19)Влияние температуры на скорость гомогенных реакций. Химическое равновесие в гомогенных системах. Принцип Ле-Шателье.

Ответ: Изучив более 4 тысяч реакций Вант-Гофф выявил правило: При неизменной концентрации скорость большей химической реакции увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на каждые 10 ^OС. Пример 1: Некоторые реакции при 0 ^OC протекают со скоростью 1 моль/литр. Какой она будет при 100 ^OС? Удобно пользоваться не скоростью, а временем реакции, а т.к. время обратно пропорционально скорости, то выражение (1) можно записать: . Пример 2: При 120 ^OС некоторая реакция закончилась за 10 мин, за какое время оно закончится если её проводить при 150 ^OС (Y=2). В чём причина такого резкого возрастания скорости при увеличении температуры. Причина заключается в том, что с повышением температуры возрастает число молекул обладающих энергией превышающую. Eакт, хотя общее число молекул остаётся неизменным. Зависимость константы от температуры определяется по формуле: , где: A – предэкспоненционеный множитель (учитывающий число соударения молекул).

Химическое равновесие в гомогенных системах: Отмеченные выше все реакции делятся на: 1)необратимые – могут быть доведены или самопроизвольно доходят до конца (когда полностью расходуется одно из исходных веществ): 2)обратимые – это реакции одновременно протекающие в двух противоположных направлениях при данных условиях: При неизменной концентрации: К₁/K₂=const. , где: к_р – константа равновесия – она не зависит от концентрации, но зависит от t^O и p. Выражение для к_p записывают только концентрацию газообразных, парообразных и растворимых веществ, а концентрация жидких, твёрдых – не учитывают т.к. их концентрация в процессе реакции практически не меняется. Пример: Если: Kp>1 – преобладает прямая реакция; Kp<1 – преобладает обратная реакция; Kp=1 – равновесие.

Принцип Ле-Шателье (1884 г.): Если на систему находящуюся в равновесии подействовать из вне (то есть изменить или концентрацию или температуру или давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая препятствует этому воздействию (то есть в системе возникают процессы уменьшенного внешнего воздействия). а)влияние изменений с (Т и P=const). При увеличении концентрации сходного начального продукта – равновесие смещается в сторону образования конечного продукта и наоборот. б)влияние изменения температуры T (C и P=const). При повышении T равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в сторону экзотермической. В)влияние изменения P (C и T=const). При увеличении P путём сжатия системы равновесие смещается в сторону реакции идущей с пониженным давлением т.е. в сторону меньшего числа молекул газообразных и парообразных веществ и наоборот. Концентрация жидких и твёрдых веществ не учитываются т.к. они – не сжимаются.

20)Цепные реакции. Гомогенный катализ.

Ответ: Цепные реакции – это такие реакции, в которых одна активная частица может вызвать не одно химическое взаимодействие, а несколько, передать свою энергию возбуждённым другим частицам. Активный частицы могут быть: а)возбуждённый атом; б)ион; в)радикалы (осколки молекул имеющих холостые электроны). Разберём цепные реакции на примере: H₂+Cl₂=2HCl. В закрытом затемнённом сосуде смесь H₂ и Cl₂ может находиться бесконечно долго не реагируя между собой. Однако если в сосуде ввести небольшое количество паров Na, как реакция начнёт протекать в форме взрыва (по цепному механизму). Цепные реакции протекают в три стадии: 1)в начале реакции зарождения цепи; 2)рост цепи; 3)обрыв цепи. 1)Начало цепи: Сl₂+Na->NaCl+Cl*. Очень аткивный атом Na реагирующий с молекулой Cl при этом освобождается активный атом Cl. 2)Рост цепи: Cl^O+H₂->HCl+H^O; H^O+Cl₂->HCl+Cl^O; Cl^O+H₂->HCl+H^O; …………………. Активный атом Cl взаимодействуя с молекулой H₂ образуется HCl и высвобождает активный атом H^O, который реагирует с молекулой Cl и высвобождает активный атом Cl^O и т.д. 3)Обрыв цепи: Происходит при исчезновении активного центра, который может потерять свою избыточную энергию в следующих случаях: 1)столкновение активной частицы друг с другом (самоуничтожение). 2)Столкновение со стенкой. Активный части ударяются об стенку передавая свою избыточную энергию молекулам стенки. 3)Столкновение с частицами примесей не вступающих в реакцию. Пример: антидетанационных добавление в моторное топливо:

Гомогенный катализ: Катализ – это явление изменения скорости химической реакции под действием вещества называемое катализ. Катализатор – это вещество изменяющее скорость реакции, но само после реакции остающееся без изменения. Катализ бывает: 1)положительный (приводит к ускорению реакции); 2)отрицательный (приводит к замедлению реакции). Различают следующие типы катализа: 1)Гомогенный – катализ и реагенты находятся в одной фазе (ж+ж, г+г); 2)Гетерогенный – катализ и реагенты находятся в разных фазах (г+т, ж+г); 3)биокатализ – протекает в растительном и животном мире под действием ферментов, катализ белкового происхождения. В большинстве случаев действие катализа объясняется тем, что он снижает Eактивации, в результате чего молекулярная энергия которая была недостаточна для результата столкновения, становится активными. А)Гомогенный катализ – он осуществляется через промежуточные реакции с катализатором в результате чего происходит замена одной медленной реакции (с высокой Eапт) несколькими у которых Eапт меньше, то есть скорость выше. Пример: A+B=AB.