Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ (стр. 5 )

26. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости.

Скорость гомогенной (однофазной) реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации и температуры.

Скорость гетерогенных (многофазных) процессов зависят от размеров и состояния поверхности раздела фаз.

Примечание. Гетерогенные – процессы, происходящие на поверхности раздела соприкасающихся фаз. (горение топлива, окисление металлом кислородом воздуха).

Закон действующих масс.

Справедлив для гомогенных реакций.

Формулировка: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Константа скорости обозначается как

Пример.

в квадратных скобках концентрации веществ.

«к» не зависит от концентрации в каждый момент времени.

27. Молекулярность и порядок реакции.

Реакции с точки зрения частиц классифицируются по признаку молекулярности или по признаку порядка последних.

Молекулярность определяется по числу молекул, одновременное соударение которых приводит к химическому воздействию.

Одномолекулярная реакция.

с – концентрация исходного вещества.

Двухмолекулярная реакция.

Трехмолекулярная реакция.

Порядок реакции равен сумме показателей степеней у концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ.

Реакция формально трехмолекулярна, но фактически является двухмолекулярной, так как реакция протекает в 2 стадии: и

28. Кинетическая классификация по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции.

По степени сложности реакции подразделяются на изолированные, параллельные, сопряженные, последовательные (многоступенчатые), обратимые и необратимые.

Изолированные – при их протекании образуются продукты только одного типа.

Параллельные – в ходе них взятые вещества одновременно реагируют в двух или более направлениях (образуются разные продукты).

Пример. Разложение бертолетовой соли

Скорость реакции:

Сопряженные – совместные реакции типа:

Вторая реакция протекает лишь совместно с первой.

А – актор реакции, B – индуктор реакции, С – акцептор.

Последовательные.

В – промежуточный продукт.

Обратимые и необратимые. Подавляющее большинство химических реакций являются обратимыми, т. е. могут протекать в двух направлениях. Скорость реакции:

Различают практически необратимые и совершенно необратимые реакции.

Практически необратимые – реакции, в результате которых образуется осадок.

Совершенно необратимые – протекают только в одном направлении.

Пример.

Более подробно рассмотрим обратимую реакцию:

29. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

Согласно правилу Вант-Гоффа, повышение температуры на каждые 10 градусов увеличивает скорость реакции в 2-4 раза.

температурный коэффициент скорости реакции.

Пример. и тогда

С ростом температуры происходит перераспределение энергии между молекулами так, что резко возрастает число активных молекул, облаающих некоторым избытком энергии (энергией активации). Большая часть поступающей в систему энергии тратится на ослабление внутримолекулярных связей, что и делает молекулы активными.

С. Аррениус установил опытным путем зависимость: где к – константа скорости, А и В – индивидуальные постоянные, характерные для данной реакции.

(энергия активации, постоянная – 8,31).

Физический смысл энергии активации.

Рассмотрим график изменения энергии в процессе протекания экзотермической реакции.

Примечание автора. Обязательна графическая иллюстрация.

Уровень L отвечает наименьшему запасу энергии у молекул, которые необходим для их результативного столковения.

Разность L и I – энергия активации прямой реакции, L и II – обратной.

По пути из исходного состояния в конечное система должна пройти через некоторый энергетический барьер. И только активные молекулы могут его преодолеть.

Рассмотрим график изменения энергии в процессе протекания эндотермической реакции.

Примечание автора. Обязательна графическая иллюстрация.

Проведем небольшие преобразования:

- эмпирическое уравнение Аррениуса.

30. Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета.

С ростом температуры происходит перераспределение энергии между молекулами так, что резко возрастает число активных молекул, облаающих некоторым избытком энергии (энергией активации). Большая часть поступающей в систему энергии тратится на ослабление внутримолекулярных связей, что и делает молекулы активными.

С. Аррениус установил опытным путем зависимость: где к – константа скорости, А и В – индивидуальные постоянные, характерные для данной реакции.

(энергия активации, постоянная – 8,31).

Графический расчет энергии активации.

По опытным данным строят график зависимости от обратной температуры. Если закон выполняется, на графике должна получиться прямая линия. Тангенс угла, образуемого Ох и прямой,

Аналитический расчет энергии активации.

Полагая, что в небольшом интервале энергия постоянна, можно написать:

Энергия активации зависит от температуры.

Чем меньше энергия, тем легче идет реакция и тем больше скорость реакции при данной температуре.

Реакции с энергией меньше протекают практически мгновенно.

35. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри. Закон Дальтона. Закон распределения.

Растворимость с повышением температуры уменьшается. Также зависит от давления, под которым газ находится в жидкости.

Закон Генри: растворимость газа, выраженная в весовых единицах, при постоянной температуре пропорциональна давлению газа над раствором.

Скорость перехода газа в раствор:

Закон обычно записывают: Г – константа Генри.

Закону подчиняются газы, растворимость которых невелика и которые не вступают в реакцию с срастворителем (т. е. идеальный раствор).

Если записать закон как получим зависимость парциального давления от концентрации в растворе.

Для некоторых газов справедлив закон Сивертса n уменьшается с ростом температуры.

Растворимость газа обычно указывается в миллилитрах, растворяющихся в 100 мл растворителя при данной температуре.

______________________________________