Билет №1.

Основные положения МКТ.

-Все макротела состоят из микрообъектов (молекул, атомов)

-микрообъекты участвуют в тепловом хаотичном движении (броуновское движение)

-микрообъекты (атомы и молекулы) взаимодействуют между собой.

Основные уравнения МКТ :

PV=1/3 Nmu² или PV=2/3 N mu²/2

PV=2/3 NE_k

Билет №2

1.Основные законы.

-закон Бойля-Мариотта- для данной массы идеального газа при постоянной температуре произведение давления газа на объем есть величина постоянная, произведения PV=const

_закон Гей-Люссака- при постоянном давлении отношение объема к температуре идеального газа есть величина постоянная =const

-Закон Шарля- при постоянном объеме отношение давления к температуре есть величина постоянная для данной массы идеального газа =const

2.Катализ. Это изменение скорости реакции под действием в-в, называемых катализаторами, которые участвуя в процессе к концу реакции остаются неизменными.

Катализатор может многократно участвовать в хим.реакциях, при этом относительно небольшое кол-во катализатора способно вызвать превращения значительных масс, в-ва

Катализ, увеличивающий скорость хим. Реакции, называется положительным, а замедляющий- отрицательным.

2.В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе –жидкой или газовой. Примером гомогенного катализа может служить ускорение гидролиза углеводов в водном растворе .

При гетерогенном катализе реагирующие в-ва и кат-ор находится в разных фазах, а хим-я реакция протекает на границе раздела фаз.

Наиболее распространен гетерогенный катализ с тверд. Катализаторами. Когда реагирующие в-ва находятся в газовой или жидкой фазе

Требования к катализаторам:

-он должен обладать каталитической активностью

-быть специфичным

-селективным

-термостойким

-способным к регенерации

Билет №3

1.Уравнение Менделеева-Клайперона.

Уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Клапейрона или уравнение Менделеева — Клапейрона) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. Уравнение имеет вид:

P* V_m=R*T

где p— давление,

V_m — молярный объём,

R — универсальная газовая постоянная

T— абсолютная температура,К.

Реальный газ — газ, который не описывается уравнением состояния идеального газа Клапейрона — Менделеева.

Зависимости между его параметрами показывают, что молекулы в реальном газе взаимодействуют между собой и занимают определенный объём. Состояние реального газа часто на практике описывается обобщённым уравнением Менделеева — Клапейрона.

Уравнение состояния газа Ван-дер-Ваальса — уравнение, связывающее основные термодинамические величины в модели газа Ван-дер-Ваальса.

модель идеального газа хорошо описывает поведение реальных газов при низких давлениях и высоких температурах, в других условиях её соответствие с опытом гораздо хуже. В частности, это проявляется в том, что реальные газы могут быть переведены в жидкое и даже в твёрдое состояние, а идеальные — не могут.

2.Основные требования к промышленным катализаторам

Химические требования

· термическая стабильность,

· стойкость к отравлению «ядами»,

· легкая регенерируемость,

· высокая избирательность,

· активность при доступных температурах и давлениях.

Механические требования

· прочность,

· малое гидравлическое сопротивление,

· однородность,

· оптимальная пористая структура.

Билет №4

1.В жидкости всегда присутствует некоторое число молекул с большой энергией которые способны преодолеть силы притяжения частиц и покинуть объем жидкости- испариться.

В паре над жидкостью присутствуют молекулы с небольшой энергией которые захватываются жидкостью- происходит конденсация.

В условиях термодинамического равновесия между паром и жидкостью, когда скорости испарения и конденсации равны, пар называют насыщенным.

Переход в-ва в газообразное состояние называется парообразованием.

Для жидкости различают 2 формы парообразования: испарение, кипение.

При испарении пар образуется только на свободной поверх-ти тела.

Скорость испарения зависит от температуры и размера свободной поверх-ти тела.

Кипение –это процесс испарения жидкости протекающей во всем ее объеме.

Температура при кот-й давление насыщенного пара становится равным внешниму давлению,наз-я температурой кипения.

Кол-во энергии,необходимой для изотермического испарения 1 кг в-ва, назыв-я удельной теплотой парообразования.

Нормальная темпер-ра-это температура, при которой в-во кипит при нормальном внешнем давлении (101325 Па)

2.Механизмы каталитических реакций.

Каталитические реакции могут протекать по стадийному и слитному механизму.

По стадийному(раздельному) механизму. Заключается в замене одной каталитической реакции несколько стадий последовательных взаимодействий исходных в-в с катализатором. Температура 350-450 ˚С

Согласно слитному механизму происходит одновременное взаимодействие с катализатором всех в-в и образование одного активированного комплекса. А+В+К(АВК)*С+К

Температура 50-150˚С

Если в стадийных каталитич-х реакция образ-я не менее 2-х активированных компонентов, то в слитных-только 1 активированный комплекс.

Автокатализ.

В некоторых хим. Процессах kat образуется в ходе самого процесса, т.е явл-ся одним из его продуктов.Такие процессы самоускоряются под действием собственного продукта- kat и назыв-я автокаталитическим, а само явление процесса-автокатализом.Иными словами данная система себя «снабжает» kat.

Как следует из графика,начальный период р-ции отличается постоянством

скорости процесса во времени (участок а,в) и называется периодом индукции.

Ферментативный катализ.

Катализ под действием ферментов-ферментативный. Ферменты-биокатализаторы, продукты жизнедеятельности живых организмов.

По сравнению с неорганич. Кат. Ферменты имеют сложное строение. Различают простые и сложные ферменты. Простые-однокомпонентные ферменты состоят только из белковых тел Сложные –включают и небелковую составляющую.Последняя резко увеличивает каталитическую активность фермента.

Особенности ферментативного катализа.

-высокая каталитическая активность

-четкая специфичность

-четкая селективность

-повышенное влияние окр. Среды.

Ферментативный катализ играет большую роль в жизнедеятельности организмов и широко используется в пищевой промышленности.

Билет №6

1.Вязкость. это сво-во жидкости сопротивляться перемещению ее частиц под действием приложенной их вне силы. В жидкостях вязкость обусловлена преимущественно внутренним давлением, а в газах -тепловым движением молекул.

У жидкостей с повышением температуры вязкость уменьшается т.к при этом уменьшается внутреннее давление.

У газов с повышением температуры вязкость увеличивается, поскольку усиливается интенсивность перемещения молекул газа и возрастает число их соударений.

Вязкость характеризуется коэффициентом внутреннего трения (коэффиц-ом вязкости), представляющий собой силу сопротивления. Возникающую между слоями текучего тела.

Динамическая вязкость-имеет большое значение в решении производственных вопросов. связанных с транспортировкой текучих материалов, с перемешиванием жидкостей и газов, с движением судов и самолетов.

Кинематическая вязкость-учитывающая помимо внутреннего сопротивления и плотность рассматриваемого материала. Определяется вискозиметрическим методом, а динамическая расчётным путем.

2.В основу мультеплетной теории положены принципы структурного и энергетического

соответствий между поверхностью катализатора и молекулами реагирующих в-в. Структурное соответствие заключается в том, что расстояние между атомами кристаллич-й решетки кат-р и валентные углы между этим же параметрам участвующих в реакции в-в.

Мультиплеты- отдельные участки поверхности катализ-ра состояние из нескольких атомов или ионов расположенные в опред.порядке.

Билет №7

1.Аморфные тела. Твердые тела обладают упругой формой и не сжимаются. Они подразделяются на кристаллич-е и аморфные, различающихся рядом внешних и структурных особенностей. Кристаллическое тело обладает определенной фиксированной темпер-й плавления при которой происходит скачкообразные изменения агрегатно состояния в-ва.(из твердого в жидкое или газообразное) (сублимация). Изменение агрегатного состояния аморфного тела происходит плавно, в широком температурном интервале. Поэтому темпер-ра плавления является физико-химич-ой характеристикой только кристаллических тел. Для многих кристаллич-х тел такие св-ва как прочность на разрыв, эластичность, тепло проводность, скорость растворения, светопроницаемость и имеют различные значения в зависимости от направления измерения. Такое св-во тел называется анизатропностью. Св-ва аморфных тел однородны во всех направлениях: тела изотропны. Кристаллич-е и аморфные тела различаются по строению:

-частицы в кристаллич-х телах размещены в строго определенной последов-ти

-в аморфных телах их размещение беспорядочно .

Примеры аморфн.тел – стекло, канифоль

Примеры кристаллич.тел – минералы, металлы.

Кристаллич.решетка – совокупность частиц, размещенн. в определен.последоват-ти.

Типы криссталлич.решеток:

-атомные- построены из нейтральных атомов между которыми возникает ковалентная связь

-ионные – у них решетка построена из чередующихся ионов с противположными зарядами между которыми возникают кулоновские силы.

-металлич – состоят из положительно заряженных ионов, свободно движутся, возникает электроный газ

-молекулярные – присутствуют молекулы связь между которыми осуществл-ся с помощью сил Ван – дер – Ваальса

атомы

ион

2. Поверхностное явление

Тела обладающие поверхностью имеют избыточную энергию на этой поверхности, Ɣ выражается как поверхностное напряжение в жидких телах и как энергия Гиббса в тв.телах.

G=δ*S, где G – энергия Гиббса, δ – удельная поверхнст-я энергия.

Адсорбция – процесс удерживания жидких и газообразных компонентов на поверхн-ти тв.тела.

Тв. поглотитель назыв-ся адсорбентом (селикогель).

Процессы адсорбции применяются для разделения многокомпонентых гомогенных смесей.

Глубина адсорбции характ-ся удельной адсорбцией, Ɣ определ-ся как кол-во адсорбтива к площади поверх-ти твердого тела.

(моль/м²)

Гиббс выявил ур-е изотермы адсорбции по Ɣ можно опред-ть направл-е процесса адсобрции и температурн.условие

Билет № 8

1.Плазма – это ионизированный газ, состоящий из нейтральных молекул и атомов + и – заряженных ионов.

Виды плазмы:

- природные виды: молния, северное сияние, солнце, звезды

- лабораторные виды: электрическая дуга, выхлоп ракет, люминесцентные лампы

Получение

Для искуств.получения водородной плазмы достаточно нагреть газ до t=10³К

Получение высокотемпер.плазмы. – горяч.плазму можно получить только в магнитных ловушках.

Применение – широкое применени в хим.процессах, может использ-ся вместо катализаторов, плазм.дугой осущесвт-ют резку металлов, сварка металлов большой толщины, нанесение защитн.покрытий, для получения порошков различной степени дисперсности.

2.Типы адсорбции

Когда давление СО₂ невелико преобладают хим.силы.

- Взаимодейст-е м/ду СО₂ и поверхностью тв. поглотителя; при этом происходит выделениетеплоты – хим.адсорбция.

- Когда значительно увеличив-ся давление адсорбтива, хим.связи уже насыщены и преобладают физ.силы – физич.адсорбция.

- хемосорбция

- При адсорбции из р-ров наряду с молекулами могут поглощ-ся ионы – ионная адсорбция

- Ионная-обменная адсорбция заключ-ся в

Стехиометрическом обмене подвижных ионов.

Билет№9

1.Термодинамич. Система-это совокупность тел,условно отделенных от окруж. Мира.

Открытая ТС-это тс, которая соприкосаясь с окруж. Средой может вступать в обмен с ней вещ-вом и энергией.

Изолированная ТС-это ТС, которая не обменивается с окруж.средой ни веществом ни энергией. (реальных изолированных ТС не существует).

Закрытая ТС- это ТС, кот-я обменивается с окруж. Средой только энергией.

Характер-ки ТС- М,V,T,P.

-экстенсивные выражающие количественные характеристики ТС (M,V энергия,теплоемкость)кот-е обладают аддитивностью(зависят от кол-ва в-ва).

-интенсивные, выражающие количественные характер-ки ТС (T,P,состав,плотность.)которые не обладают аддитивностью.

Билет№10

1.Теплоемкость.

Для выражения степени нагретости тел введено понятие температуры, изменения которой пропорционально значению теплоты, поступающей в ТС. Q=C*ΔТ коэффициент пропорциональности С был назван-теплоемкостью системы.

Теплоемкость ТС= теплоте процесса,в рез-те которого температура сиситемы изменяется на 1˚К

С=(ДЖ/К)

Удельная теплоемкость =теплоте процесса, в результате кот-го температура 1кг массы гомогенной ТС изменяется на 1К

С= .

Молярная теплоемкость=теплоте процесса, в результате которого температура 1 моль в-ва гомогенной ТС изменяется на 1к

С_м= гомогенная ТС-однородная. N-число моль в-ва в системе.

Объемная теплоемкость=теплоте процесса в результате которого температура 1 м³ в-ва гомогенной ТС изменяется на 1к

С_об=

Все виды теплоемкости взаимосвязаны сооношениями: См-с*М; Соб=С*ρ; С=.

Соб=n*Сm=m*c=V*Cоб.

Теплоемкость сложных и гетерогенных ТС равна сумме теплоемкостей составляющих ее компонентов

С=С1+С2+…..Ск. к=число частей ТС.

Теплоемкость удельной газовой смеси может быть рассчитана с помощью правила смешения с учетом мольных долей компонентов ТС.

Сm=x1*C1m+x2*C2m+…xk*Ckm

Cоб=x1*C1об+х2*С2об+…+хк*Скоб

Изобарная и изохорная теплоемкости связаны соотношениями названным уравнением Мойера:

Сpm-Cvm=R где R=8,314 [Дж/моль*к]

Cpm-изобарная теплоемкость 1 моль в-ва.

Cvm-зохорная теплоемкость 1моль в-ва

R-универсальная газовая постоянная.

Коэффициент Пуассона используют для характеристики строения молекул газообразных в-в. Чем сложнее молекула тем ближе Ɣ к единице:

Для 1-атомного газа: Ɣ==1,667

Для 2-х атомного Ɣ=1,400

Для 3- атомного Ɣ=1,333

Билет№11

1.)Энтальпия-это более полная характ-ка энергии ТС: ее можно использовать для описания открытых и закрытых ТС,в то время как внутр. Энергия применима лишь для закрытых ТС.

Энтальпия обладает свойствами:

1.определенному физич. Состоянию системы соответствует лишь одно,

единственное значение ее энтальпии.

2. будучи выражением энергии ТС, энтальпия является величиной , т.е она пропорциональна кол-ву(массе) в-ва системы: H=m*h и H=n*Hm

Энтальпия сложной системы равна сумме энтальпий составляющих ее частей: H=H1+H2+…+Hk

3.изменение энтальпии ТС не зависит от пути процесса и характ-ет лишь изменения состояния системы:

∆H=H₂-H₁=(U2+P₂V₂)-(U₁+P₁V₁)=∆U+P₂V₂-P₁V₁

4.общие изменения энтальпии системы в результате процесса, состоящего из n последовательных стадий, равно сумме изменений ее энтальпии на всех стадиях процесса.

∆H=∆H1+∆H2…+∆Hn

5.суммарное изменение энтальпии системы в результате кругового процесса равно 0:

∆H(О)=0

6.энтальпия идеального газа является однозначной функцией температурой: H=f(T).

2.) Химическое сродство.

Под химическим сродством понимают способность ТС совершать определенный, конкретный хим.процесс.

Хим.сродство зависит от природы реагирующих в-в,кол-ва исход.в-в и продуктов реакции.

В качестве меры реакционной способности системы принята энергий Гиббса. Равно максимальной работе совершенной ТС Wmax=-∆G

Чем больше энергий Гиббса,тем значительнее отклонение системы от состояния равновесия и тем больше хим.сродство системы.

Из уравнения изотермы хим.реакции следует,что при ∆G=const и при T=const подлогарефмическое выражение ПА изменяется от 0 до бесконечности.

В исходном состоянии системы,когда продукты р-ции в ней практически отсутствует и а_с и а_Д0, тогда Па0,а ln=-бесконечность.

Для сопоставления реакционных способностей различных хим.систем отличающ-я по хим. Природе реагирующ.в-в,введено понятие стандартного хим.сродства.

Станд.хим.сродство может быть найдено из стандартных потенциалов хим.компонентов данной ТС.

Билет№12.

1.Тепловой эффект реак-ии.

Под термином тепловой эффект реакции подразумевают теплоту которая выделяется или поглощается в рез-те химич.реакции при соблюдении условий:

-отсутствие полезной работы(допускается,что в рассматриваемой системе единственно возможная работа –это работа расширения системы).

-неизменность давления или объема системы

-постоянство температуры до и после реакции.

Изобарным тепл.эффектом реакции Qp называют теплоту хим.процесса. протекающего при P=const. Равенство Т1=Т2.

Изохорным Qv назыв-т темлоту хим.процесса протекающего при V=const и T1=T2

Равен изменению внутренней энергии системы Qv=∆U,а изобарный равен изменению энтальпии системы

Qp=∆H=∆U+P∆V

Закон Гесса: при постоянном Р или V тепловой эффект хим.реакции зависит только от вида и состояния исходных в-в и продуктов реакции, но не зависит от пути перехода.

Следствия закона:

1.тепловой эффект р-ии равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы

теплот образования исходных в-в с учетом их стехиометрических коэфф-ов.

Закон Кирхгофа

Изменение теплового эффекта реакции при изменении температуры процесса зависит от изменения теплоемкости системы происходящего в результате реакции.

2)понятие химич.потенциала.

Равновесие в системе,в которой,кроме хим.процесса, совершаются фазовые переходы называют фазовым равновесием.

Возможность фазового перехода определяется химическим потенциалом.

Самопроизвольный процесс в системе Гиббса ,а т.к энергию Гиббса можно представить как произведение химического потенциала компонента на число моль моль этого компонента,то фазовый переход возможен пи условии:

Сумма произведений химических потенциалов компонентов на их мольные доли должны быть меньше нуля:

∆G<0; а т.к ∆G=μ*∆n, то……..

Где n-число моль, i-того компонента.

К-число компонентов в системе.

Билет№13

1) 2 закон термодинамики.

1.формулировка Клаузиуса.

Никакая совокупность процессов не может сводиться к передаче теплоты от холодного типа к горячему тогда как передача теплоты от гор.тела к холодному является единственным результатом процесса.

Формулировка Томсона

Никакая совокупность процессов не может сводиться только к превращению теплоты в работу тогда как превращение работы в теплоту может быть единственным результатом процесса.

Энтропия-характер-ет интенсивность броуновского движения частиц и меру беспорядка в системе и возрастает при любых процессах связанных с увелич. Интенсивности движения частиц и хаотичности их расположения в пространстве, повышения темпер-ры, смещение испарение, плавление,диссоциации молекул.

Энергия Гиббса(G)-изобарно-изотермический потенциал который характер-т открытую термодинамическую систему.

Энергия Гельмгольца (F)-изохорно-изотермический потенциал кот-й харак-ет закрытую термодинамическую систему.

Билет№14

1.Тепловая машина Карно.

Тепловая машина-устройство способное постоянно трансформировать теплоту в работу.

В 1824 г. Франц. Инженер Карно предложил теорию тепловых машин суть которой заключалась в том, что для постоянной работы тепловой машины требуется наличие 2-х источников теплоты с различными температурами.

Тепловая машина представляет собой цилиндр изготовленный из теплопроводящего материала с невесомым поршнем который свободно перемещается в цилиндре.

• этапа работы.

1этап.Цилиндр приводится в контакт с телом А, газ под поршнем изотермически расширяется: его объем становится V2,давление P2,а температура остается равной T.при этом рабочее тело принимает от нагревателя А теплоту Q1=q1 и совершает над определенной средой работу равную W1=RT1ln

2этап. Тело А удаляется и цилиндр заключается в абсолютную тепловую изоляцию. Создаются условия для протекания адиабатического процесса. Перемещением поршня из положения 2 в положение 3 совершается адиабатическое расширение газа при этом объем увеличивает, объем, а температура понижается.

Билет№15.

Закон кинетики.

1.Скорость хим.реакции называется изменением концентрации реагирующих в-в во времени.

U=

Скорость хим. Реакции зависит от факторов:

1.химическая природа реагирующих в-в

2.конц-я исходных в-в

3.температура

4.давление

5.катализатор

6.поверхность соприкосновения в-в

7.перемещивание реагирующих в-в

Закон кинетики

При постоянной температуре рак-ии скорость простых гомогенных реакций прямопропорциональна конц-ии реагирующих в-в в степенях равных стехиометрическим коэффициентом уравнении р-ии.

2.Понятие фаза.

Фазой называют систему однородны по физическому состоянию и химическому составу.

Агрегатные состояния

Газовое агрегатное состояние-пары воды и бензола;

Жидкое –вода и бензол;

Твердое-песок и опилки;

Равновесие в системе в которой кроме хим.процесса совершаются фазовые переходы называют-фазовым равновесием .

Фазовый переход возможен при условии: сумма произведений хим.потенциалов компонентов на их мольные доли должно быть меньше нуля.

Билет 16

1.Молекулярность хим.р-ции опр-ся числом частиц(молекул,атомов,ионов),одновременно участвующих в элементарном акте хим.р-ции.

Единичные взаимодействия молекул,приходящие к обр-ю новых частиц,наз-ют элементарными актами хим.р-ции. Различают моно-,би- и тримолекулярные р-ции.

В мономолекулярных р-циях участвует 1 частица. К таким р-циям относятся р-ции связанные с внутримолекулярным превращением:

-изомеризация

H H H Cl

C=C C=C

Cl Cl Cl H

цис-измер транс-изомер дихлорвинила

-распад

распад молекулы азолитана на 2 свободных метильных радикала и молекулу азота:

.

CH₃-N=N-CH₃->2CH₃+N₂

-дегидрирование этана с обр-ем этилена:

CH₃-CH₃->CH₂=CH₂+H₂

В бимолекулярных р-циях одновременно участвуют 2 молекулы.

1.щелочной гидролиз метилиодида:

CH₃J+OH->CH₃OH+J

2.гидрирование этилена:

CH₂=CH₂+H₂->CH₃-CH₃

Примером тримолекулярной р-ции яв-ся:

1.восстанов-е оксида азота(III) водородом:

2NO+H₂->N₂O+H₂O

2.обр-е метанола:

2H₂+CO->CH₃OH

2. Принцип Ле-Шетелье.Ф-ры, влияющие на смещение им хим. равновесия. Влияние даления на хим равновесие. Взаимосвязь const Ka,Kc и Kx может быть установлена исходя из з-на Дальтона с исп след выражений: Pi=Ci*RT Pi=Xi*Pсм Pi=ai*101325. Тогда Ka=kc*(RT)=kx*(aсм) . Если состав смеси выразить в мольных долях, то const равновесия в зав-ти от давлен можно выразить: Kz=Ka/(aсм) =Ka*(aсм)- ? ?? =n прод-n исх.в-в n-число моль 1.Если <0 (т.е. р-ция идет с уменьшение объем) тогда при увелич в системе const равновесия будет увелич и равов будет смещатся в сторону прод р-ции. 2. Если >0 (р-ция идет с увелич объема), тогда const равновесия будет уменьш при поыш давления и равновесие сместится в сторону исх в-в. 3. Если n=0, тогда давление не будет влиять на const равновесия. Принцип Ле-Шетелье лежит в осн смещ хим равнов. Если на систему находящ в сост равновесия подействовать извне меняя какое-либо из условий опред сост равнов, то в системе усилится то из направлений которое ослабляет влияние произведенного воздействия, и равновесие сместится в том же направлении. Для смещ равновесия в сторону прод р-ции необходимо: 1) снижать темпер для экзотермич р-ции 2)повышать темпер для эндотермич р-ции 3)снижать давление в р-циях идущих с увеличением объема 4) повышать давление р-циях идущих с уменьш объема 5)увелич конц исх в-в 6) уменьшать конц прод р-ции отводя из реакционной зоны.

П рим: 1)CH-CH(CH3)-CH2-CH3(1 моль)CH2=C(CH3)-CH2-CH3+H2(2моль) ( при пов давл)

2 ) 3H2+N22NH3 (при повыш давл)

3 ) CO+H2OCO2+H2O (давл не влияет)

4 ) 2H2+COCH3OH (экзотерм р-ця) ( при пов давл)

5 ) C2H6C2H4+H2 (эндотерм) ( при пов темп)

6 ) CH4+H2O3H2+CO (экзотерм) ( 2 моль давл понизить, темп понизить, конц исх повысить, 4 моль или уменьш. ….)

Билет 17

1. Кинетическое ур-е р-ций различного порядка. 1)Для р-ции 0-го порядка:U=K=-dc/dτ. Время полупревращения р-ции 0-го порядка пропорциональна начальной конц-ии исх.в-ва,а константа скор-ти р-ции численно равна скор-ти р-ции.2)для р-ции 1-го порядка:

U= -dc/dτ=k*c.Время полупревращения р-ции 1-го порядка не зависит от начальной конц-ии исх.в-ва и обратнопропорциональна скор-ти р-ции.3)Для простой р-ции 2-го порядка:

U=-dc/dτ=k*c² 4)Для элементарной р-ции 3-го порядка:U=-dc/dτ=k*c³. Полученные кинетич. Ур-я для р-ций различного порядка устанавливают связь м/у параметрами,когда известен порядок р-ции.Все выше рассмотренные рассуждения справедливы для простых гомогенных р-ций при постоянном объеме и тем-ре.

Опре-е порядка р-ции. Сущ-ют неск-ко способов нахождения порядка р-ций:

1.подстановки

2.графический

3.по времени полупревращения

Для р-ции 1-го порядка: lnC=LnC₀-kτ

Для р-ции 2-го порядка: 1/С=1/C₀+kτ (ГРАФИКИ)

Для р-ции 3-го порядка: 1/С²=1/C²₀+2kτ

2. Правило фаз Гиббса в общем виде. Число степеней свободы равносенной ТС,на которую влияют n внешних факторов ,равно числу независимых компонентов системы минус число фаз +n. C=K-Ф+n. Число степеней свободы равновеснной ТС-это число параметров(T,P.C и т.д),которые можно произвольно менять без изменения числа и вида фаз. Число независимых компонентов-это фазовое равновесие под которым подразумевается минимал.число компонентов,достаточное для построения любой фазы системы. Число независим. Компонентов в системе равно общему числу компонентов за вычетом числа химич.р-ций,которые могут протекать в ней при данных условиях.

Билет 18

1. Энергия акивации-это энергия необходимая для перевода частиц 1моль в-ва из стабильного состояния в активированное. М/у const скор-ти р-ции и энергии акивации сущ-ет определен. Связь,которую установил шведский ученный Арреениус:

K_т=К₀*е^-E*/^RT

К₀- const,зависящая от природы раегир.в-в

е-основание натурал.логарифма

Е^*-энергия активации

R-универс.газовая постоянная =8,314 дж/моль*к

T-тем-ра, К

Энергия реакционной системы должна пройти через мах-потенциальный(энергетический)барьер.Величина барьера соответ-ет Е^*.