11.Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Кинетическое уравнение реакции. Период полупревращения.

Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.

Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

Гомогенные реакции - хим. р-ции, протекающие полностью в одной фазе. Примеры Г. р. в газовой фазе: термич. разложение оксида азота 2N₂O₅ -> 4NO₂ + О ₂; хлорирование метана СН ₄ + С1₂ -> СН ₃ С1 + НС1; горение этана 2С ₂ Н _б + 7О ₂ -> 4СО ₂ + 6Н ₂ О; образование озона в земной атмосфере ЗО ₂ -> 2О ₃. В жидкой фазе гомогенно протекают разнообразные гомологич. р-ции распада молекул на радикалы, нуклеоф. и электроф. замещения, отщепления, перегруппировки, а также цепные р-ции (галоидирование, окисление, полимеризация). Скорость простой Г. р. при постоянном объеме подчиняется действующих масс закону. Г. р. между реагентами, первоначально находящимися в разных фазах, возможны при условии, что диффузия реагентов в ту фазу, где идет р-ция, много быстрее самой р-ции. При относительно медленной диффузии реагентов и быстром хим. взаимод. р-ция протекает на границе раздела фаз.

Гетерогенные реакции -  химические реакции, протекающие на границе раздела фаз. Для них характерно скачкообразное изменение отдельных параметров. Скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Для увеличения скорости реакций твердые вещества измельчают. Примером гетерогенных реакций является горение каменного угля С + О₂ ® СО₂.

Период полупревращения (T_1/2) – время по истечении которого остаётся ровно половина от исходного вещества (С=С₀/2).

Выражение T_1/2 для реакции первого порядка:

T_1/2 для реакции второго порядка, в отличие от первого порядка период обратно пропорционален исходной концентрации реагента.

Кинетическое уравнение, выражает зависимость скорости хим. реакции от концентраций компонентов реакционной смеси. Для простой (одностадийной) гомогенной реакции скорость  пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Кинетическое уравнение реакций первого порядка имеет вид:

V=k*C

H₂S₂O₃  S(осадок)+SO₂(газ)+Н₂О (уравнение первого порядка)

Кинетическое уравнение реакций второго порядка имеет вид:

V=kC_A*C_B

В частном случае когда реагируют одинаковые молекулы, уравнение принимает вид:

V=kc²

2HI(газ) H₂(газ)+I₂(газ)

-dc/dt=kc², разделяем переменные и при начальных условиях, при t=0, С=С₀ получаем:

1/С+1/С₀+kt

Последнее уравнение и является решением

12.Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Эндотермические и экзотермические реакции

Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры увеличивает константу скорости.

Правило Вант-Гоффа- скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении t на каждые 10градусов: v₂/v₁ = γ^(T2-T1)/10 ,где   v₁ и v₂ – скорости реакции при температурах Т₁ и Т₂; величина g называется температурным коэффициентом реакции, показывает во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении t на 10градусов.

Если за скоростью реакции следить при постоянной исходной конц реагентов,то в этом случае уравнение также справедливо для отношения const V: k₂/k₁ = γ^(T₂ ^{- T}₁^)/10 ,где k1,k2-const скорости реакции при T1,2.Более строгую зависимость скорости реакции от t на основании экспериментальных данных вывел Аррениус:

где A-предэкспоненциальныи множитель (размерность совпадает с размерностью к), Е_а -энергия активации, обычно принимающая положит. значения, Т-абс. т-ра, k-постоянная Больцмана.

Энергия активации- минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы взаимодействие между ними стало возможным.

За очень малые промежутки времени реакции протекают через образование промежуточных состояний системы, называется промежуточным(активирующим) комплексом. В активирующем комплексе старые связи ослабевают ,но не разрываются. Новые связи еще не образовались ,но уже наметились. При распаде комплекса выделяется энергия ,равная Еа обратной реакции. Если при распаде переходного комплекса Е выделилось больше, чем было затрачено на активацию системы, то химический процесс в целом протекает с выделением теплоты- экзотермическая реакция.( 2H2 + O2 → 2 H2O).Если выделилось меньше, чем Еа прямой реакции, то химический процесс протекает с поглощением теплоты- эндотермическая реакция(CaCO3=CaO+CO2).

Таким образом, Q р-ции=Еа(обратной)-Еа(прямой) реакции. Чаще Q реакции выражается через изменение энтальпии реакции(ΔH), которую находят как: ΔHр= Hпрод – Hисх. Для экзотермических р-ций(Q>0) ΔHр<0, для эндотермических наоборот.

Q=- ΔHр