- •Вопрос 12
- •Вопрос13
- •Вопрос14.
- •X. Кристаллизация растворов.
- •XI. Кипение растворов.
- •Вопрос15
- •Вопрос16 фазовые равновесия
- •Основные понятия и определения
- •Правило фаз для однокомпонентной системы
- •Вопрос17.
- •Вопрос18.
- •Вопрос19.
- •2.1 Скорость химической реакции
- •Вопрос 20. Порядок химической реакции
- •[Править]Реакция нулевого порядка
- •[Править]Реакция первого порядка
- •[Править]Реакция второго порядка
- •[Править]Молекулярность реакции
- •Вопрос21.
- •Вопрос22.
- •6.1.5. Энергия активации
- •Вопрос23
- •Вопрос 24.
- •Вопрос 25.
- •Вопрос28.
- •Вопрос33.
- •Вопрос32. Электродные потенциалы
- •Потенциометрическое титрование
- •Вопрос33. Таким образом, для осуществления электрохимической реакции необходима некоторая система - электрохимическая цепь (рис. 2). Существенные элементы такой системы:
[Править]Реакция нулевого порядка
График зависимости концентрации реагента A в реакции A → B от времени для нулевого порядка реакции
Кинетическое уравнение имеет следующий вид:
V0 = k0
Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ. Нулевой порядок характерен, например, для гетерогенных реакций в том случае, если скорость диффузии реагентов к поверхности раздела фаз меньше скорости их химического превращения.
[Править]Реакция первого порядка
График зависимости концентрации реагента A для первого порядка реакции
Кинетическое уравнение реакции первого порядка:
Приведение уравнения к линейному виду даёт уравнение:
Константа скорости реакции вычисляется как тангенс угла наклона прямой к оси времени:
k1 = − tgα
Период полупревращения:
[Править]Реакция второго порядка
График зависимости концентрации реагента A для второго порядка реакции
Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:
или
В первом случае скорость реакции определяется уравнением
Линейная форма уравнения:
Константа скорости реакции равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:
k2 = − tgα
Во втором случае выражение для константы скорости реакции будет выглядеть так:
Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций!):
[Править]Молекулярность реакции
Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.
Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):
H2S → H2 + S
Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных):
СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr
Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц:
О2 + NО + NО → 2NО2
Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.
Для элементарных реакций, проводимых при близких концентрациях исходных веществ, величины молекулярности и порядка реакции совпадают. Чётко определенной взаимосвязи между понятиями молекулярности и порядка реакции нет, так как порядок реакции характеризует кинетическое уравнение реакции, а молекулярность — механизм реакции. Закон действия масс
Закон действия масс открыт опытным путем К.М. Гульдбергом и П. Вааге в 1867 г. Он гласит: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрации входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой вещества в уравнении реакции.
Уравнение химической реакции в общем виде можно представить так:
аА + вВ ↔ сС + dD
Тогда скорость реакции можно выразить уравнением:
V = k*[A]a *[B]b
Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия.
Согласно закону действия масс, скорости прямой V1 и обратнойV2 реакции выражаются уравнениями:
V1= k1*[A]a *[B]b
V2= k2*[C]c *[D]d
При равновесии V1 = V2 , значит, k1*[A]a *[B]b= k2*[C]c *[D]d
Отношение констант скорости прямой и обратной реакций есть величина постоянная. Она и называется константой химического равновесия
К = k1 / k2 K = (k2*[C]c *[D]d )/k1*[A]a *[B]b