идз+кр / экз / chem / Khimia_33-38_Kv

33.Принцип Ле-Шателье. При неизменных условиях химическое равновесие в системе может сохраняться сколь угодно долго. В случае же изменения условий (концентрация, температура, давление) одна из противоположно направленных реакций может ускориться. После этого равновесие сместится, и установится новое состояние равновесия. Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект произведенного воздействия.1. Влияние температуры. Повышение температуры смещает равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла: 2SO₂+O₂ → 2SO₃+Q

2. Влияние концентрации. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону реакции, потребляющей эти вещества (вправо): 2SO₂+O₂ → 2SO₃ 3. Влияние давления. Увеличение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей, т.е. в сторону падения давления. Примечание. На реакцию, идущую без изменения числа молей, давление не влияет. 2SO₂+O₂ → 2SO₃

40.Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости. Скорость гомогенной (однофазной) реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации и температуры. Скорость гетерогенных (многофазных) процессов зависит от размеров и состояния поверхности раздела фаз. Примечание. Гетерогенные – процессы, происходящие на поверхности раздела соприкасающихся фаз. (горение топлива, окисление металлов кислородом воздуха).Закон действующих масс. Справедлив для гомогенных реакций. Формулировка: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Константа скорости обозначается как Пример. в квадратных скобках концентрации веществ. A+2B=3D «k» не зависит от концентрации в каждый момент времени.

41.Молекулярность и порядок реакции. Реакции с точки зрения частиц классифицируются по признаку молекулярности или по признаку порядка молекулярности. Молекулярность определяется по числу молекул, одновременное соударение которых приводит к химическому воздействию. Одномолекулярная реакция: _J2=2J с – концентрация исходного вещества. Двумолекулярная реакция: _H2+J2=2HJ

Трехмолекулярная реакция:

Порядок реакции = сумме показателей степеней у концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ. Реакция формально 3^хмолекулярна, но фактически является двумолекулярной, так как реакция протекает в 2 стадии:

_{A+B=AB, AB+B=AB2}

42.Кинетическая классификация по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции. По степени сложности реакции подразделяются на изолированные, параллельные, сопряженные, последовательные (многоступенчатые), обратимые и необратимые. Изолированные – при их протекании образуются продукты только одного типа. Параллельные – в ходе них взятые вещества одновременно реагируют в двух или более направлениях (образуются разные продукты).Пример. Разложение бертолетовой соли Скорость реакции: Сопряженные – совместные реакции типа: Вторая реакция протекает лишь совместно с первой. А – актор реакции, B – индуктор реакции, С – акцептор. Последовательные. В – промежуточный продукт. Обратимые и необратимые. Подавляющее большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. могут протекать в двух направлениях. Скорость реакции: v=v1-v2

Различают практически необратимые и совершенно необратимые реакции. Практически необратимые – реакции, в результате которых образуется осадок. Совершенно необратимые – протекают только в одном направлении. Пример. Более подробно рассмотрим обратимую реакцию:

v1

A+B↔C+D

v2

_{- константа равновесия}

43.Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.Согласно правилу Вант-Гоффа, повышение темп-ры на каждые 10⁰ увеличивает ск-ть реакции в 2-4 раза. темп-ный коэфф-т скорости р-и. Пример. и тогда С ростом темп-ры происходит перераспределение энергии между молекулами так, что резко возрастает число активных молекул, обладающих некоторым избытком эн-и (эн. активации). Большая часть поступающей в систему энергии тратится на ослабление внутримолекулярных связей, что и делает молекулы активными. С. Аррениус установил опытным путем зависимость: к – константа скорости, А и В – индивидуальные постоянные, характерные для данной реакции. .Физич. смысл эн. активации. Рассмотрим график изменения эн. в процессе протекания экзотермической реакции. Уровень L отвечает наименьшему запасу энергии у молекул, которая необходима для их результативного столкновения. Разность L и I – энергия активации прямой реакции, L и II – обратной. По пути из исходного состояния в конечное система должна пройти через некоторый энергетический барьер. И только активные молекулы могут его преодолеть. Рассмотрим график изменения эн-и в процессе протекания эндотермической реакции. Проведем небольшие преобразования:

эмпирическое ур-е Аррениуса.

44.Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета. С ростом температуры происходит перераспределение энергии между молекулами так, что резко возрастает число активных молекул, обладающих некоторым избытком энергии (энергией активации). Большая часть поступающей в систему энергии тратится на ослабление внутримолекулярных связей, что и делает молекулы активными. С. Аррениус установил опытным путем зависимость: где k – константа скорости, А и В – индивидуальные постоянные, характерные для данной реакции. (энергия активации, постоянная – 8,31).Графический расчет энергии активации. По опытным данным строят график зависимости от обратной температуры. Если закон выполняется, на графике должна получиться прямая линия. Тангенс угла, образуемого Ох и прямой, Аналитический расчет энергии активации. Полагая, что в небольшом интервале энергия постоянна, можно написать: Энергия активации зависит от температуры .Чем меньше энергия, тем легче идет реакция и тем больше скорость реакции при данной температуре. Реакции с энергией меньше протекают практически мгновенно.