33.Вывод ур-я для скоростей реак-й первого рода.

Скорость хим реакции равна изм-ию кол-ва вещ-ва в единицу времени в единице реакционного пространства.Скорость реакции первого порядка хар-ся кин уравнением v=kc (1). Первый порядок, например, имеют реакции диссоциации или разложения молекул: H2→2H, 2N2O5 (г) → 4NO2 (г) + O2 .По ур-ию V = -dc/dt (2). Приравняем ур-ия 1и2,и разделяя переменные,получ: dc/c = -kdt.Решение данного уравнения для начального условия Ct=0 = C0 приводит к выражению: C = C0*e(в степени –kt)(3).Подставляя ур-ие(3) в (1), найдём v=k*C0* e(в степени –kt). Как видно,конц-ия реагентов и скорость реакции первого порядка уменьшается во времени по экспоненциальному закону.Уравнение (3) можно записать в виде ln(C0/C) = kt (4), lnC = lnC0 – kt (5).Преобразуя ур-ие (5),найдём выражение для константы скорости реакции: k = (ln(C0/C))/t. Так как ln(C0/C)безразмерен, то константа скорости реакции первого порядка имеет единицу измерения обратного времени: [1/c].

34. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, ур-ие Аррениуса, теория столкновений Алексеева.

Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза V₂ = V₁^{T/ 10} где V2 и V1 – скорость реакции при температурах Т2 и Т1 , γ – коэффициент, значение котор для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2-4.

В 1889 г. Шведский учёный С. Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое носит его имя: K = K₀e^(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K₀ – предэкспотенциальный множитель,Ea – энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:

V = V₀exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T)

35. Энергия активации, понятие о промежуточном активированном комплекс.

Энергия, необ-ая для перехода вещ-ва в состояние актив-го комплекса, наз энергией активации.Возможность образования актив-го комплекса,а соответственно и хим. взаимодействия,опр-ся энергией молекул. Молекула,энергия кот достаточна для обр-ия актив-го комплекса,наз активной.С ростом температуры растёт доля этих частиц и соотв-но скорость реакции.С увеличением энергии активации уменьшается доля актив молекул и скорость реакции.

36. Механизм хим реакций – простые, ионные, радикальные и каталитические реакции; катализ.

а) Простые (H₂) + (I₂) = 2(HI) Е_а = 150-450 кДж/моль б) Реакции ионов с молекулами Е_а = 0-80 кДж/моль. Пример: облучение светом молекулы воды ионизирует ее H₂O + g = H₂O⁺ + e^-, такой ион уже легко вступает во взаимодействия. в) Радикальные реакции - во взаимодействие вступают радикалы - молекулы с неспаренными электронами. ×OH, ×NH₂, ×CH₃. Е_а = 0-40 кДж/моль. Частный случай - цепные реакции:

Cl₂ + g = 2 ×Cl зарождение цепи

×Cl + H₂ = HCl + ×H E_a=24 кДж/моль

продолжение цепи

×H + Cl₂ = HCl + ×Cl E_a= 8 кДж/моль - -“-

×H + ×H + M = H₂ + M гибель цепи (тримолекулярная реакция) - рекомбинация радикалов.