13. Способы увеличения скорости гомогенной химической реакции

Скоростью реакции называется число актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объёма при гомогенных процессах или на единице поверхности при гетерогенных процессах.

Го­могенной называется система, состоящая из одной фазы,

Скоростью гомогенной реакции называется количество веще­ства, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

От чего же зависит скорость реакции? ·        В первую очередь – от природы веществ: одни вещества реагируют мгновенно, другие – медленно. ·        Затем – от концентрации реагентов: чем она больше, тем чаще будут сталкиваться частицы. ·        В-третьих, повышение температуры также будет ускорять реакцию: чем выше температура, тем легче частицам образовывать активированный комплекс и преодолеть энергетический барьер.

- Наконец, в присутствии веществ-катализаторов тоже достигается рост скорости реакции.

14. Законы скорости реакции первого и второго порядка(зависимость скорости от концентрации и конверсии)

 Зависимость скорости реакции от концентрации. Все химические реакции можно разделить на гомогенные и гетерогенные. К гомогенным реакциям относятся реакции, протекающие между веществами, находящимися в одном агрегатном состоянии, если между ними отсутствуют поверхности раздела. Гомогенные реакции протекают в объеме, т.е. имеются наиболее благоприятные условия для  контакта молекул реагирующих веществ Реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях, или в одном агрегатном состоянии, но разделенных поверхностями раздела относятся кгетерогенным реакциям. В гетерогенных реакциях химический процесс протекает только на поверхностях раздела реагирующих фаз.   Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации определяется законом действующих масс (закон Гульдберга и Вааге,  1864-1867): Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Первый порядок имеют реакции диссоциации или разложения молекул Н2 → 2Н; радиоактивного распада 22286Rn →4 2α +21882Rn (радон). Для реакций первого порядка кинетическое уравнение имеет вид- dС/ dt = k1 С. Разделяя переменные  - dС/С = k1 dt и интегрируя полученное уравнение, находят  ∫СС0 -dС/С = (integ)0t k1 dt, находят -(lnС – lnС0) = k1t    lnС = lnС0 – k1 t ; С = С0exp(-k1 t) реакции первого порядка имеют особенности: - график зависимости lnС от t выражается прямой линией. Это значит, что в полулогарифмических координатах, при разных начальных концентрациях прямые будут параллельны между собой; -концентрация исходного вещества стремится к нулю при t-> oo. Полностью вещество реагирует за бесконечно большой промежуток времени; -скорость реакции также отличается экспоненциальной зависимостью r = k1С0e- k1 t -размерность константы скорости реакции первого порядка соответствует обратному времени и ее можно выразить в обратных секундах, минутах, часах и т.д; -время полупревращения при С = С0/2 t1/2 = ln2 /k, т.е. не зависит от начальной концентрации реагирующего вещества; -кинетическая кривая реакции первого порядка инвариантна при линейном преобразовании концентрации (график имеет вид верхней части равносторонней гиперболы стр 249). Примеры реакций второго порядка : Н2 + I2 ->2НI  ; или 2NО 2->2NО + О2  если в реакции участвуют два компонента, концентрации которых равны, то дифференциальное уравнение имеет вид - dС/dt = k2 С × С. (или С2) Разделение переменных и интегрирование в пределах от Со до  С приводит к следующему результату: 1/С-1/С0=k2t из уравнения следует, что концентрация исходных веществ зависит от времени следующим образом:  С=С0/(1+k2С0t) Полученные уравнения позволяют отметить следующие особенности реакций второго порядка: -при равенстве начальных концентраций реагирующих веществ обратная концентрация линейно зависит от времени 1/С=1/С0+k2t  -константа скорости  -время

15.дифференциальные и интегральные уравнения законов скоростей химической реакции Способы определения порядка реакции Для определения порядков химических реакций используют дифференциальные и интегральные способы. Дифференциальные способы используют дифференциальные кинетические уравнения. Порядок реакции с помощью этих способов рассчитывается и представляется в виде числа. При этом, так как способ базируется на кинетическом эксперименте, результат расчёта содержит в себе некоторую погрешность. Приведём в качестве примера дифференциальный способ определения порядка реакции А + В > D + F. Задача определения порядка реакции сводится к определению частных порядков n₁ и n₂, т.к. n = n₁ + n₂. Для определения каждого частного порядка проводят отдельный эксперимент. В первом поддерживают постоянную концентрацию вещества А и меняют концентрацию вещества В, во втором - наоборот. В каждом эксперименте на скорость будет влиять только одна концентрация: = k_В • , = k_А • . Здесь k_B = k • и k_А = k •. После логарифмирования получаем ln W₁ = ln k_B + n₂•lnC_B, ln W₂ = ln k_A + n₁•lnC_A. Данные эксперимента представляем в виде графиков в координатах ln W - ln C, получаем уравнения двух прямых, в которых коэффициенты перед аргументами и есть искомые частные порядки. Интегральные способы базируются на проверке уже известных интегральных зависимостей (табл.). Порядок реакции не рассчитывается, а находится на основании вывода о выполнении или невыполнении той или иной зависимости. Наибольшее значение имеют два интегральных способа определения порядка реакции. Способ подстановки заключается в проверке выражений для константы скорости для реакций разных порядков (табл. 2). Из данных кинетического эксперимента для разных моментов времени по одной из формул рассчитывается значение k. Если рассчитанные значения явно показывают, что константа скорости реакции не зависит от времени, считают, что формула соответствует реальному порядку реакции. В противном случае (если наблюдается либо рост, либо уменьшение константы скорости при изменении времени) выбирается следующая формула и расчёт повторяется

16.Полупериод химической реакции - Называется время, за который концентрация реагировавшего вещества 2 раза уменьшается t

(