Период полупревращения для реакций 2-ого порядка

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА -

- изучает механизм протекания процесса, т.е. промежуточные стадии, через которые система переходит из начального в конечное состояние, скорости этих стадий, факторы, влияющие на их скорость.

 

Скорость реакции -

количество вещества, образующееся в единице реакционного объёма (для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции) в единицу времени

 

 

;

V – объём реакционной зоны;

S - поверхность раздела фаз; - время

n _i – количество i – го исходного вещества.

Если V=const во время реакции:

 

- для исходных веществ - отрицательна Þ

-для продуктов – положительная Þ

 

Cкорость реакции зависит от:

1)природы реагирующих веществ,

2)концентрации или давления реагирующих веществ,

3)температуры

4)катализатора

 

Влияние концентрации на скорость реакции

По теории вероятностей: вероятность одновременного осуществления независимых событий равна произведению вероятностей каждого из них.

Для протекания реакции: A+B→ K +L

необходимо:

· одновременное нахождение А и В в определённой точке реакционного пространства;

· удачное их столкновение.

Вероятность (ω) нахождения молекулы для каждого из веществ прямо пропорциональна его концентрации:

ω _A = α×C^а _A, ω _B = β×C ^в _B.

Вероятность одновременного нахождения обеих молекул в одной точке пространства, т.е. их столкновения:

ω = ω _A × ω _B = α×C^а _A × β×C^в _B.

γ – доля удачных столкновений

 

 

-основное кинетическое уравнение, закон действия масс, закон Гульдберга Вааге (1864г).

k - константа скорости: а) не зависит от концентрации

б) зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

k – удельная скорость Þ , если С_А = С _В

а,в – частные порядки реакции по веществам А и В

(определяются экспериментально)

n = (а + в) – общий порядок реакции

В простых (элементарных актах) реакциях: n = 1, 2 редко 3.

В сложных реакциях: n = 0, целочисленные, дробные, (-),(+)

Молекулярность:

Число молекул, участвующих в элементарном химическом акте

 

Целое (+) число: 1,2, реже 3

1 – мономолекулярные: I₂ ® 2I

2 – бимолекулярные: H₂ + I₂ ® 2HI

3 – тримолекулярные: 2NO + Cl₂ ® 2NOCl

 

а) H₂ + I₂ ® 2HI – простая (элементарная) реакция

n (Н₂) = 1, n (I₂) =1,т.е. равны стехиометрическим коэффициентам.

n = 1+1 =2 Þ

 

б) 2N₂O₅ ® O₂ + 2N₂ O₄ - сложная реакция

протекает по стадиям:

1. N₂O₅ ® NO₂ + NO₃;
2. NO₃ ® NO + NO₂;
3. NO + NO₃ ® 2NO₂.

и самая медленная стадия – (2) Þ она определяет порядок

кинетического уравнения:

 

Опыт: 5Na₂SO₃ + 2HJO₃ J₂ + 5Na₂SO₄ + H₂O

 

; ;

 

 

; (x+y) lg 1,4 = lg 2; x+y = @ 2

Лаб.раб.: Na₂S₂O₃ +H₂SO₄ = S + H₂SO₃ + Na₂SO₄

Реакции 1-ого порядка

 

А В CH₃OCH₃® CH₄ + H₂ + CO

Кинетическое уравнение реакции первого порядка

.

Разделим переменные и проинтегрируем

lnC – lnC₀ = -kt Þ lnC = lnC₀ - kt

С₀ – исходная концентрация

С - концентрация в момент времени t

 

Кинетическая кривая реакций 1-ого порядка

 

lg C

 

lg C _o tga = -

a

 

 

t, с

или . [ k ] = [с^-1]

 

.

период полупревращения τ_1/2:

	время, за которое прореагировала половина исходного количества вещества

C = 0,5C₀ Þ

- не зависит от С _о

 

Реакции 2-ого порядка

 

A + B → продукты или 2А ® продукты

пусть C_{0 A} = C_{0 B}

разделим переменные и проинтегрируем:

 

 

[л×моль^-1×с^-1]

Кинетическая кривая реакций 2-ого порядка

 

1/C

 

 

a tga = k

1/C₀

 

t

 

Период полупревращения для реакций 2-ого порядка

C = ½ C₀

 

t _½ - обратно пропорционально начальной С₀

 

Реакции 0-ого – порядка: С = С₀ - kt; t_1/2 = С₀ /2k

 

Реакции 3-его порядка: ;