11. Термодинамические потенциалы.

Объединяет ф-ции

dF = –SdT–PdV; dG = –SdT+PdV; dU = TdS–PdV; dH = TdS+VdP

Все они имеют размерность энергии и их стремление к минимуму означает возможность энергообмена с окружающей средой. Каждый из потенциалов описывает обмен сис-мы энергией с окруж. средой в виде работы или в виде теплоты. Температура и энтропия – пар-ры, связанные с теплотой, а P и V – связанные с работой. Каждый из потенциалов явл. ф-цией двух переменных, поэтому для описания сис-мы достаточно двух переменных. Переменные, от кот. зависят значения термодинамич. потенциалов, наз. естественными. А сами потенциалы наз. характерными ф-циями, т.к. значение потенциала и знач. его производных достаточны для описания сис-мы.

12. Реакции 1-го, 2-го, 3-го порядка.

Хим. р-ции подразделяют по молекулярности и по порядку. По мол-сти: мономолекулярные (J2=2J), бимолекулярные (H2+J2 = 2HJ), тримолекулярные (2SO2+O2 = 2SO3).

Вероятность протекания бимолекулярных р-ций невелика, а трехмолекулярных – еще меньше – т.е. вероятность того, что в определенной точке пр-ва в определенное время столкнуться три мол-лы с достаточным запасом энергии, ничтожна мала. Столкновение четырех мол-л – практически невозможно. Поэтому если учавствует более 4-х мол-л, то р-ция явл. сложной, и будет протекать через несколько промежуточных простых р-ций.

Сумма показателей степеней конц-ций наз. порядком р-ции: a + b = n. Порядок совпадает с молекулярностью только для простых р-ций, а рекагирующие вещ-ва рассм. как идеальные.

Кинетич. ур-ния:

1)первого порядка dC/dτ = – KC→ dC/C = – Kdτ → lnC = –Kτ + const.

const = lnC₀ (при τ = 0) → ln(C/C₀)= –Kτ → C/C₀ = exp(–Kτ). Ур-ние показывает что конц-ция исх. в-в убывает со временем.

2)второго порядка Пусть имеем простой случай C_A=C_B=C dC/dτ = – KC² → – dC/C² = Kdτ → 1/C = Kτ + const. const = 1/C₀ (при τ = 0) → 1/C – 1/C₀ = Kτ → (C₀–C)/C₀C = Kτ

3)третьего порядка C_A=C_B=C_D=C

–dC/dτ = KC³ → – dC/C³ = Kdτ → 1/ 2C² = Kτ + const.

const = 1/ 2C₀² (при τ = 0) → 1/ 2C² – 1/ 2C₀² = Kτ → (C₀² – C²)/2C₀²C² = Kτ

Чем выше порядок р-ции тем медленнее будет она протекать, что связано напрямую с вероятностью столкновения частиц.

13. Кинетика гетерогенных реакций.

Гетерогенный пр-сс включает в себя следующие стадии: 1) подвод реагирующих в-в к пов-ти раздела фаз. 2)сама хим. реакция 3)отвод продуктов р-ции из реакционной зоны.

Ск-ть гетерогенного пр-сса определяется отношением пов-ти раздела и объема реагирующих в-в. Пр-ссы передачи в 1-й и 3-й стадиях происходят за счет пр-сса диффузии.

Скорость многостадийного пр-сса определяется самой медленной стадией. Если таковой явл. пр-ссы диффузии, то говорят, что пр-сс нахдится в диффузионной области. В этом случае ск-ть диф. много меньше ск-ти хим. р-ции. Если ск-ть диф. больше чем ск-ть хим. р-ции то лимитирующей стадией явл. сама хим. р-ция, и гетерогенный пр-сс протекает в кинематич. области. Если ск-ть хим. р-ции соизмерима со ск-тью диф., то пр-сс протекает в диффузионно-кинетической области. Если лимитир. стадией явл. пр-сс диффузии, то для интенсификации таких пр-ссов используют перемешивание реагирующих в-в, увеличивают пов-ти соприкасания. Если – хим. пр-сс – используют катализаторы, изменяют температурный режим. Если пр-сс остоит из ряда параллельных пр-ссов, то определяющий явл. самый быстрый из них.