35. Кинетическая классификация.

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 стороние.) 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.

36. Кинетика. Термодинамические и критические реакции.

Кинетика. Термодинамические и критические критерии реакции. Реакция это способ химической системы характеризующийся 3 факторами: -направлением хим реакции, - глубиной протекания процесса, -скоростью хим. реакции. Первые 2 фактора определяются законами термодинамики. Мера хим. сродства – это значение нормального сродства, которая выражается через энергию Гиббса ΔG. Чем меньше энергия тем больше уверенности что процесс будет протекать глубже. Термод. Факторы опред. Направление и глубину процесса, но не опред скорость. Кинетика – это учение о скоростях хим реакций, скоростях фазовых перемещений, факторах определяющих эти скорости, о механизме хим реакции. На скорость хим. процесса влияют:1.природа реагирующих веществ 2 концентрация. 3 парциональное давление. 4 температура 5 присутствие катализаторов 6 количество катализаторов 7 внешнее воздействие среды. В гетерогенных системах влияют границы разделов, условия тепло и массообмена. Химическую кинетику делят на 2 раздела: - формальная кинетика и учение о механизме реакции.

37. Интегралы.

∫Т1^Т2dT=(T2-T1), ∫T1^T2TdT=1/2*(T2^2-T1^2), ∫T1^T2 T^2dT=1/3*(T2^3-T1^3), ∫Т1^Т2dT/T=Ln(T2)/(T1) ,

∫Т1^Т2dT/T^2=(1/T2-1/T1)=(T2-T1)/(T1*T2) , ∫Т1^Т2dT/T^3 =1/2*((T2^2-T1^2)/(T2^2*T1^2))

38. Изотерма Вант-Гоффа.

Изменение энергии Гиббса ( изобарно – изотермического потенциала хим. реакций) А+2В=Д+3Е; dG= VdP – SdT; dG= VdP; PV=RT; V= RT/P заменим V, получим dG= RTdP/P проинтегрируем и получим изотерму Вант – Гоффа. ΔGR= ΔGR0 + RT (lnPД lnP(Е ) ^3)/(lnPA lnP(B^2)) Первое условие: пусть наша система находится в равновесии то ΔGR=0 тогда ΔGR0 =- RT (ln(PД) ln(PЕ)^3)/(lnPA lnP(B^2)) где Рдеав – равновесные парциальные давления. ΔGR0 =- RTLnKP; ΔGR0 = RTLnPДPЕ3/ PАPВ2 - RTLnKP – изотерма Вант – Гоффа. 1)Если парциальные давления конечных продуктов очень большие, тогда первый член алгебраической суммы больше 2 – й т.е. ΔGR >0 то реакция будет идти с право на лево. 2) если ΔGR <0 реакция будет идти с лева на право. 3)если равно 0 то находится в равновесии. Изотерма устанавливает связь между стандартной энергией Гиббса и константой равновесия при стандартной температуре для систем, находящихся в газовом состоянии.

39. Изоморфная система.

ИЗОМОРФНАЯ СИСТЕМА. СТРОИТСЯ ГРАФИК . две оси у: 1= точка плавления А, 2= точка плавления В. По х а=100% до о%В. Верхняя АВ – ЛИКВИДУС. Нижняя АВ- солидус. СД – СОЕДИНЯЕТ НИЖНИЮ И ВЕРХНИИ ЛИНИИ. Точка Н – верху, потом на верхней линии, потом между линиями. Пример: масса смеси 10 кг. Масса жидк = 10 – Мтв, Мтв/10-Мтв = н2д/сн2= отмеряем линейкой 0,8/1. Находим массу ТВ. Потом ТВ.=100% х=70%. Находим х

40. Изобарно-изохорный потенциал.

Определение направления процесса в закрытой системе. Термодинамические потенциалы свободная энергия Гельмгольца и Гиббса. TdS>=du + PdV ;v –const; TdS>=du; 0>= du – TdS; 0>= d(u – TS) функция состояния F ЕЕ НАЗВАЛИ СВОБОДНОЙ ЭНЕРГИЕЙ ГЕЛЬМГОЛЬЦА ЭТО ИЗОХОРНО ИЗОТЕРМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ. F = U –TS; ЕСЛИ ΔF<0 самопроизвольный и т.д. Она зависит от энтропии поэтому наз. Свободной. Потенциал опред. Сколько энергии нужно потратить на работу. dF = dU – TdS –SdT; Du= TdS-PdV; Df= - PdS-SdT; если V const (Df/Dt)V = -S энтропия есть мера убыли энергии Гельмгольца с повышением темп. При постоянном объеме. Если темп. Постоянна то (Df/DV)T = -P Давление есть мера убыли энергии Гельмгольца с увеличением объема при постоянной температуре.