Материал к экзамену по химии. Основные понятия термодинамики
 Скачать 1.97 Mb.
|
|
Химическая кинетика как основа для изучения скоростей и механизмов биохимических процессов. Химическая кинетика – это раздел физической химии, в котором изучаются скорости химических реакций, их зависимость от различных факторов и механизмы реакций. Механизмы реакций – это последовательность и характер стадий химических реакций. Скорость реакции, средняя скорость реакции в интервале, истинная скорость Скорость реакции – это изменение количества реагирующего вещества в единицу времени  Скорость рассчитывается либо по уменьшению количества вещества А(-), исходного продукта; либо по увеличению количества продукта реакции В(+). Истинная скорость – определяется первой производной концентрации по времени. Чем меньше  , тем ближе  к истинной Классификации реакций, применяющиеся в кинетике: реакции, гомогенные, гетерогенные и микрогетерогенные; реакции простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, цепные). Реакции могут проходит как в гомогенной, так и в гетерогенной системе. (В гомогенной системе нет поверхности раздела фаз, в гетерогенной системе присутствуют несколько фаз, ограниченных друг от друга поверхностью раздела). Скорость реакции: Для гомогенной системы (гомогенные реакции):  =  Для гетерогенной системы (гетерогенные реакции):  Микрогетерогенные системы – это системы с промежуточным состоянием между гомогенными и гетерогенными. Близки к коллоидным растворам. Элементарный акт – это единичный акт взаимодействия или превращения частиц с образованием продуктов реакции или промежуточных соединений. Простые реакции проходят в одну стадию (однотипные элементарные акты) Сложные реакции включают не менее двух элементарных актов Параллельные – протекание нескольких процессов с участием одних и тех же исходных вещества, завершается образованием разных продуктов реакции. Скорость определяется наиболее быстрой стадией. Последовательные – продукты предыдущей элементарной реакции являются исходным веществом для последующей. Скорость определяется наиболее медленной реакцией. Сопряженные – это такие две реакции, из которых одна вызывает протекание в системе другой реакции, не осуществимой в отсутствие первой. Цепные – возможность протекания каждого элементарного акта сопряжена с успешным исходом предыдущего акта и обуславливает возможность последующего. Молекулярность элементарного акта реакции. Молекулярность элементарной реакции – число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте хим. взаимодействия. Молекулярность характеризуется только целыми числами. Примеры: CaCO3 CO2+CaO (мономолекулярная) CO+Cl2 COCl2 (бимолекулярная) 2CO+O2 2CO2 (тримолекулярная) Реакции молекулярностью выше трёх неизвестны Билет 6. Кинетические уравнения. Порядок реакции. Период полупревращения. Зависимость скорости реакции от концентрации. Кинетические уравнения реакций первого, второго и кулевого порядков. Экспериментальные методы определения скорости и константы скорости реакций. Кинетические уравнения Кинетическое уравнение – это уравнение, которое выражает зависимость скорости хим. реакции от концентраций компонентов реакционной смеси. Порядок реакции Порядок реакции - число, равное сумме показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в кинетическом уравнении реакции. (Показатель степени при определенной концентрации определенного вещества) Реальный порядок реакции – это экспериментально найденная величина, которая может быть охарактеризована как сумма частных порядков по каждому из реагирующих веществ. Пример: для реакции aA+bBcC,  , a+b – порядок, показывает, каким образом скорость реакции зависит от концентрации реагентов. Если порядок и молекулярность совпадают, то реакция – простая, если нет – сложная.Период полупревращения Период полупревращения – это время, необходимое для того, чтобы исходная концентрация реагента уменьшилась вдвое. Зависимость скорости реакции от концентрации  (скорость не постоянна в течение протекания реакции). Скорость прямо пропорциональна концентрации. Чем больше концентрация, тем больше скорость химической реакции.Это выражается в законе действующих масс (1867 г. Гульдберг и Вааге): при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для конкретных простых реакций: а) Гомогенная: 2CO+O2 2CO2   б) Гетерогенная: Sтв+O2 SO2(г)   Концентрация твёрдой фазы не учитывается. k1 и k2 – константы скоростей прямой и обратной реакции. Константа скорости – величина постоянная для данной реакции при данной температуре. Зависит от природы вещества, температуры, катализатора. Не зависит от концентрации. Физический смысл – константа скорости численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л или если произведение концентраций реагирующих веществ в кинетической уравнении реакции равно 1. |