Период полупревращения для реакций 2-ого порядка

12
3
Далее ⇒

S - поверхность раздела фаз; - время

Ni – 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 = 1моль/л

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

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 ® O₂ + N₂O₃;

2. N₂O₃ ® NO + NO₂;

3. 2NO₂ ® N₂O₄ .

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

кинетического уравнения:

 

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

 

; ;

 

 

; (x+y)lg1,4 = lg2; x+y = @ 2

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

Механизм: 1ст.: Na₂S₂O₃ +H₂SO₄ = H₂S₂O₃ + Na₂SO₄ быстро

2ст.: H₂S₂O₃ = S + H₂SO₃ - медленно

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

 

lgC

lgC_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_0A = C_0B

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: ;

 

---

12
3
Далее ⇒