Предмет и задачи химической кинетики. Кинетическое уравнение. Молекулярность реакции. Порядок реакции. — КиберПедия 

Биохимия спиртового брожения: Основу технологии получения пива составляет спиртовое брожение, - при котором сахар превращается...

Историки об Елизавете Петровне: Елизавета попала между двумя встречными культурными течениями, воспитывалась среди новых европейских веяний и преданий...

Предмет и задачи химической кинетики. Кинетическое уравнение. Молекулярность реакции. Порядок реакции.

2018-01-13 237
Предмет и задачи химической кинетики. Кинетическое уравнение. Молекулярность реакции. Порядок реакции. 0.00 из 5.00 0 оценок
Заказать работу

Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции.

Закон действующих масс. Константа скорости реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры. Эмпирическое правило Вант-Гоффа. Теория активных молекул.

Катализ. Катализаторы. Ингибиторы. Теория промежуточных соединений.

Катализ — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.

Катализатор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции[1]. Количество катализатора, в отличие от реагентов, после реакции не изменяется. Важно понимать, что катализатор не участвует в реакции. Они обеспечивают более быстрый путь для реакции, катализатор реагирует с исходным веществом, получившееся промежуточное соединение подвергается превращениям и в конце расщепляется на продукт и катализатор. Затем катализатор снова реагирует с исходным веществом, и этот каталитический цикл многократно повторяется. Ингибитор – это вещ. В присутствие которого скорость реакции уменьшается Автокатализ Так называется катализ реакции каким-либо из ее продуктов. Реакция вначале протекает медленно, но по мере образования продуктов она начинает ускоряться. Одним из наиболее широко известных примеров автокатализа является окисление щавелевой кислоты манганатом(VII) калия:

Эта реакция катализируется ионами Mn2+. При комнатной температуре она протекает вначале очень медленно. Однако по мере образования ионов Mn2+ реакция постепенно ускоряется. В лабораторных условиях это очень легко проверить, добавляя в реакционную смесь некоторое количество ионов Mn2+ в виде раствора сульфата марганца(Н). Если это сделать с самого начала, реакция будет сразу же протекать с заметной скоростью.

Теория промежуточных соединений для объяснения действия катализаторов В 1889 г. Аррениус выдвинул предположение, согласно которому действие катализатора заключается в том, что он образует промежуточное соединение (интермедиат). Можно представить себе, что катализатор (С) вступает в реакцию с реагентом, называемым субстратом (S), в результате чего образуется промежуточное соединение CS. Затем это промежуточное соединение разлагается, образуя продукт P и прежний катализатор С:

Таким образом, катализатор расходуется на первой стадии и регенерирует на второй стадии. Теория промежуточного соединения может быть также применена и к реакциям, в которых участвуют два реагента:

 

Необратимая и обратимая реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье. Примеры.

Необратимые реакции: реакции которые протекают до конца до ионного израсходования одного из реагентов и образует продукты уходящие из сферы реакции в виде осадка, газа, монодиссоциирующего вещ. С большим выдилением теплоты

Обратимые реакции: реакции которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях

Хим. равновесие: это такое состояние реагирующего вещ. При котором скорость прямой реакции равно скорости обратной реакции

Константа равновесия: при установление равновесия произведение концентрации продуктов реакции делимое на произведение концентрации исходного вещ. Величина постоянная

Принцип Ле-Шателье: внешнее воздействие на систему нах. В состояние равновесия приводит к смещению этого равновесия в направление ослабления этого воздействия

1) Влияние концентрации:

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

  • При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
  • При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

2)Влияние давления: при увиличение давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекулы газообразных вещ. При уменьшение давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молекул газообр. Вещ., если реакция протекает без изменения числа молекул, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

давление, МПа 0,1          
объемная доля NH3, % 0,4          

3)влияние температуры: при повышение темп. Равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижение темпр. В сторону экзотермической реакции.

4) Влияние инертных газов Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.

 

22. Гомогенная, гетерогенная, изолированная, системы. Первый закон термодинамики.

Гомогенная системаоднородная система, химический состав и физические свойства которой во всех частях одинаковы или меняются непрерывно, без скачков (между частями системы нет поверхностей раздела). В гомогенной системе из двух и более химических компонентов каждый компонент распределен в массе другого в виде молекул, атомов, ионов. Составные части гомогенной системы нельзя отделить друг от друга механическим путем.

В гомогенных смесях составные части нельзя обнаружить ни визуально, ни с помощью оптических приборов, поскольку вещества находятся в раздробленном состоянии на микроуровне. Гомогенными смесями являются смеси любых газов и истинные растворы, а также смеси некоторых жидкостей и твердых веществ, например сплавы.

Примеры

  • жидкие или твердые растворы (растворы — гомогенные (однородные) системы, т.е. каждый из компонентов распределен в массе другого в виде молекул, атомов или ионов)[1].
  • лед
  • смесь газов

Гетерогенная системанеоднородная система, состоящая из однородных частей (фаз), разделенных поверхностью раздела. Однородные части (фазы) могут отличаться друг от друга по составу и свойствам. Число веществ (компонентов), термодинамических фаз и степеней свободы связаны правилом фаз. Примерами гетерогенных систем могут служить: жидкость — насыщенный пар; насыщенный раствор с осадком; многие сплавы. Твердый катализатор в токе газа или жидкости тоже гетерогенная система (гетерогенный катализ). В технике гетерогенной системой является кирпичная и каменная кладка, состоящая из кладочных элементов (кирпича, природных или искусственных камней, бетонных блоков и др.) и строительного раствора.

Изолированная система (замкнутая cистема) — термодинамическая система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. В термодинамике постулируется (как результат обобщения опыта), что изолированная система постепенно приходит в состояние термодинамического равновесия, из которого самопроизвольно выйти не может (нулевое начало термодинамики).

Адиабатически изолированная система — термодинамическая система, которая не обменивается с окружающей средой энергией в форме теплоты. Изменение внутренней энергии такой системы равно производимой над ней работе. Всякий процесс в адиабатически изолированной системе называется адиабатическим процессом.

На практике относительная адиабатическая изоляция достигается заключением системы в адиабатическую оболочку (например, сосуд Дьюара). Реальный процесс может также считаться адиабатическим, если он протекает достаточно быстро, так, что за короткое время теплообмен с окружающими телами пренебрежимо мал.

 

23. Термохимия. Термохимические уравнения. Стандартная теплота образования.

Термохимия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Ещё одной из задач термохимии является измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплот фазовых переходов.

Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов

Важнейшей величиной в термохимии является стандартная теплота образования (стандартная энтальпия образования). Стандартной теплотой (энтальпией) образования сложного вещества называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю.

В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение

4NH3(г) + 3O2(г) → 2N2(г) + 6H2O(ж), ΔН=-1531 кДж

показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531 кДж теплоты, при давлении 101 кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

В термохимии также используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты.

 


Поделиться с друзьями:

Историки об Елизавете Петровне: Елизавета попала между двумя встречными культурными течениями, воспитывалась среди новых европейских веяний и преданий...

Типы сооружений для обработки осадков: Септиками называются сооружения, в которых одновременно происходят осветление сточной жидкости...

Особенности сооружения опор в сложных условиях: Сооружение ВЛ в районах с суровыми климатическими и тяжелыми геологическими условиями...

Двойное оплодотворение у цветковых растений: Оплодотворение - это процесс слияния мужской и женской половых клеток с образованием зиготы...



© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!

0.02 с.