT)Δν,
где R, Т, ∆ν – газовая постоянная, температура, изменение числа молей газовых компонентов процесса, соответственно.
VIII. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:
1) изменение количества любого компонента системы;
2) изменение температурного режима.
Формулировка принципа Ле-Шателье.
IX. Основой термодинамического расчета констант равновесия и равновесных выходов продуктов реакции является уравнение изотермы реакции 
, называемое уравнением химического сродства. Допуская, что некотором температурном интервале: 
изменение энтальпии процесса величина постоянная и равна 
, для расчета константы равновесия можно применять уравнение изобары процесса 
, где 
- константы равновесия при температурах 
, соответственно.
X. Фазовое равновесие. Правило фаз Гиббса. Число фаз и число компонентов системы. Диаграмма состояния системы: а) однокомпонентной; б) двухкомпонентной системы.
Выводы по теме:
1. Скорость химического процесса является функцией природы и количества реагирующих веществ в системе, температуры и наличия в системе катализатора;
2. Все химические реакции классифицируются по механизму их протекания.
3. Любое химическое равновесие подчиняется определенным условиям, основополагающим является закон действующих масс.
4. Изотерма и изобара процесса связывает термодинамические и кинетические характеристики процесса.
Вопросы для самопроверки:
1. Как изменится скорость реакции 2 NO (г) + О2 (г) = 2 NO2 (г), если объем реакционного сосуда увеличить в 2 раза?
а) уменьшится в 4 раза;
б) уменьшится в 8 раз;
в) возрастет в 4 раза;
г) возрастет в 8 раз.
2. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему катализатора?
а) уменьшением энергии активации;
б) увеличением средней кинетической энергии молекул;
в) возрастанием числа столкновений;
г) ростом числа активных молекул.
3. Какое влияние оказывает увеличение степени дисперсности конденсированной фазы на скорость протекания гетерогенной химической реакции?
а) увеличивает скорость реакции;
б) не влияет на скорость реакции.
4. При 293 К константа скорости некоторой реакции равна 10-4 мин-1 , а при 323 К скорость равна 8·10-4 мин-1 . Чему равен температурный коэффициент скорости реакции?
а) 2; б) 3; в) 4.
5. Если для двух реакций константа скорости первой больше чем константа скорости второй, то какое соотношение между энергиями активации этих реакций правильно?
а) Е’ > E”; б) Е’ < E”; в) нельзя определить.
6. Какие воздействия на реакционную систему 4HCl(г) + О2 (г) = 2 Cl2 (г) + 2 Н2О(г) приведут к смещению равновесия влево?
а) увеличение концентрации кислорода;
б) увеличение концентрации хлора;
в) повышение давления;
г) увеличение объема реакционного сосуда.
7. Для некоторой реакцииΔG < 0. Какие из приведенных утверждений правильны?
а) константа равновесия реакции больше единицы;
б) константа равновесия реакции меньше единицы;
в) в равновесной смеси преобладают исходные вещества;
г) в равновесной смеси преобладают продукты реакции.
8. С ростом температуры значение константы равновесия реакции Н2О (г) = Н2 (г) + 1/2 О2 (г) возрастает. Каков знак 
этой реакции?
а) > 0;
б) < 0;
в) по данным задачи нельзя определить.
9. Для некоторой самопроизвольно протекающей реакции ∆S < 0. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры?
а) увеличиваться;
б) уменьшаться;
в) по данным задачи нельзя определить.
10. Константа равновесия некоторой реакции при 293 К равна 5·10-3,а при 1000 К составляет 2·10-6. Каков знак ∆Н0 этой реакции?
а) ∆Н0 > 0; б) ∆Н0 < 0.
Модуль 4. Растворы
Раздел 1. Общие сведения о растворах (12 часов)