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

Уравнение Аррениуса: k = A • exp( -Ea/RT)

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих в-в;Ea - энергия активации(энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению).Чем больше Ea, тем сильнее ↑скорость реакции при увеличении температуры.

Правило Вант-Гоффа: повышение температуры на 10 градусов увеличивает скорость реакции в 2-4 раз. При повышении кол-во активных частиц в системе возрастает.

-температурный коэффициент реакции, показывает во сколько раз увелилчилась скорость при воышении температуры на 10 градусов.

39. Энергия и энтропия активации реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ. Активированный комплекс. Энергетическая диаграмма реакции.

Катализ- ускорение скорости реакции под действием какого-либо в-ва. Катализатор- в-во, ускоряющее или осуществляющее не идущую, но принципиально существующую реакцию.

Гетерогенный катализ: <0

Гетерогенный катализ (контактный катализ), изменение скорости хим. р-ции при воздействии катализаторов, образующих самостоят. фазу и отделенных от реагирующих в-в границей раздела.наиб. распространен случай, когда твердый кат. (контакт) ускоряет р-цию между газообразными реагентами или р-цию в р-ре. Каталитич. р-ция протекает обычно на пов-сти твердого кат. и обусловлена активацией молекул реагентов при взаимод. с пов-стью.

Гомогенный катализ: 0

Гомогенный катализ, ускорение хим. р-ции в присутствии катализатора, к-рый находится в одной фазе с исходными реагентами (субстратами) в газовой фазе или р-ре. При гомогенном катализе, как и при гетерогенном катализе, катализатор в р-ции нe расходуется, однако является ее необходимым участником; без катализатора р-ция протекает гораздо медленнее или не идет вовсе)

Активированый комплекс: согласно теории при столкновении частиц происходит образование промежуточного активного комплекса, в котором рвутся старые связи. Происходит затрата энергии при перераспределении связей. Этот комплекс в отличии от молекулы обладает повышенной энергией и распадается с образованием продуктов.

40.Химически обратимые реакции. Химическое равновесие с точки зрения кинетики.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (→V₁) равна скорости обратной реакции (←V₂). Химическое равновесие имеет динамический характер: т.е. сколько молекул образовалось в единицу времени, столько же и распалось. Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB<—>pC + dD константа равновесия равна

K = K₁ / K₂ = ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ)

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Необратимые реакции- процессы, которые протекают в одном направлении до полного исчезновения исходных в-в.

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химические реакции заключаются во взаимодействии реагентов с образованием продуктов реакции. Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия.

Например, система находится в состоянии химического равновесия.

Железо и сера при умеренном нагревании реагируют между собой с образованием сульфида железа (II), FeS при таких условиях устойчив и практически не разлагается на железо и серу: Fe + S = FeS

Пример. Реакция синтеза аммиака является обратимой:N₂ + 3H₂<—> 2NH₃