Молекулярность и порядок реакции. Определение молекулярности сложной реакции. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков

⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 6Следующая ⇒

Молекулярность р-ции (М)- число частиц, атомов, молекул, одновременно вступающих в хим. взаимодействие в элементарном акте хим. р-ции, т.е. в простой или в отдельной стадии сложной р-ции.

Выделяю моно-; ди-; тримолекулярные р-ции:

2NO + H2= N2O + H2O; М=3

Молекулярность сложной р-ции равна молекулярности ее медленно протекающей стадии.

2N2O5= 4NO2 +O2

По виду это димолекулярная р-ция, однако она протекает в 2 стадии-> сложная р-ция.

1. N2O5= N2O3 + O2 (медл., М=1)

2. N2O3 + N2O5= 4NO2 (быстр., М=2)

Молекулярность р-ции разложения N2O5= 1

Порядок р-ции- величина, равная сумме показателей степеней при концентрациях в кинетическом ур-нии (a+b)

Порядок р-ции определяется по применимости к ней того или иного кинетического уравнения.

1. Для реакции нулевого порядка скорость реакции не зависит от концентрации исходных веществ, а зависит от их природы, температуры и наличии катализатора.

К реакциям нулевого порядка относятся следующие реакции:

а) фотохимические реакции Н2 + Cl2= 2НCl;

б) реакция гидролиза этилацетата

СН3СООС2Н5 + Н2О = СН3СООН + С2Н5ОН.

2. Для реакции первого порядка V = k*C_А

Первый порядок имеют:

· реакция гидролиза сахарозы- С12Н22О11 + Н2О = С6Н12О6 + С6Н12О6;

· реакция разложения- N2О5 + N2О5(г)= 4NО2(г) + О2;

· реакции радиоактивного распада.

3. Скорость реакции второго порядка для двух реагентов подчиняется кинетическому уравнению V=k*C_А*C_В; V=k*C_А²

в обоих случаях a+b=2

Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа, особенности температурного коэффициента для биохимических процессов. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

В 1884 г. Вант-Гофф установил, что при повышении температуры на 10 градусов скорость многих реакций увеличивается в 2–4 раза.
Математически эта зависимость выражается соотношением:

V_t₂ = V_t₁*ɣ^t₂-t₁/10,

K_t₂= k_t₁*ɣ^t₂-t₁/10

где V2 и V1 — скорости реакции при температурах t1 и t2,

k - константа скорости,

ɣ — температурный коэффициент скорости реакции.

Для многих реакций ɣ имеет значения в пределах 2–4.

Если t2-t1=10, то V_t₂/V_t₁= k _t₂/k _t₁= ɣ или что одно и тоже ɣ=V_t+10/V_t=k_t+10/k_t

Физический смысл температурного коэффициента.

Из последнего ур-ния следует, что ɣ- величина, показывающая во сколько раз увеличивается скорость р-ции или константа скорости при увеличении температуры реакционной смеси на 10 градусов.

Ферментативные р-ции имеют более высокие значения температурного коэф.
ɣ= 7-10 (процессы денатурации белка)

Все жизненные процессы протекают в небольшом температурном интервале.

Уравнение Аррениуса.

k=A* e^-E_a /R*T, где

k- константа скорости,

А- постоянная для данной р-ции величина= общему числу соударения в единицу скорости за единицу времени,

е- основание натурального логарифма,

Е_a- энергия активации- количество энергии, которое необходимо сообщить молекулам реагирующих в-в, чтобы они при столкновении могли вступить в хим.взаимодействие,т.е. стали активными,

R- универсальная газовая постоянная,

Т- абсолютная температ. процесса.

Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции.

Химическое равновесие- состояние обратимой химической р-ции, при котором скорости прямого и обратного процессов становятся равными.

Хим.равновесие называется динамическим (подвижным), т.к. оно постоянно идущий процесс с одинаковой скоростью в обе стороны.

Пр.:

· для обратимой гомогенной р-ции

аА +bB= fF+ dD

в момент равновесия: 1.Vпр.=Vобр.

в соответствии с ЗДМ: 2.Vпр.=k_пр.[A]^а * [B]^b

3.Vобр.=k_обр.[F]^f * [D]^d

[]- обозначены равновесные концентрации, т.е. концентрации всех участвующих в р-ции в-в на момент хим. равновесия.

Т.к. левые части уравнения 2 и 3 равны, то равны и правые.

4.k_пр_.[A]^а * [B]^b=k_обр_.[F]^f * [D]^d

после преобразования получим:

k=k_пр./k_обр.=[F]^f * [D]^d/[A]^a* [B]^b

k-константа равновесия, которая зависит только от температуры.

Вант-Гофф, 1886, уравнение изотермы хим. р-ции:

∆G=-R*T*lnk, где

∆G-изменение энергии Гиббса в процессе реакции, изобарно-изотермический потенциал.

Интегральный вид изотермы: k=e^-∆G/RT

3 варианта зависимости между ∆G и k:

1.Если ∆G<0, то к>1, прямой процесс протекает самопроивольно,

2.Если ∆G>0, то к<1, прямой процесс самопроизвольно не протекает; если р-ция обратима, то самопроизвольно будет протекать обратный процесс,

3.Если ∆G=0, то к=0, наступает кинетическое равновесие.

Дата добавления: 2018-02-28; просмотров: 2067; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 234 5 6 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!