Кулажанов К.С., Сулейменова М.Ш. Неорганическая химия. Учебник для студентов специальностей 5В072700 и 5В072800, обучающихся по кредитной технологии/ Алматы: 2012. 104-121 стр

3.Кабдулкаримова К.К., Омарова Н.М.,Абекова Р.С. Жалпы химия курсы бойынша есептер мен жаттығулар. – Семей,2012 – 20-24 беттер.

Дәріс № 4. Химиялық кинетика. Химиялық тепе-теңдік

4.1 Химиялық реакциялар жылдамдығы және механизмі. Әрекеттесуші массалар заңы. Температура әсері

4.2 Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік.

Ле-Шателье принципі

4.1 Химиялық реакциялар жылдамдығы және механизмі. Әрекеттесуші массалар заңы. Температура әсері

Химияда жүйе деп ойша кеңістіктен бөлініп алынған, затпен не өзара бір-бірімен әрекеттесетін заттармен толтырылған, бөлігін айтады. Гомогенді не гетерогенді жүйе болады. Гетерогенді жүйе екі не бірнеше бөлімнен тұрады, ол бөлімдердің физикалық және химиялық қасиеттерінің айырмашылығы болады, беттері ғана жанасады, бір – бірімен араласпайды (мұз, су). Гетерогенді жүйенің басқа бөлімдерімен араласпай тұрған біртекті бөлімі фаза деп аталады. Сонда, гомогенді жүйе бір фазалы, гетерогенді жүйе екі не көп фазалы болады. Химиялық реакциялар жылдамдығына көптеген факторлар әсер етеді, негізгілері – реагенттердің концентрациясы және физикалық күйі, температура және катализаторлар қатысуы. Химиялық реакциялар жылдамдығы әр түрлі болады. Кейбіреулері өте тез өтеді, кей реакциялар айлар, жылдар, ғасырларды керек етеді (геохимиялық реакциялар). Химиялық реакциялардың жылдамдығы да уақытпен өлшенеді. Химиялық реакциялар кезінде реакцияға түсетін заттардың концентрациялары өзгереді. Гомогенді (гетерогенді) реакциялар жылдамдығы - процесс кезінде реакцияға түсетін не түзілетін заттардың белгілі (кесімді) уақыт ішінде (секунд, сағат, жыл) көлем бірлігіндегі (қатты заттың бет бірлігіндегі не масса не көлем бірлігіндегі) мөлшері (концентрацияларының өзгерісі): u = Dn / VDt, u = Dn / SDt, n –зат мөлшері,

u = с₂ – с₁ / t₂ - t₁ = ± Dс / Dt. Жылдамдықты алғашқы заттардың концентрациясының азайуымен есептесе, онда минус мәні қойылады. Химиялық реакциялардың жылдамдығына температура, реакцияға түсетін заттардың концентрациясы және катализатор әсерін зеттейтін ғылым – деп аталады. Реакциялардың кинетикасын зерттеудің теориялық, практикалық маңызы зор. Теориялық мәні – заттың құрылысы мен химиялық байланысы энергетикалық сипаттамаларының сол заттың реакцияласу қабілетіне тигізетін әсерін ашады, сонымен бірге химиялық әрекеттесулердің механизмі мұқият зерттеліп, оған жоғарыда аталған жағдайлардың әсері анықталады. Практикалық мәні -адам қажеті үшін іске асырылатын химиялық реакциялардың жылдамдығы меңгеріліп отырады.

Температура әсері. Заттар әрекеттесуүшінолардың молекулалары кездесіп, түйісуі керек. Температураны көтергенде молекулалардың қозғалыс жылдамдығы артады, олардың кездесуі де артады. Тәжірибе жүзінде температураны 10° өсіргенде реакцияның жылдамдығы 2 – 4 есе артатындығы анықталған (Вант-Гофф ережесінің дұрыстығы дәлелденген): u_Т2 = u_Т1 g^{Т2 – Т1 /10} , g - температуралық коэффициент, көптеген реакциялар үшін 2 – 4 арасында болады. Мысалы, g=2,8 болса, температураны 20 – дан 75°С көтерсе, реакция жылдамдығы неше есе артатынын есептеу керек. Шешуі: Т₂ – Т₁ = 55°С, сонда u₂ /u₁ = 2,8^55/10 = 2,8^5,5 , lgu₂ /u₁ = 5,5lg2,8 = 5,5×0.447 = 2,458, одан u₂ / u₁ = 287, яғни реакция жылдамдығы 287 есе артады. Реакция молекулалар түйіскен сайын жүрмейді, тек актив молекулалар ғана,яғни энергия қоры көп болатын молекулалар, әрекеттеседі. Заттардағы актив молекулалар саны сол заттың қасиетіне байланысты, температураны көтергенде жалпы молекулалардың кинетикалық энергиясы өседі, сонда актив молекулалар саны да артады, молекулалардың түйісуі де көбейеді, сондықтан реакция жылдамдығы да артады. Реакцияға түсетін заттардың бір моліндегі молекулалардың барлығын актив молекулаға айналдыру үшін жұмсалатын энергияны активтендіру энергиясы деп атайды, оны кДж/моль бірлігімен көрсетеді. Бұл энергия көп болған сайын, ондай энергиясы бар актив молекулалар аз болады, сондықтан реакция баяу жүреді. Реакция жылдамдығы константасының активтендіру энергиясына (Е _а ) байланыстылығын Аррениус теңдеуі арқылы көрсетуге болады: k = Z P e^-E a / ^RT , Z – көлем бірлігінде бір секундта соқтығысатын молекулалар саны. Активтену энергиясы теңдеуде дәреже көрсеткішінде тұрғандықтан, оның азғана ғана азаюы реакция жылдамдығын бірсыпыра жоғарылатады. Мысалы, катализатор қатысынсызжүрген реакцияның активтену энергиясы 75,24 кДж / моль болса, катализатор қатысында – 50,14 кДж / моль болған. Реакция 25°С температурада ктатализатор қатысында жүргенде жылдамдығы неше есе артады? Шешуі: катализатор қатысынсыз активтену энергиясы Е _а , катализатор қатысында - Е^¢ _а деп белгіленсе, сәйкесінше реакция жылдамдығының константалары k және k ^¢ . Аррениус теңдеуін пайдаланып k ¢ /k = e^{- E a¢ /RT} / e^{- Ea / RT} = e ^{(Ea - E¢ a) /RT} жазсақ, одан lg k¢ / k = E_a - E¢ _a / 2.30 RT, бұл теңдеудегі энергияны джоульмен алып, Т = 298 К десе, lg k¢ / k = (75,24 – 50,14)×10³ / 2,30 ×8,314 ×298 = 4,40, сонда k ¢ /k = 2.5 ×10⁴ болады. Сонымен, активтену энергиясын 25,1 кДж азайтса, реакция жылдамдығы 25 мың есе көбейеді.

Концентрацияның әсері. Химиялық реакциялар тез жүруі үшін түйісетін молекулалар саны көп болуы керек, яғни концентрацияны өсіру керек. Реакцияның жылдамдығына әрекеттесуші заттардың концентрацияларының әсерін зерттеген Норвегияның екі ғалымы Гульдберг және Вааге 1867 жылы мынадай қорытындыға келген: химиялық реакцияның жылдамдығы реакцияласушы заттардың концентрацияларының көбейтіндісіне тура пропорционал - әрекеттесуші массалар заңы. Егер химиялық реакциялар жалпы түрде былай жүрсе: а А + b В = сС + d D, молярлы концентрация С деп белгіленсе, u = k C_A^a ×C_B ^b , мұндағы k – пропорционалдық коэффициент, реакция жылдамдығының константасы деп аталады. Егер реакцияға қатты зат қатысатын болса, олар бар массасымен емес, тек сыртқы бетімен ғана реакцияласады, сондықтан реакцияның жылдамдығын анықтағанда оның концентрациясы есепке алынбайды; газ және еріген заттардың концентрациясы ғана есептеледі. Мысалы, С + СО₂ = 2 СО, u = k C _СО2 және Ғе₂ О₃ + 3Н₂ = 2Ғе + 3Н₂ О, u = k C _Н2 .

Егер реакцияға түсетін заттардың концентрациясы бірге тең болса, онда u = k, яғни жылдамдық константасының физикалық мәні – реакцияға түсетін заттардың концентрациясы бірге тең болғандағы реакция жылдамдығы. k - әрекеттесетін заттардың концентрациясына тәуелді емес, тек оның табиғатына және температураға тәуелді. Газ тәріздес заттар әрекеттескенде қысым қанша рет өссе не азайса, концентрация да сонша рет өседі не кемиді, олай болса, реакция жылдамдығы қысымға тәуелді.

Катализатордың әсері. Катализатор деп – реакцияның жылдамдығын өзгертіп, бірақ реакция нәтижесінде өздері химиялық өзгермей қалатын заттар.

Катализаторлар реакция жылдамдығын миллион есеге дейін өсіре алады. Әрбір реакцияға өзіне тән катализаторлары да болады, олар басқа реакцияларға әсер етпеулері де мүмкін. Мысалы, катализатор ретінде АІ₂ О₃ алынса, этил спиртінен этилен алынады, ал фосфор қышқылы катализатор болса – диэтил эфирі алынады.

Катализатор ролі – актив молекулалар саны артады және активтендіру энергиясы кемиді, яғни реакцияға түсетін заттардың молекулаларының байланысын әлсіретеді. Катализаторлар қатты, сұйық, газ күйінде де болады. Реакция жылдамдығын баяулататын қасиеті бар заттар да болады, оларды кері катализатор-ингибитор деп атайды. Катализатор әсерінен жылдамдығы өзгеретін процестерді каталитикалық процесс – катализ деп атайды. Гомогенді және гетерогенді катализ болады. Катализатор да, реакцияласушы заттар да бір фазада болса, гомогенді катализ; катализатор мен реакцияласушы заттар әртүрлі фазада болса, гетерогенді катализ болады.

Гомогенді катализдегі катализатордың әсері аралық қосылыстар түзілуі арқылы (активті комплекс, тұрақсыз қосылыс, ол реакцияласатын молекулалардың активтену энергиясын төмендетеді, яғни молекулалар байланысын әлсіретеді) түсіндіріледі.

Гетерогенді катализде катализатордың әсері адсорбция арқылы, яғни реакцияласушы заттардың молекулаларын катализатор өз бетіне жинап сіңіруі арқылы түсіндіріледі. Адсорбция әсерінен катализатордың бетінде реакцияласушы заттар молекулаларының концентрациясы өседі, сондықтан молекулалардың өзара соқтығысуы артады, сонда реакция жылдамдығы жоғарылайды.

Катализатор қатысымен жүретін процестер жаратылыста да, өнеркәсіпте де өте көп. Тірі организмде болатын көптеген процестер ферменттер (органикалық катализаторлар) қатысында жүреді.

4.2 Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік.

Ле-Шателье принципі.

4.2. Гетерогенді және гомогенді жүйелердегі химиялық тепе-теңдік. Ле Шателье принципі.

Көптеген реакциялар бір бағытта жүреді. Мысалы, 2КСІО₃ ® 2 КСІ + 3 О₂ ,

2Na + 2 H₂ O ® 2 NaOH + H₂ , оларды қайтымсыз реакциялар деп атайды. Бірдей жағдайда қарама – қарсы екі бағытта жүретін реакцияларды қайтымды деп атайды. N₂ + 3 H₂ «2 NH₃, Fe₃ O₄ + 4H₂ «3 Fe + 4 H₂ O

Солдан оңға қарай жазылған реакцияны тура, оңнан солға жазылған реакцияны кері реакция деп атайды. Қайтымсыз реакция деп атау тек шартты түрде ғана. Химиялық реакция жүрген кезде алғашқы заттардың концентрациялары азаяды, олай болса, әрекеттесуші массалар заңы бойынша реакция жылдамдығы да азаяды. Егер реакция қайтымды болса, белгілі бір уақыт өткен соң кері реакцияның жылдамдығы арта бастайды, себебі реакция нәтижесінде пайда болған заттар концентрациялары артады. Тура және кері реакциялар жылдамдықтары теңескенде химиялық тепе- теңдік орнайды, енді реакцияға қатысатын заттардың концентрациялары ары қарай өзгермейді. Егер жалпы теңдеуді былай жазса а А + b В «с С + d D, онда тура реакция жылдамдығы u_® = k_® [A]^a × [B]^b ; u = k [C]^c × [D]^d тепе – теңдік кезінде u_® = u, олай болса, k_® [A]^a × [B]^b = k [C]^c × [D]^d сонда, k_® / k = К _т – реакцияның тепе-теңдік константасы болады. Тепе-теңдік константасына кіретін концентрацияларды тепе-теңдік концентрациялары деп атайды. Сонымен, тепе-теңдік константасы сол температурада тұрақты шама, реакция нәтижесінде түзілген заттардың тепе-теңдік концентрациялары көбейтіндісінің реакцияға түскен заттардың тепе-теңдік концентрациялары көбейтіндісіне қатынасын көрсетеді: К _т = [C]^c × [D]^d / [A]^a × [B]^b Тепе-теңдік константасы - реакцияның маңызды сипаттамасы, оның мәні көп болған сайын, реакция «тереңірек» жүреді, яғни реакция нәтижесінде түзілген заттардың шығымы жоғары болады. Гетерогенді реакциялар үшін тепе-теңдік константасы мәніне де қатты заттардың концентрациясы кірмейді, реакциялар жылдамдығы мәніне кірмеген сияқты.

Химиялық тепе-теңдік кезінде реакциялар тоқтамайды, тек қарама-қарсы реакциялардың жылдамдықтары теңеседі, уақыт бірлігінде түзілген заттар молекулаларының саны реакцияға түскен заттар молекулалары санына тең болады. Олай болса, химиялық тепе-теңдік динамикалық, жылжымалы болады. Химиялық тепе-теңдік кезінде жүйеде Гиббс энергиясы өзгермейді, DG = 0, DH = T DS, DG° = - RT ln K, DG°₂₉₈ (кДж) = - 5,71 lg K₂₉₈ не DG°₂₉₈ (кДж) = - 19,1 Т lg K - тепе-теңдік константасы мен Гиббс энергиясы арасындағы қатынас. Тепе-теңдік константасы реакцияласатын заттар табиғатына және температураға тәуелді, ал концентрацияларына тәуелді емес. Эндотермиялық реакциялар үшін температураны көтерсе, тепе-теңдік константасы жоғарылайды, ал экзотермиялық реакцияларда – азаяды. Тепе-теңдік константасы (егер қысым онша жоғары болмаса) қысымға тәуелді емес. Тепе-теңдік константасының энтальпиялық және энтропиялық факторларға тәуелділігі оған реагенттер табиғаты әсер ететіндігін көрсетеді. Сонымен бірге, тепе-теңдік костантасы мәніне катализатор қатысы да әсер етпейді, ол тура және кері реакциялардың активтену энергияларын бірдей өзгертетіндіктен олардың жылдамдықтарын да бірдей өзгертеді. Катализатор тек жүйенің тепе-теңдік жағдайына келуін тездетеді, бірақ реакция нәтижесінде түзілетін заттардың шығымына әсер етпейді. Әлсіз электролиттердің (электролиттік диссоциация) диссоциация константасы, комплекс иондардың тұрақсыздық константасы, судың иондық көбейтіндісі, ерігіштік көбейтіндісі – бұл шамалар қайтымды процестерді сипаттайтындықтан тепе-теңдік константалары болады.

Ле Шателье принципі. Жағдайды өзгертпесе тепе-теңдікке келген жүйенің күйі сақталады. Сыртқы жағдайдың (реагенттер концентрацияларының, қысымның, температураның)өзгеруінің тепе-теңдікке әсерін Ле Шателье принципін (жылжымалы тепе-теңдік принципін) қолдану арқылы анықтауға болады: Химиялық тепе-теңдік күйге келіп тұрған жүйеніңжағдайының біреуін өзгерту, тепе-теңдікті сол өзгертуге қарсы әрекет туғызатын реакция бағытына қарай ығыстырады:

Температура әсері. Температура көтерілгенде тепе-теңдік эндотермиялық реакция бағытына қарай, ал температура төмендегенде экзотермиялық реакция бағытына қарай ығысады(Вант-Гофф заңы - Ле Шателье принципінің жеке бір түрі 2СО + О₂ «2СО₂ , DН< 0;N₂ O₄ «2 NO₂ , DH > 0.

Қысымның әсері. Тепе-теңдікте тұрған жүйенің сыртқы қысымын көбейткенде тепе-теңдік жүйедегі молекулалардың жалпы саны азаятын реакцияның бағытына қарай, яғни жүйенің ішкі қысымы кемитін жаққа қарай ығысады. Керісінше, сыртқы қысымды кеміткенде тепе-теңдік жүйедегі молекулалардың жалпы саны көбейетін бағытына қарай, яғни ішкі қысымның өсуі жағына қарай ығысады. Мысалы,

N₂ + 3 H₂ «2 NH₃ тепе-теңдіктің сол жағында 4 молекула, оң жағында 2 молекула, сонда сыртқы қысым арттқанда тепе-теңдік оң жаққа, аммиак түзілетін жаққа ығысады.

Тепе - теңдіктің екі жағындағы молекулалар саны бірдей болса, N₂ + O₂ «2NO, онда қысымды өзгерту тепе-теңдікке әсер етпейді.

Концентрацияның әсері. Реакцияға түсетін заттардың концентрацияларын арттырса, тепе-теңдік сол концентрациялардың азаятын жағына, яғни реакция өнімі түзілетін жаққа ығысады (тура реакция жүреді). Керісінше, азайтса, реакция нәтижесінде түзілген өнімнің айрылуы жүреді, кері реакция жүреді.

Реакция нәтижесінде түзілген заттар айрылмас үшін оларды (не біреуін)реакциядан шығарса, тепе-теңдік сол шығарылған заттың орнын толтыратын жаққа қарай ығысады, яғни реакция аяғына дейін жүреді. Мысал 1: 2СО₂ «2СО + О₂ реакциясы үшін 2000°С температурада тепе-теңдіктегі қоспадағы заттардың көлемдік үлестері, %: 85,2 СО₂ ; 9,9 СО және 4,9 О₂ болса, жүйенің жалпы қысымы 1,013×10⁵ Па болса, а. реакцияласатын заттардың парциалды қысымдары арқылы көрсетілген (К_р ); б. молярлы концентрациялары арқылы көрсетілген (К_с) тепе-теңдік константалары нешеге тең? Шешуі: газдың парциалды қысымы жалпы қысымды қоспадағы газдың көлемдік үлесіне көбейткенге тең: а) р(СО₂) = 1,013×10⁵ ×0,852 = 0,863×10⁵ Па;

б) р(СО) = 1,013×10⁵ ×0,099 = 0,1×10⁵ Па; в) р(О₂) = 1,013×10⁵ ×0,049 = 0,050×10⁵ Па;

К_р = р (СО)² × р (О₂) / р(СО₂)² = 67,1 Па; К_с = К_р / RT = 67,1/ 8,31×2273 = 3,6×10^-3 моль/л. К_р мен К_с арасындағы байланыс идеал газдар үшін Менделеев – Клапейрон теңдеуі арқылы көрсетіледі:

К_р = К_с (RT)^Dn мұндағы Dn – реакция нәтижесінде түзілген газ тәріздес заттардың моль саны мен реакцияға түскен газ тәріздес заттардың моль сандарының айырымы, осы реакция үшін ол Dn = 3 – 2 = 1 болады. Мысал 2: Газ тәріздес мына заттар А + 2 В = C әрекеттескенде, тепе-теңдік ол заттардың концентрациялары сәйкесінше мына сандарға тең болғанда 0,06 моль/л, 0,12 моль/л, 0,216 моль/л орнаған болса, реакцияның тепе-теңдік константасын және А мен В заттарының алғашқы концентрацияларын табу керек. Шешуі: К = [ С] / [А]× [В]²; К = 0,216 / 0,06×(0,12)² = 2,5. 1 моль А және 2 моль В заттарынан 1 моль С заты түзіледі. Есеп шарты бойынша жүйенің әр литрінде 0,216 моль С заты түзіледі, сонда 0,216 моль А және

0,216×2 = 0,432 моль В заты түзіледі. Олай болса, алғашқы концентрациялар

[А]₀ = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л; [В]₀ = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л.

Мысал 3: Егер НІ қышқылының белгілі бір температурада диссоциация константасы 6,25×10^-2 болса, осы температурада қышқылдың қанша пайызы диссоциацияға түседі? Шешуі:

2НІ «Н₂ + І₂ қышқылдың диссоциациялану реакциясы. Егер қышқылдың алғашқы концентрациясын С,моль/л деп белгілеп тепе-теңдік орнаған кезде қышқылдың әр С мольдерінен х моль диссоциациаланса, онда теңдеуден көрініп тұрғандай 0,5 х моль Н₂ және 0,5х моль І₂ түзіледі. Олай болса, тепе-теңдік концентрациялар: [ НІ] = (С- х) моль/л; [ Н₂] = [ I₂] = 0,5 x моль/л. Тепе-теңдік константасы К = [ Н₂] × [ I₂] / [ НІ]² ; 6,25 = 0,5х ×0,5х / (С - х)² , одан

х = 0,333 С. Олай болса, тепе-теңдік орнағанда иодты сутектің алғашқы мөлшерінің 33,3% ыдыраған. Сонымен,

Сыртқы жағдай (температура, қысым, концентрация) өзгермесе, химиялық тепе-теңдік ұзақ уақыт сақталады. Сыртқы жағдайлардың өзгеруі тура реакция мен кері реакцияның жылдамдығына түрліше әсер ететіндіктен, тепе-теңдік реакция тура реакцияның немесе кері реакцияның бағытына қарай ығысады. Сыртқы жағдайдың өзгеруіне байланысты химиялық тепе-теңдік белгісі бір бағытқа ығысуын Ле-Шателье принципі анықтайды.

4. ТЕПЕ-ТЕҢДІК КҮЙДЕ ТҰРҒАН ЖҮЙЕНІҢ СЫРТҚЫ ЖАҒДАЙЛАРЫНЫҢ БІРІ ӨЗГЕРСЕ ТЕПЕ-ТЕҢДІК СОЛ ӨЗГЕРІСКЕ ҚАРСЫ ӘСЕР ЕТЕТІН ПРОЦЕСТІҢ БАҒЫТЫНА ҚАРАЙ ЫҒЫСАДЫ.

N₂(г) + 3H₂(г) ↔ 2NH₃ (г) + Q

Тура реакция жылу бөліп шығара жүретін (экзотермиялық), ал кері реакция жылу сіңіре жүретін (эндотермиялық) екені көрсетілген. Сондықтан температураны жоғарылатса, Ле-Шателье принципі бойынша, химиялық тепе-теңдік бұл өзгеріске қарсы әсер ететін бағытта, яғни температураны төмендететін эндотермиялық реакцияның бағытына қарай ығысады. Егер жүйенің температурасын төмендетсе, онда химиялық тепе-теңдік оны төмендететін, яғни жылу шығара жүретін NH₃-тің түзілу бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципі бойынша, жүйенің қысымын жоғарылатса, химиялық тепе-теңдік осы қысымды азайтатын, яғни газдардың көлемдері немесе моль сандары аз заттар түзілетін реакцияның бағытына қарай ығысады, яғни NH₃ түзілу бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципі бойынша бір заттың концентрациясының кебеюі химиялық тепе-теңдікті сол заттың концентрациясын азайтатын реакцияның бағытына қарай ығысады.

Ле-Шателье принципіне сәйкес аммиакты алу реакцияны тура бағытта, яғни қайтымсыз етіп жүргізу үшін, оны жоғары қысымда, төмен температурада және N₂ мен H₂ жеткілікті мөлшерде, ал NH₃-ті бөліп алу арқылы азайта отырып, жүргізу керек.

Осы дәріс материалымен танысқан соң, мына мағлұматтарды:

Гомогенді, гетерогенді жүйелер деген ұғымдарды, реакцияның жылдамдығы, оған әсер ететін факторлар, әсер етуші массалар заңын, химиялқ тепе-теңдік, Ле Шателье принципі туралы ұғымдарды білу керек.

Өзін - өзі тексеру сұрақтары:

1.Қандай реакцияларды гомогенді, гетерогенді деп атайды?

2.Химиялық реакциялардың жылдамдығы дегеніміз не?

3.Гомогенді, гетерогенді реакциялардың жылдамдығы қандай факторларға байланысты?

4.Массалар әсерлесу заңын оқыңдар. Жылдамдық қонстантасының мәнін анықтаңдар.

5.Химиялық реакциялардың жылдамдығы температураға байланысты неге және қалай өзгереді?

6.Активтену энергиясы деген не?

7.Химиялық тепе-теңдік дегеніміз не? Тепе-теңдіктің ығысуына қандай факторлар әсер етеді? Мысал келтіріңдер.

8.Ле-Шателье принципінің маңызы.

Осы тақырып бойынша көрсетілген әдебиеттердің мына беттерін оқу керек:

1.Омаров Т.Т., Танашева М.Р. Бейорганикалық химия.Алматы: ЖШС РПБК «Дәуір», 2008. 330--360 беттер.

Поиск по сайту: