Реакции 1-ого порядка

А В CH₃OCH₃ CH₄ + H₂ + CO

Кинетическое уравнение реакции первого порядка

.

Разделим переменные и проинтегрируем

lnC – lnC₀ = -k  lnC = lnC₀ - k

С₀ – исходная концентрация

С - концентрация в момент времени 

Кинетическая кривая реакций 1-ого порядка

lgC

lgC_o tg = -



, с

или . k =с^-1

.

период полупревращения τ_1/2:

время, за которое прореагировала половина исходного количества вещества

C = 0,5C₀ 

- не зависит от С_о

Реакции 2-ого порядка

A + B → продукты или 2А  продукты

пусть C_0A = C_0B

разделим переменные и проинтегрируем:

лмоль^-1с^-1

Кинетическая кривая реакций 2-ого порядка

1/C

 tg = k

1/C₀



Период полупревращения для реакций 2-ого порядка

C = ½ C₀

 _½ - обратно пропорционально начальной С₀

Реакции 0-ого – порядка: С = С₀ - k ; _1/2 = С₀ /2k

Реакции 3-его порядка: ;

Методы определения порядка реакции Химические реакции - через элементарные стадии, поэтому n определяют экспериментально.

Эксперимент: измеряют С_{реагир.веществ} = f ()

Обрабатывают полученные данные кинетических исследований на основании решения кинетического уравнения : – dC/d = kCⁿ:

1) подставляют в константу скорости реакций 1, 2 и т.д. порядков.

Критерий - постоянство k.

2) строят графики:

В зависимости от порядка реакции линейными являются графики в различных координатах

Таблица

Порядок реакции	Кинетическое уравнение	Координаты, в которых график зависимости С() линеен
0	– dC/d = k	С - 
1	– dC/d = kC	ln С -
2	– dC/d = kC2	1/C - 
n	– dC/d = kCn	1/Cn-1 - 

Константу скорости можно определить как аналитически (см. выше), так и графически – по величине наклона этих прямых на графиках в соответствующих координатах.

Правило Вант-Гоффа

При увеличении температуры на 100 скорость реакции возрастает в 2 – 5 раз

γ = (2-5) - температурный коэффициент

(для приблизительных расчётов).

_{экзотерм.} _{эндотерм.} v

_rН0

_rН0

Т

К реакции приводит столкновение лишь тех молекул, энергия которых больше определённой величины E_a.

Энергия активации E_a (кДж/моль):

разность между средней энергией молекул, способных к активным столкновениям, и средней энергией всех молекул

молекул.

По распределению Максвелла-Больцмана:

число активных молекул N_a:

если Т = 300К, Е_а = 100483 Дж/моль

на 10¹⁸ молекул - только 4 молекулы активные

Е_а определяется природой реагирующих молекул

Е_а не является f(T) – с Т  доля активных молекул

Источник активации: тепловая или электрическая энергия, hv, радиоактивность, рентген.

k₀ – предэкспоненциальный множитель, не зависит от Т физич. смысл: k₀ = k_, если Е_а = 0

Кроме Е_а для осуществления реакции необходима благоприятная ориентация молекул в момент столкновения - стерический фактор.