16. Каков физический смысл константы скорости реакции? От каких факторов зависит значение этой величины?

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л.

Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

17. Вывод кинетического уравнения реакции I-го порядка.

Период полупревращения реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации исходного вещества.

18. Вывод кинетического уравнения реакции II -го порядка.

Уравнения реакции II -го порядка: к таким реакциям относят реакции, скорость которых пропорциональна концентрации каждого из реагирующих веществ или квадрату концентрации одного из них.

или

Для реакций второго порядка, имеющих кинетическое уравнение вида,  характерна линейная зависимость обратной концентрации от времени и константа скорости равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени.

Линейная форма уравнения:

19.В чём заключается сущность графического метода определения порядка реакции?

Для определения порядка реакции можно прибегнуть к графическому представлению функций, описывающих зависимость концентрации от времени. Если при построении зависимости С от t получается прямая, это означает, что реакция – нулевого порядка. Если линейна зависимость lg C от t, имеет место реакция первого порядка. При условии что начальная концентрация всех реагентов одинакова, реакция имеет второй порядок, если линейным является график зависимости 1/С от t, и третий – в случае линейности зависимости 1/С ² от t.

20.Какая величина называется энергией активации?Каков её физический смысл?

Энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации.

Ее определяют опытным путем, обозначают буквой Е_a и обычно выражают в кДж/моль.

Энергия активации Е_a зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой каждой реакции.

Скорость реакции непосредственно зависит от значения энергии активации: если оно мало, то за определенное время протекания реак­ции энергетический барьер преодолеет большое число частиц и скорость реакции будет высокой, но если энергия активации велика, то реакция идет медленно.

При взаимодействии ионов энергия активации очень мала и ионные реакции протекают с очень большой скоростью (практически мгновенно).

Энергия активации Е_а равна разности энергий переходного и исходного состояний:

Е_а = Е_{перех.сост.} - Е_{исх.сост.}

Чем меньше энергия активации реакции, тем выше ее скорость. Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса, которое связывает константу скорости реакции k с Е_а:

21.Каков механизм действия катализаторов?Энергетические схемы обычных и каталитических реакций.

Катализатор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции. Количество катализатора, в отличие от других реагентов, после реакции не изменяется. Катализаторы в химии: Катализаторы подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный – образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества. Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды. Реакции одного и того же типа могут протекать как с гомогенными, так и с гетерогенными катализаторами. Так, наряду с растворами кислот применяются имеющие кислотные свойства твёрдые Al2O3, TiO2, ThO2, алюмосиликаты, цеолиты. Гетерогенные катализаторы с основными свойствами: CaO, BaO, MgO,

В упрощенном виде механизм действия катализатора можно представить следующим образом. Изменение энергии активации реакции происходит за счет образования катализатором К с одним из реагентов А промежуточного соединения АК:

A + K = AK (1) AK + B = AB + K (2)

Суммарная реакция

A + B = AB

 

Энергетическая диаграмма химической реакции без катализатора (1) и в присутствии катализатора (2).

Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций!):

22. Энергией активации реакции согласно теории соударений называется минимальная энергия (в расчете на 1 моль), которой должны обладать реагирующие частицы, чтобы столкновение между ними привело к взаимодействию.

П ри наличии экспериментальных данных для двух температур ko и Еа легко найти теоретически

23. ГОМОГЕННЫЕ РЕАКЦИИ, хим. р-ции, протекающие полностью в одной фазе. Примеры гомогенных реакций в газовой фазе: термич. разложение оксида азота 2N₂O₅ -> 4NO₂ + О₂; хлорирование метана СН₄ + С1₂ -> СН₃С1 + НС1; горение этана 2С₂Н_б + 7О₂ -> 4СО₂ + 6Н₂О; образование озона в земной атмосфере ЗО₂ -> 2О₃. В жидкой фазе гомогенно протекают разнообразные гомолитич. р-ции распада молекул на радикалы, нуклеоф. и электроф. замещения, отщепления, перегруппировки, а также цепные р-ции (галоидирование, окисление,полимеризация). Скорость простой гомогенной реакции при постоянном объеме подчиняется действующих масс закону. Гомогенные реакции между реагентами, первоначально находящимися в разных фазах, возможны при условии, что диффузия реагентов в ту фазу, где идет р-ция, много быстрее самой р-ции. Кинетич. особенности и механизм гомогенных реакций определяются условиями взаимод. реагентов в данной фазе. Важный тип гомогенных реакций-цепные реакции. 

ГЕТЕРОГЕННЫЕ РЕАКЦИИ, хим. р-ции с участием в-в, находящихся в разл. фазах и составляющих в совокупности гетерог. систему. Типичные гетерогенные реакции: термич. разложение солей с образованием газообразных и твердых продуктов (напр., СаСО3 -> СаО + СО2), восстановление ожсидов металловводородом или углеродом (напр., РЬО + С -> Рb + СО), растворение металлов в к-тах (напр., Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + Н2), взаимод. твердых реагентов (А12О3 + NiO -> NiAl2O4). В особый класс выделяют гетерогенно-каталитич. р-ции, протекающие на пов-сти катализатора; при этом реагенты и продукты могут и не находиться в разных фазах. Напр., при р-ции N2 + + ЗН2 -> 2NH3, протекающей на пов-сти железного кат., реагенты и продукт р-ции находятся в газовой фазе и образуют гомог. Систему

24. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ, физ.-хим. процессы, к-рые протекают на границе раздела проводников электрич. тока 1-го и 2-го рода и сопровождаются переходом через эту границу заряженных частиц -электронов и (или) ионов. При этом в качестве проводников 1-го рода могут выступать разл. металлы исплавы, хим. соед., обладающие электронной проводимостью (напр., оксиды), а также полупроводниковые материалы; в качестве проводников 2-го рода выступают разл. ионные системы - р-ры и расплавыэлектролитов, а также твердые_электролиты.  Любой электродный процесс всегда протекает в двух направлениях: в катодном, когда к границе раздела со стороны электрода течет отрицат. катодный ток (соответствующую плотность тока обозначают ), и в анодном, когда к границе раздела со стороны электрода течет положит. анодный ток (плотность тока ). 

Лимитирующая стадия – это стадия с макс. характерным временем. В случае процесса, состоящего из неск. последоват. стадий, связанных с изменением одного и того же параметра j (концентрации реагента, т-ры и т.п.), характерное время лимитирующей стадии значительно превосходит характерные времена остальных (более быстрых) стадий и скорость всего процесса практически равна скорости лимитирующей стадии