Молекулярность и порядок реакции. Определение молекулярности сложной реакции. Кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков
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*CА
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*CА*CВ; V=k*CА2
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:
Vt2 = Vt1*ɣ^t2-t1/10,
Kt2= kt1*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 Vt2/Vt1= k t2/k t1= ɣ или что одно и тоже ɣ=Vt+10/Vt=kt+10/kt
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^-Ea /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,
Еa- 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.=kпр.[A]а * [B]b
3.Vобр.=kобр.[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.kпр.[A]а * [B]b=kобр.[F]f * [D]d
после преобразования получим:
k=kпр./kобр.=[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! |
Мы поможем в написании ваших работ!