Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс.

Применение второго начала ТД к живым организмам. Математическое выражение 2 начала ТД для открытых систем. | Энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процесса. | Закон действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Прогнозирование смещения химического равновесия. | Понятие о стационарном состоянии живого организма, его характеристики. Сходство и отличие стационарного состояния от химического равновесия. Гомеостаз и адаптация организма. | Концентрация растворов, способы ее выражения. Массовая доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, молярная концентрация эквивалента, молярная доля и титр. | Законы Генри, Дальтона, Сеченова. Применение этих законов при лечении кессонной болезни, лечении в барокамере и исследовании электролитного состава крови. | Повышение температуры кипения растворов. | Буферная емкость. Влияние добавления или щелочи на pH среды буферных систем. Буферная емкость по кислоте(Ва) и по щелочи(Вв). Факторы, определяющие буферную емкость. | Буферные системы крови. Бикарбонатная, фосфатная, белковая и гемоглобиновая буферные системы. Их состав, механизм действия в присутствии кислот и щелочей. | Теория активных соударений Аррениуса. Энергия активации. Уравнение Аррениуса в экспоненциальном и дифференциальном виде. Связь величины энергии активации со скоростью реакции. |


Читайте также:
  1. Amp;. 2 ОБЩИЕ И СПЕЦИФИЧЕСКИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ РАЗВИТИЯ ЛИЧНОСТИ 'НОРМАЛЬНОГО И УМСТВЕННО ОТСТАЛОГО РЕБЕНКА
  2. D. Законы Шариата.
  3. I . Закон о политических партиях.
  4. I. Закон магической цепи
  5. II закон Фарадея
  6. II. Закон Кватернера
  7. II. Законы космоса или макрокосмические, т.е. безличные законы

Влияние концентрации на скорость реакций определяется законом действующих масс. Закон Гольдберга и Воаге: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

аА + вВ ↔ сС + dD

V = k*[A]a + [B]b

[A] и [B] – молярные концентрации реагентов

а, в – степени концентрации, равные стехиометрическим коэффициентам, только для простых реакций

в случае многостадийных реакций: V = k*[A]na + [B]nb

na, nb – постоянные, не зависящие от концентрации числа, называемые показателями порядка реакций по реагентам А,В определяются экспериментально, имеют значение от 0 до 2.

 

Порядок реакции. Реакции первого, второго, нулевого порядка. Физический смысл константы скорости реакции. Молекулярность элементарного акта реакции. Условия несовпадения порядка и молекулярности реакции. Вывод кинетического уравнения для реакции первого порядка. Время полураспада для реакций первого порядка.

Порядок реакции – показатель степени концентрации реагирующего вещества в кинетическом уравнении реакции.

Общий порядок химической реакции – величина равная сумме показателей степени концентрации реагентов в кинетическом уравнении реакции.

n = na + nb

k – константа скорости реакции, показывает какая доля из общего числа в расчете на один моль вещества приводит к химическому взаимодействию; зависит от природы реагирующих веществ, температуры среды, налия катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Существуют реакции нулевого порядка: скорость =const

Существуют реакции I, II и III порядка.

Реакции нулевого порядка протекают с постоянной скоростью и не зависят от концентрации реагирующих веществ.

Для многостадийных процессов порядок реакции определяется самой медленной(лимитирующей) стадией.

Если вещество взято в избытке, то оно не участвует в определении порядка реакции, т.к. его концентрация практически не меняется.

Молекулярность – число молей веществ, участвующих в элементарном акте взаимодействия.

· Мономолекулярные

· Бимолекулярные

· Тримолекулярные – очень редки, т.к. одновременное столкновение трех молекул маловероятны

Порядок и молекулярность совпадают только для простых реакций.

Знание порядка реакции необходимо т.к. по нему определяется кинетическое уравнение для расчета константы скорости реакции.

Вывод кинетического уравнения I порядка:

А В

t₀ = 0, [А] = С₀ - x, [В] = 0 - исходная концентрация

ч/з t: [А] = С₀ - x, [В] = x - прореагировало

V = k₁ * [С₀ - x]

= k₁* [С₀ - x] = k₁*

=

- = k₁ * t + I, I = - , - = k₁ * t -

= k₁ * t, k₁ = * ,

k₁ = * [k = с-1, мин-1, час-1

в кинетике часто пользуются понятием полураспада реакции – время необходимое для того, чтобы прореагировала половина исходного количества вещества.

½ = * = * = =

 

Период полураспада реакции первого порядка не зависит от концентрации.

 


Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 278 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Нарушение кислотно-щелочного равновесия. Ацидоз, алкалоз. Способы их устранения.| Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.006 сек.)