000720

33 7. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Стандартная энер- гия Гиббса реакции. Примеры экзергонических и эндергонических процес- сов, протекающих в организме. 8. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Константа химического равновесия. Термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых системах. 9. Уравнения изотермы химической реакции. Прогнозирование смеще- ния химического равновесия. 10. Средняя скорость химической реакции. Кинетические кривые. 11. Классификации реакций, применяющиеся в кинетике. 12. Зависимость скорости реакции от концентрации. Основной закон ки- нетики. Порядок и молекулярность химической реакции. 13. Уравнения кинетики первого порядка. Период полупревращения. 14. Зависимость скорости реакции от температуры. Эмпирическое прави- ло Вант-Гоффа. Энергия активации; уравнение Аррениуса. 15. Катализ. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса – Ментен и его анализ. Занятие 13. ЭЛЕКТРОДНЫЕ И РЕДОКС-ПОТЕНЦИАЛЫ Основные понятия и формулы базового уровня 1. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями . В ходе реакции они восстанавливаются. Типичные окислители: • простые вещества, образованные атомами неметаллов с высокими зна- чениями электроотрицательности: F 2 , Cl 2 , O 2 , O 3 ; • сложные вещества, содержащие атомы элементов с максимальной или высокой степенью окисления: перманганат калия KMn +7 O 4 ; дихромат калия K 2 Cr 2 +6 O 7 , хромат калия K 2 Cr +6 O 4 ; азотная кислота HN +3 O 3 серная кислота H 2 S +6 O 4 (конц.); оксид меди (II) Cu +2 O; оксид серебра (I) Ag 2 +1 O; оксид свинца (IV Pb +4 O 2 ; хлорид железа (III) Fe +3 Cl 3 ; перхлорат калия KCl +7 O 4. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восста- новителями . В ходе реакции они окисляются. Типичные восстановители: • простые вещества, образованные атомами неметаллов с низкими значе- ниями электроотрицательности: Н 2 , С (уголь, кокс); металлы, особенно, ще- лочные и щелочноземельные: K, Na, Rb, Ca, Ba;