Шпаргалка к экзамену по химии МГТУ им. Баумана. Шпора к экзамену. 1Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория Н. Бора. Уравнение волны Л. Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга

• Название: 1Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория Н. Бора. Уравнение волны Л. Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга
• Анкор: Шпаргалка к экзамену по химии МГТУ им. Баумана
• Дата: 29.09.2019
• Размер: 0.64 Mb.
• Имя файла: Шпора к экзамену.doc
• Тип: Документы; #87977
• страница: 6 из 10

20. Скорость гомогенной химической реакции. Кинетические кривые. Факторы, влияющие на скорость реакции. Основной постулат химической кинетики (зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ). Константа скорости. Порядок реакции и молекулярность.Скоростью химической реакции по i-компоненту

Индекс i указывает на то вещество, изменение концентрации которого отслеживается. По определению, этот предел – скорость химической реакции – является производной от концентрации по времени:

r_i= ± (dС_i/dt). Скорость химической реакции – количество благоприятных столкновений частиц в единицу времени. Кинетическая кривая—график зависимости концентрации реагента или продуктов реакции от времени. На скорость гомогенной реакции могут оказывать влияние следующие факторы:- природа реагирующих веществ;- концентрации реагирующих веществ; - температура;- давление (если в реакции участвуют газы); Основной постулат химической кинетики скорость реакции в каждый момент времени при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени:

r_i = k  Сi^

Коэффициентпропорциональности k называют константойскорости химической реакции.


Молекулярность реакции–это минимальноечисло молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на мономолекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); Порядок реакции по данному веществу равен степени, в которой концентрация данного вещества входит в уравнение скорости реакции.

.

21. Дифференциальные и интегральные уравнения скорости для необратимых реакций нулевого, первого и второго порядков. Период полупревращения. Методы определения порядков реакции. (+ Константа скорости, нужная в 20)Показатель степени, в которой концентрация реагента входит в кинетическое уравнение, называют порядком реакции по данному реагенту (для элементарных реакций - это коэффициент, стоящий перед реагентом в уравнении реакции). Общий порядок q реакции есть q=n+m. Нулевой порядок имеет место в тех случаях, когда убыль вещества в результате протекания химической реакции восполняется доставкой его из другой фазы.
Кинетическое уравнение для реакция нулевого порядка имеет вид:

- dС⁄dt = k.
Интегральная С = С₀ – k*t. Для реакций первого порядка кинетическое уравнение имеет вид:

dС⁄ dt = k₁С. интегральная lnС = lnС₀ – k₁ t; С = С₀exp(-k₁ t)
Примеры реакций второго порядка:

Н2 + I2 → 2НI ;
если в реакции участвуют два компонента, концентрации которых равны, то дифференциальное уравнение имеет вид:

dС⁄ dt = k2 С² интегральная: С = С₀ ⁄ (1+ k2С₀t)

.

Порядок реакции по данному веществу определяется одним из перечисленных ниже методов.
Графический метод заключается в построении графика зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Метод подбора кинетического уравнения заключается в подстановке экспериментальных данных для изучения зависимости концентрации вещества от времени в кинетические уравнения различных порядков. Метод определения времени полупревращения заключается в определении t_1/2 для нескольких начальных концентраций.





18. Химическое равновесие в закрытых гомогенных системах. Условие равновесия. Константы равновесия, связь между ними и способы расчета. Параметры, влияющие на состояние равновесия. Принцип Ле Шателье. Применение уравнений «изобары», «изохоры» и «изотермы» химической реакции для анализа смещения равновесия.

Условие термодинамического равновесия – достижение наименьшего и неизменного при сохранении постоянных значений параметров энергии Гиббса: 𝑮 = 𝑮𝒎𝒊𝒏 = 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕 , 𝚫𝑮 = 𝟎.

Химическое равновесие характеризуется: 1. Термодинамической устойчивостью, т.е. сохранением постоянного состава системы (равновесный состав) при отсутствии внешних воздействий; 2. Подвижностью, т. е. способностью переходить в новое состояние равновесия при внешнем воздействии или возвращаться в исходное состояние при снятии воздействия; 3. Динамическим характером, т.е. обратимым равновесным протеканием процесса как в прямом, так и в обратном направлении. Количественно равновесие характеризуется константой равновесия и равновесным составом смеси.
Для реакции (в общем виде)

𝝂𝟏𝑨𝟏 + 𝝂𝟐𝑨𝟐 + . . . + 𝝂𝒊𝑨𝒊 ⇄ 𝝂𝟏 ′ 𝑨𝟏 ′ + 𝝂𝟐 ′ 𝑨𝟐 ′ + . . . + 𝝂𝒋 ′𝑨𝒋 ‘

Константа равновесия –


Константа равновесия для данного состояния системы (с, р, 𝑇 = const) – величина постоянная. Связь между 𝐾𝑝,𝐾𝑐 ,𝐾𝑥. Для газов и растворов, подчиняющихся законам идеальных газов: (𝑝𝑉 = 𝜈𝑅𝑇) 𝐾_𝑝 = 𝐾_𝑐 ∗ (𝑅𝑇)^Δ𝜐 . 𝐾_𝑝 = 𝐾_𝑥 ∗ (𝑝₀)^Δ𝜐, 𝐾𝑝,𝐾𝑐 ,𝐾𝑥 безразмерны, если Δ𝜐 = 0.

𝐾𝑝,𝐾𝑐 ,𝐾𝑥 не равны и имеют размерность, если Δ𝜐 ≠ 0.

Применение уравнений «изобары», «изохоры» и «изотермы» химической реакции для анализа смещения равновесия: 1. 𝛥𝑟𝐺⁰_𝑇 = − 𝑅𝑇𝐿𝑛(𝐾⁰) – стандартная
изотерма Вант-Гоффа 2. Уравнение изобары описывает смещение положения равновесия при изменении температуры:
в дифференциальной форме. (𝛿𝐿𝑛(𝐾_𝑝))/𝛿𝑇 = Δ𝐻/(𝑅𝑇²) в интегральной форме: 𝐿𝑛(𝐾_𝑇1/𝐾_𝑇2) = Δ𝐻(𝑇2−𝑇1)/(𝑅*𝑇₂*𝑇₁) 3. Уравнение изохоры описывает смещение положения равновесия при изменении давления: (𝛿𝐿𝑛(𝐾_𝑐))/𝛿𝑇 = Δ𝑈/(𝑅𝑇²); Δ𝑈 = Δ𝜐RT
К внешним факторам, влияющим на состояние равновесия любой системы Обычно рассматривают воздействие только двух важных факторов: температуры, давления.
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии истинного химического равновесия, оказывается внешнее воздействие путем изменения какого-либо из условий (Сi, Т, рi. Р_общ), определяющих положение равновесия, то равновесие в системе смещается в том направлении, которое противодействует произведенному воздействию: влияние концентрации: увеличение концентрации реагентов смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции, и наоборот;
влияние давления: увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, в которой участвует меньшее количество газообразных веществ, и наоборот; влияние температуры: увеличение температуры смещает равновесие в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты (эндотермической реакции); уменьшение температуры – с выделением теплоты (экзотермической).