4. Цепные реакции.

Хим.процессы протекающие через ряд последовательных повторяющихся элементарных актов под воздействием активных частиц (атомы, радикалы, ионы) наз. Цепными реакциями. Цепные отличаются от обыкновенных тем, что при их протекании каждый элемент. Акт зависит от остальных. Впервые цепные реакции начали изучать на фото хим реакциях. Гротгус – установил закономерность фотохим. Реакции могут вызываться лишь теми световыми реакциями которые поглощаются реагирующими веществами. Эйнштейн – закон фотохим. Эквивалентности. Каждая молекула реагирующая под влиянием света поглощает один квант излучения вызывающие реакции. Е=Nhλ λ- длина волны, С- скорость света. Обычно число реагирующих молекул не равно числу квантов. КВ. выход равен отношению числа реагирующих молекул к числу поглощённых квантов. Все цепные реакции протекают по стадиям: - зарождение цепи – развитие цепи – обрыв цепи. 1) зарождение цепи: - квант света – термический распад – если добавить катализатор – если стенки сосуда активные 2) развитие цепей. Делится на 2 типа – неразветвленные цепные реакции и разветвленные. Реакции с неразветвленными цепями: n0-количество активных центров. Пусть возбудитель цепи присутствует во время всего процесса и обеспечивает воздействие n0 – центров во всем объеме реакционного сосуда. Пусть Т(ТАУ)– среднее время центра через τ- активный центр либо погибает либо порождает во время реакции другой активный центр. Пусть α – вероятность β – вероятность гибели центра вместе они равны 1. Если к моменту времени в сосуде находится н – центров то скорость увеличения их числа опред. Уравнением dn/dt = n0-nβ/τ проинтегрировав получим n= n0τ/β(1-e βt/τ) при t стрим. К 0. dn/dt – скорость увеличения числа активных центров. Nст – стационарное равно n0τ/β происходит стационарное течение реакции и график будет выглядеть следующим образом. Реакция в разнос идти не будет.

5. Функции состояния. Энтальпия и внутренняя энергия

Функции состояния – это функции которые зависят от состояния системы, но не зависят от пути по которому система пришла в данное состояние. Внутренняя энергия – U для макросистем ΔU для микросистем dU. Внутренняя энергия – это совокупность всех энергий всех частиц системы. ЭНТАЛЬПИЯ Н- расширенная внутренняя энергия это тепловой эффект в изохорном процессе, для макро Δ Н, для микро dH. Δ Н= ΔU+PΔV против сил внешнего давления. Соотношения между энтальпией и внутренней энергией. 1) Если система конденсированная. При изменении температуры объем меняется мало PΔV=0 внутренняя энергия = энтальпии. 2) Если система содержит газ возможны три случая. Пусть эти газы подчиняются законам идеального газа Клайперона – Менделеева. PΔV=ΔnRT, Δn- это изменение числа молей газообразных веществ в процессе. 1)CH4(ГАЗ)+2О2 (ГАЗ) = СО2(ГАЗ) +2Н2О (ГАЗ) Δn= 3-3=0, Δ Н= ΔU, 2) CH4(ГАЗ)+2О2 (ГАЗ) = СО2(ГАЗ) +2Н2О (ЖИД), Δn= 1-3=-2, Δ Н= ΔU+ ΔnRT, Δ Н= ΔU - 2RT, 3)CaCO3(ТВ) = CaO (ТВ) +CO2(ГАЗ), Δn=1, Δ Н= ΔU+ RT

6. Функции, описывающие систему

Функции описывают систему: 1. Ф. процесса. 2. Ф. состояния. 1. Ф.П. – ФУНКЦИИ ЗАВИСЯЩИЕ ОТ ПРОЦЕССА ПРОТЕКАЮЩЕГО В СИСТЕМЕ, Т.Е. они зависят от пути по которому система приходит от одного состояния к другому. К таким функциям относятся теплота и работа. Теплота – это способ передачи энергии при помощи хаотического движения молекул. Q , ΔQ – для макросистем б. Q – для микросистем ( б. – обозначает функцию процесса). кДЖ , Дж.

Работа - это способ передачи энергии за счет направленного движения молекул.дельта W- для макросистем, сигма W- микросистем.

7. Формулы энтропии

ЕСЛИ ТЕПЛОЕМКОСТЬ НЕ ЗАВИСИТ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ ТО энтропия будет равна St=S298+CpLnТ/298; 2) ЕСЛИ ТЕПЛОЕМКОСТЬ ЗАВИСИТ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ ТО S(T)=S(298)+∫298^T2(а+bt+ct2+(c’)/t2)dT/T; Sp(T)=ΔS(298)+ ∫298^T2(Δа+Δbt+Δct2+(Δc’)/t2)dT/T данная расчетная формула справедлива если нет фазовых переходов или модификационных переходов.

8. Формальная кинетика. Закон действия масс

Формальная кинетика. Изучает скорость хим. реакции не вникая в механизм процесса. 2. Классификацию хим. процесса. Важнейшая характеристикой является скорость хим реакции. Скорость хим. реакции в гомогенных системах наз. Количество вещества прореагировавших в единицу времени на единицу объема. V= C0-C1/T1-T0 ; A+2B=D+3E; V= KCACB2 ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС. В ПРОСТЕЙШЕЙ ГАМОГЕННОЙ СИСТЕМЕ СКОРОСТЬ ХИМ РЕАКЦИИ ПРОПОРЦИОНАЛЬНА КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ ВЗЯТЫХ В стехиометрических коэффициентах если процесс протекает при постоянной температуре. К – это коэфиц. Пропорциональности реакции, константа скорости реакции, удельная скорость реакции СА=СВ=1 V=K К- зависит от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора и от его количества, и даже от выбора единиц времени и единиц концентрации. Не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Кинетическая классификация хим. реакции.1) по числу реагирующих частиц (молекулярность и порядок). 2) по природе реагирующих веществ. (Молекулярная – реагируют молекулы между собой, ионные – реагируют ионы, радикальные – радикалы.) 3)по числу фаз. (Гомогенные – одна фаза. Гетерогенные – в разных фазах.) 4) по кинетической обратимости.(Необратимые односторонние, обратимые – 2 сторонние.) По количеству: молекулярность – если в реакции принимает 1 молекула то мономолекулярная А переходит в В. А= В+Д ; V=-Dc/dt. V=kc. Бимолекулярные – когда в реакции принимают 2 малекулы.2А=В+С . V=-Dc/dt. V=kc2. Трёхмолекулярные 3А=В+С+Е . V=-Dc/dt. V=kc3 В отличии от молекулярности порядок реакции опред. По уравнению выражающего зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и равен сумме показателей степеней при концентрации в этом уравнении. Для реакции первого порядка скорость V=-dc/dt. V=kc. K= 1/t *lnC0/C. Можно определить полупериод реакции время в течении которого реагирует половина исходного вещества t1/2=ln2/k. Для реакции второго порядка скорость V=-dc/dt. V=kc2. K= 1/t *(1/C - 1/C0). Полупериод реакции зависит от концентрации исходного вещества t1/2=1/kС0.(второго порядка). если реакция не чем не осложнена то это будет реакция 2 го порядка.