19. Параллельные и последовательные р-ции.

Если в-во может реагировать по двум и более направлениям, то в этом случае возможно протекание параллельных р-ций. –dC/dτ = (K₁+ K₂)C_А. где C_А – текущая к-ция компонента А.

∫[C₀; C_А] dC/C = ∫[0;τ] – (K₁+ K₂)dτ → K₁+ K₂ = 1/τ ln(C₀/C_А)

C₀ нач. конц. комп. А. K₁/K₂= C_B/C_D.

Если р-ция протекает через промежут. продукты, кот. расходуются на последуюзих стадиях, то такие р-ции наз. последовательными А→В→D

Пусть в-ва А вступило в р-цию х₀, а превратилось в в-во D y₀. Тогда: C_А = а-х; C_B =х-у; C_D =у.

Тогда скорость по каждому в-ву будет равна:

–d(a-x)/dτ = dx/dτ = K₁(a–x)…...(1)

d(x-y)/dτ = K₁(a-x) – K₂(x–y) …(2)

dy/dτ = K₂(x–y)….(3)

Для этих ур-ний примем следующее: Если р-ция протекает в неск. стадий с образованием пром. стадий то можно считать, что концентрации стационарны, т.е. они не измеряются со временем. Это означает, что величина (x-y) мала, тогде d(x-y)/dτ ≈0. Тогда ур-ние (2) примет вид x–y = K₁/ K₂ (а-х). Подставим сюда из ур-ния (1) а-х = а ехр(-K₁τ), получим: х-у = K₁/ K₂ а ехр(-K₁τ). Подставим это в ур. (3) : dy/dτ = K₂·K₁/ K₂ ·а·ехр(-K₁τ). После интегрирования получим: у = а·(1 – ехр(-K₁τ)).

Скорость многостадийного пр-сса с различными скоростями стадий определяется по ск-ти самой медленной стадии.

20. Основные понятия химического равновесия. Константа равновесия в гомогенной реакции.

Хим. р-ции подразделяют на обратимые и необратимые. Необратимые – р-ции, в ходе кот. одно или неск. в-в расходуется полностью. Обратимые протекают не до конца, а через какое-то время в данной сис-ме устанавливается равновесие между продуктами р-ции и исходными в-вами. Равновесие бывает: 1) стабильным, хар-ся минимальным значением термодинамич. потенциалов. При воздействии на сис-му, она выходит из равновесия, но после прекращения воздействия сис-ма приходит в исх. стост. 2) мобильное – т.е. неустойчивое, при воздействии претерпевает ряд конечных изменений и переходит в стабильное сост. 3) метастабильное – при бесконечно малом возд-ии сис-ма возвращается в исх. сост., а при значительном возд-ии переходит в стабильное состояние.

Хим. равновесие – динамическое равновесие, ск-ть образования продуктов р-ции равна ск-ти распада исх. в-в. В сост. равновесия Vпрям. = Vобр., и при С=1 моль/л К1.=К2.

Константа хим. равновесия показывает о сколько раз ск-ть прямой хим. р-ции больше ск-ти обратной: Kр = К1./ К2.

aA(г)+bB(г)↔cC(г)+dD(г)

В общем виде Кр можно выразить как отнош. произведения парциальных давлений конечных продуктов к произведению парц. давления исходных в-в с учетом их стехиометрических коэффициентов: Кр = Р_С^сР_D^d / P_A^aP_B^b. Если в ур-нии р-ции учавствуют твердые или жидкие в-ва, то их парц. давление явл. постоянным и приравнивается к единице. Для жидких фаз можно выразить через концентрации: Кр = С_С^сС_D^d / С_A^aС_B^b.

22. Уравнение изотермы химических реакций.

Закон действия масс записанный в виде Кр = Р_С^сР_D^d / P_A^aP_B^b.позволяет определить направление протекания реакции или смещение равновесия при изменении парциального давления или равновесной концентрации одного или нескольких компонентов данной реакции.Это вызывается тем что при изменении парциального давления или же равновесной концентрации одного из компонентов парц давление или равновесная концентрации других компонетов изменяется таким образом чтобы константа равновесия осталось постоянной. Протекание хим реакции или состояния равновесия можно выразить через соотв термодин потенциалы.Для изобарического процесса это ΔG=ΔH-TΔS При ΔH=const ΔG=-TΔS. Состоянии еравновесия ΔG=0, если же происходит протекание самопроизв процесса то изменение энергии Гиббса ΔG<0(*).

Если сист находится в равновесии то для вывода ее из данного состояния необходимо произвести внешнее воздействие. Пусть происходит повышение температуры.тогда для выполнения условия (*) необходимо чтобы изменение энтропии было >0, а при понижении температуры энтропия должна уменьшаться,т.е. при изменении температуры равновесие смещается в том направлении при котором изменение энтропии имеет тот же знак что и изменение температуры. Влияние давления на процессы в газовой фазе можно определить исходя из уравнения ΔG=-SΔT+VΔP При изотермич условиях ΔG=VΔP и для выполнения условия (*) необходимо чтобы при повышении давления объем уменьшался,а при понижении давления объем увеличивался т.е. повышение давления смещает равновесие хим реакции в сторону протекания реакции с уменьшенным объемом системы, а понижение давления наоборот в сторону увеличения объема.Т.о. видно что состояние хим равновесия зависит от давления и теспературы. В математической форме зависимость Кр от P, T, V системы выражается уравнением изотермы реакции(Ван Гоффа).