- •1 Химическая термодинамика
- •1.1 Основные понятия термодинамики
- •1.2 Первое начало термодинамики
- •1.3 Приложения первого начала термодинамики к химическим процессам
- •1.3.1 Закон Гесса
- •1.3.2 Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Закон Кирхгофа
- •1.4 Второе начало термодинамики. Энтропия
- •1.4.1 Статистическая интерпретация энтропии
- •1.5 Третье начало термодинамики
- •1.5.1 Расчет абсолютной энтропии
- •1.6 Термодинамические потенциалы
- •1.7 Химическое равновесие
- •1.7.1 Влияние внешних условий на химическое равновесие
- •1.7.2 Влияние давления и концентрации
- •1.7.3 Влияние температуры на положение равновесия
- •1.8 Фазовые равновесия
- •2 Химическая кинетика
- •2.1 Скорость химической реакции
- •2.1.1 Кинетическое уравнение химической реакции. Порядок реакции.
- •2.1.2 Реакции нулевого порядка
- •2.1.3 Реакции первого порядка
- •2.1.4 Реакции второго порядка
- •2.1.5 Методы определения порядка реакции
- •2.1.6 Молекулярность элементарных реакций
- •2.1.7 Сложные реакции
- •2.1.8 Классификация сложных реакций
- •2.1.9 Влияние температуры на константу скорости реакции
- •2.1.10 Уравнение Аррениуса
- •2.1.11 Кинетика двусторонних (обратимых) реакций
- •2.1.12 Кинетика гетерогенных химических реакций
- •2.2 Фотохимические реакции
- •2.3 Каталитические процессы
- •2.3.1 Гомогенный катализ.
- •2.3.2Автокатализ.
- •2.3.3 Гетерогенный катализ.
- •2.3.4 Ферментативный катализ.
- •3 Термодинамика растворов
- •3.1 Образование растворов. Растворимость
- •3.1.1 Растворимость газов в газах
- •3.1.2 Растворимость газов в жидкостях
- •3.1.3 Взаимная растворимость жидкостей
- •3.1.4 Растворимость твердых веществ в жидкостях
- •3.2 Растворы неэлектролитов
- •3.2.1 Давление насыщенного пара разбавленных растворов
- •3.2.2 Давление пара идеальных и реальных растворов
- •3.2.3 Температура кристаллизации разбавленных растворов
- •3.2.4 Температура кипения разбавленных растворов
- •3.2.5 Осмотическое давление разбавленных растворов
- •3.2.6 Понятие активности растворенного вещества
- •3.3 Растворы электролитов
- •3.3.1 Теория электролитической диссоциации
- •3.3.2 Слабые электролиты. Константа диссоциации
- •3.3.3 Сильные электролиты
- •3.4 Электропроводность растворов электролитов
- •3.4.1 Удельная электропроводность растворов электролитов
- •3.4.2 Молярная электропроводность растворов электролитов
- •3.5 Электрохимические процессы
- •3.5.1 Электрические потенциалы на фазовых границах
- •3.5.2 Гальванический элемент. Эдс гальванического элемента
- •3.5.3 Электродный потенциал. Уравнение Нернста
- •3.5.4 Классификация электродов
- •3.5.5 Окислительно-восстановительные электроды
- •4.1 Поверхностные явления и адсорбция
- •4.1.1 Поверхностная энергия. Адсорбция
- •4.1.2 Адсорбция на границе раствор – пар
- •1.3 Адсорбция на границе твердое тело – газ
- •4.1.4 Теории адсорбции
- •4.1.5 Адсорбция на границе твердое тело – раствор
- •4.2 Коллоидные системы
- •4.2.1 Методы получения лиофобных коллоидов
- •4.2.2 Агрегативная устойчивость лиофобных коллоидов.
- •4.2.3 Коагуляция лиофобных коллоидов
- •4.2.4 Двойной электрический слой и электрокинетические явления
- •4.2.5 Кинетическая устойчивость золей. Седиментация
- •4.2.6 Очистка коллоидных систем
- •4.2.7 Оптические свойства коллоидных систем
2.1.5 Методы определения порядка реакции
Проведение реакции в условиях, когда концентрация одного из реагентов много меньше концентрации другого (других) и скорость реакции зависит от концентрации только этого реагента, используется для определения частных порядков реакции – это т.н. метод избыточных концентраций или метод изолирования Оствальда. Порядок реакции по данному веществу определяется одним из перечисленных ниже методов.
Графический метод заключается в построении графика зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Для различных частных порядков эти зависимости имеют следующий вид:
Порядок реакции |
Зависимость концентрации от времени |
1 |
|
2 |
|
3 |
Если построить графики этих зависимостей на основании опытных данных, то лишь одна из них будет являться прямой линией. Если, например, график, построенный по опытным данным, оказался прямолинейным к координатах lnC = f(t), то частный порядок реакции по данному веществу равен единице.
Метод подбора кинетического уравнения заключается в подстановке экспериментальных данных изучения зависимости концентрации вещества от времени в кинетические уравнения различных порядков. Подставляя в приведённые в таблице уравнения значения концентрации реагента в разные моменты времени, вычисляют значения константы скорости. Частный порядок реакции по данному веществу равен порядку того кинетического уравнения, для которого величина константы скорости остаётся постоянной во времени.
Порядок реакции |
Выражение для константы скорости |
1 |
|
2 |
|
3 |
Метод определения времени полупревращения заключается в определении t1/2 для нескольких начальных концентраций. Как видно из приведённых в таблице уравнений, для реакции первого порядка время полупревращения не зависит от Co, для реакции второго порядка – обратно пропорционально Co, и для реакции третьего порядка – обратно пропорционально квадрату начальной концентрации.
Порядок реакции |
Выражение для периода полупревращения |
1 |
|
2 |
|
3 |
По характеру зависимости t1/2 от Co нетрудно сделать вывод о порядке реакции по данному веществу. Данный метод, в отличие от описанных выше, применим и для определения дробных порядков.
2.1.6 Молекулярность элементарных реакций
Элементарными (простыми) называют реакции, идущие в одну стадию. Их принято классифицировать по молекулярности:
Молекулярность элементарной реакции – число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.
Мономолекулярные – реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):
I2 ––> I• + I•
Бимолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных):
СН3Вr + КОН ––> СН3ОН + КВr
Тримолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц:
О2 + NО + NО ––> 2NО2
Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.
Для элементарных реакций, проводимых при близких концентрациях исходных веществ, величины молекулярности и порядка реакции совпадают. Тем не менее, никакой чётко определенной взаимосвязи между понятиями молекулярности и порядка реакции не существует, поскольку порядок реакции характеризует кинетическое уравнение реакции, а молекулярность – механизм реакции.