27.Кинетическая классификация хим реакций ( по признаку молекулярности и порядка).

Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием между которыми осуществляется акт хим превращения.

1. Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы, радикала, иона. (изомеризация, диссоциация и т. д.):

H2S → H2 + S

2. Бимолекулярные реакции — реакции ,в элементарном акте которых превращению подвергаются 2 частицы, молекулы, радикалы, ионы (одинаковых или различных):

СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr

3. Тримолекулярные реакции — реакции, в каждом элементарном акте которых участвуют 3 молекулы или атома:

О2 + NО + NО → 2NО2

Кинетический порядок реакции равен сумме показателей степени концентрации в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентрации взаимодействующих веществ.

1. Реакции 1-го порядка:

CH3OCH3= CH4 + H2 + CO.

V=kc

2. Р еакции 2-го порядка:

A + B → продукты

или если реагируют одинаковые частицы, то

3. Реакции 3-его порядка: (тоже самое что и 2-го порядка, только 3 продукта)

A + B +С → продукты

4. Реакции нулевого порядка:

Реакции, в которых скорость не зависит от концентрации.

28. Влияние концентрации на скорость хим реакции. Закон Гульберга и Вааге.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени равным их стехиометрическим коэффициентам.

Д ля гомогенной системы mA + nB ⇄ pC + gD кинетическое уравнение имеет вид:

Где k - константа скорости, (коэффициент пропорциональности), зависящая от природы реагирующих веществ и температуры.

В закон действующих масс не входят концентрации твердых веществ, т.к. так как реакции с твердыми веществами протекают на поверхности, где концентрация постояна.

29.Кинетические уравнения I и II порядков, способы определения порядка.

I порядок:

-dc/dt=kc

-dc/c=kdt

Kv=1/t ln C0/C где t-время от начала , С0- исходная концентрация, С – кол-во непрореагирующего в-ва

K= 1/t ln 100/50

t1/2 =ln2/k, для нахождения k

ln2=0.69

II порядок:

-dc/dt=kC1C2

k=1/t (C0-C)/(C0+C)

t1/2=1/kC0

Способы определения порядка:

Графический метод заключается в построении графика зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Для различных частных порядков эти зависимости имеют следующий вид:

Зависимость концентрации от времени

1

2

3

Метод подстановки

K=1/t ln C0/C

По периоду полураспада

t1/2 =0,69/k

30. Влияние температуры на скорость р-ии. Ур-ие Вант-Гоффа и Аррениуса.

Изменение температуры оказывает резкое влияние на константу скорости, а следовательно, и на скорость химической реакции. В подавляющем большинстве случаев скорость химической реакции с нагреванием возрастает.

Вант-Гофф обнаружил, что при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает, в среднем, в 2-4 раза.

Ур-ие Вант-Гоффа: V₂=V₁*γ ^T2-T1/10 , где V₂ — скорость реакции при температуре T2 , V₁ — скорость реакции при температуре T1 , γ — температурный коэффициент реакции.

Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции k от температурыT .

Ур-ие Аррениуса: k=Ae^-Ea/RT , где А характеризует частоту столкновений реагирующих молекул, R — универсальная газовая постоянная.