3.2. Кинетические закономерности химических реакций
Средняя скорость реакции соответствует изменению количества вещества n за промежуток времени в единице объема или на единице площади поверхности:
W = n/(V) = CM/ (для гомогенных реакций);
W = n/(S) = CS/ (для гетерогенных реакций).
Влияние концентрации реагентов на скорость реакции. Основной постулат химической кинетики (закон действующих масс для скорости реакции) гласит: скорость реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов. Для реакции
aА + bВ продукты
W = k[A]a[B]b , (3.11)
где k – константа скорости реакции; [А], [В] – молярные концентрации реагентов, a, b – порядок реакции по реагентам А и B. Физический смысл константы скорости: k = W, если [А] = [В] = 1 моль/дм3. Величина k зависит от природы реагентов и температуры.
Влияние
температуры. Согласно правилу
Вант-Гоффа, увеличение температуры
на 10 градусов приводит к возрастанию
скорости в
раз:
W 2/ W 1 = k2/k1 = (Т/10), (3.12)
где = 2÷4 – температурный коэффициент скорости реакции.
Более корректно влияние Т на k выражает уравнение Аррениуса:
lnk = B – A/T, (3.13)
где B и A – константы. Уравнению Аррениуса отвечает зависимость:
k = k0 · e–E/RT (3.14)
где Е – энергия активации реакции – избыточная по сравнению с имеющимся запасом энергия, которая нужна для того, чтобы все исходные молекулы могли превратиться в продукты.
Равновесие обратимых химических процессов. Обратимые химические реакции протекают в прямом и в обратном направлении:
aА + bВ сС + dD.
Для равновесия обратимой реакции справедлив закон действующих масс:
,
(3.15)
где Kр – константа равновесия обратимой химической реакции. Из уравнения (3.15) следует формулировка закона действующих масс: для обратимых реакций в состоянии равновесия отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов - величина постоянная. Это заключение называют законом действующих масс для равновесия. Величина Kр связана с изменением энергии Гиббса в ходе реакции:
G = –RTln Kр. (3.16)
Равновесие обратимых процессов подчиняется принципу Ле Шателье: если на обратимую систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия, оказать воздействие (изменить параметр), то равновесие сместится так, чтобы воздействие ослабить.
Лекция 5
Дисперсные системы и их классификация. Истинные растворы. Способы выражения состава растворов. Растворы неэлектролитов
Дисперсные системы (ДС) – это микрогетерогенные системы, состоящие из двух и более фаз. Одна из фаз, сплошная (дисперсионная среда) а другие распределены в ней в виде микровключений (дисперсные фазы).
Дисперсные системы чрезвычайно распространены в живой и неживой природе и технологиях (почвы, сплавы, пищевые продукты, волокна, растительного и животного происхождения, краска и т.д.).
Они образуются в основном двумя путями: измельчения (дробления, размалывания, распыления) или конденсации (образование тумана, осадков при химических реакциях).