35.Кинетика. Скорость химической реакции и её зависимость от природы и концентрации реагентов. Здм для гомогенных и гетерогенных реакций

Химическая кинетика- раздел химии который изучает механизм и скорости протекания хим процессов Химическая реакция- это процесс при котором происходит разрыв существ хим связей и образование новых Скорость хим реакции определяется не числом общих столкновений молекул в единицу времени, а числом столкновений активных молекул

Активные молекулы- молекулы обладающие повышенным запасом энергии по сравнению со сред энергией молекул тех же веществ Энергия активации- это то количество энергии которое необходимо сообщить молекуле чтобы сделать ее активной и чтобы она вступила в хим реакцию

Зависимость скорости реакции от концентрации зависящих веществ υ=+-(С2-С1)τ2-τ1

Закон действующих масс(ЗДМ) Скорость хим реакции прямопропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ в степенях равных их стехиометричесикм коэффициентам υ=κ*Aa*Bb

Это определение гомогенной реакции, если реакция гетерогенная, то в уравнении ЗДМ входят только жидкие или газообразные реагенты κ скорости- равна скорости реакции, когда концентрация каждого из реагирующих веществ равны

36. Зависимость скорости хим реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается в 2-4 раза υt1=υt2*γt2-t110

Уравнение Аррениуса:κ=κ0*е-EактRT

Энергия активации: Eакт=RT2T1*lnυ2υ1T2-T1

37. Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости хим реакции от катализаторов. Механизм действия катализаторов. Ингибиторы

Уравнение Аррениуса:κ=κ0*е-EактRT

Катализатор- это вещество, изменяющее скорость хим реакций и не расходующ в процессе взаимодействия

2 вида катализа: гомогенный и гетерогенный При гетерогетном каталице реакция протекает на поверхности раздела двух фаз, одна из которых катализатор При гомоген катализе, катализатор взаимодействует с реагентами и образует промежуточные соединения В итоге величина энергии активации с участием катализатора оказывается ниже энергии активации такой же реакции при его отсутствии

Уменьшение энергии активации соответст значит увеличение числа частиц, обладающих энергией превышающих энергию активации и приводит к возрастанию скорости реакции

Ингибиторы- вещества в которых наоборот уменьшают скорость реакции. Они изменяют ход реакции образуя промеж вещества энергия актив которых оказывается очень большой и реакция становится маловероятной.

Катализаторы:-высокая эффективность,-не расходуется,-не смещает равновесие

38. Хим реакции: обратимые и необратимые. Состояние хим равновесия

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Реакцию называют обратимой, если её направление зависит от концентраций веществ — участников реакции. Например, в случае гетерогенно-каталитической реакции   N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (1) при малой концентрации аммиака в газовой смеси и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении равновесия химического , система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции. Реакцию называют необратимой, если она может происходить только в одном направлении и завершается полным превращением исходных веществ в продукты; пример — разложение взрывчатых веществ. Одна и та же реакция в зависимости от условий (от температуры, давления) может быть существенно обратима или практически необратима.

         Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакции   N₂O₄ ⇔ 2NO₂ (2) складывается из элементарных реакций     N₂O₄ →2NO₂ и 2NO₂ →N₂O₄.

         Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например реакции (1), необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.