Понятие о фазе. Понятие о лимитирующей стадии. Элементарный акт химической реакции

Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.

Например для реакции: A+B-> C+D

выражение для скорости будет выгляде

Термодинами́ческая фа́за — термодинамически однородная по свойствам часть термодинамической системы, отделенная от других фаз поверхностями раздела, на которых скачком изменяются некоторые свойства системы. Другое определение: Фаза — гомогенная часть гетерогенной системы. В однокомпонентной системе разные фазы могут быть представлены различными агрегатными состояниями или разными полиморфными модификациями вещества. В многокомпонентной системе фазы могут иметь различный состав и структуру. В любом случае при наличии раздела фаз подразумевается принципиальная возможность перехода вещества из одной фазы в другую

14)

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, закон действующих масс. Физический смысл константы скорости. Молекулярность и порядок химической реакции на примерах гомогенных и гетерогенных реакций. Физический смысл этих параметров.

Скорость реакции повышается с увеличением концентрации реагирующих веществ. Скорость необходимой реакции

равна , где сA, cB, cD, cE – концентрации реагирующих веществ, моль/л; a, b,d,e -стехиометрические коэффициенты или порядок реакции по реагенту A, B, D или E; k1 и k2 константы скоростей химических реакций.

Это уравнение называется кинетическим уравнением химической реакции.

Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации определяется законом действующих масс (закон Гульдберга и Вааге, 1864-1867): Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Все химические реакции можно разделить на гомогенные и гетерогенные. К гомогенным реакциям относятся реакции, протекающие между веществами, находящимися в одном агрегатном состоянии, если между ними отсутствуют поверхности раздела. К гомогенным реакциям относятся реакции между газами, неограниченно смешивающимися жидкостями и жидкими растворами. Гомогенные реакции протекают в объеме, т.е. имеются наиболее благоприятные условия для контакта молекул реагирующих веществ.

Реакции между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях, или в одном агрегатном состоянии, но разделенных поверхностями раздела относятся к гетерогенным реакциям. К ним относятся, например, реакции между газом и жидкостью, двумя несмешивающимися жидкостями, механическими смесями твердых веществ. В гетерогенных реакциях химический процесс протекает только на поверхностях раздела реагирующих фаз.

15) Зависимость скрости химической реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энтропия активации. Правило Вант-Гоффа.

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза: , где γ-коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической(от 2 до 4).

Уравне́ниеАрре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией , пропорционально . В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом из термодинамических соображений: . Здесь А(или пишем характеризует частоту столкновений реагирующих молекул( предэкспоненциальный множитель).

16) Химическое равновесие. Константа равновесия (примеры, физический смысл). Принцип смещения равновесия (правило Ле-Шателье).

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.aA+bB+cC+dD. Константа равновесия равно отношению констант прямой и обратной реакций. = / . ∆ =-RTln . ∆G>0 Vпр<Vобр; ∆G<0 Vпр>Vобр; ∆G=0 скорости равны. Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

Факторы влияющие на химическое равновесие:

1) температура

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции.

CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←

N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →

2) давление

При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →

1моль=1моль+1моль

3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции

При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ.

S2+2O2=2SO2 [S],[O]↑ →, [SO2]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия! Или: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

17.Катализ-Ускорение ХР за счет катализаторов. Обратимый процесс с помощью ингибиторов. Катализотор является эффективным в очень маленьких количествах. Катализатор действует избирательно. Катализатор не побуждает термодинамически невероятную реакцию, не изменяет направление ХР, а лишь ускоряет ее. Катализ может быть Гомогенным и гетерогенным. Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H2О2 + I → H2О + IO

H2О2 + IO → H2О + О2 + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы: Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества; Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их; Химическая реакция между реагирующими молекулами; Десорбция продуктов с поверхности катализатора; Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток. Итак, гетерогенные каталитические реакции начинаются со стадии адсорбции, в результате которой ослабляются или разрываются химические связи в молекулах реагентов. Игнибиторы-вещества, тормозящие химические реакции.

18. Дисперсная система-это многокомпонентная система, состоящая из двух или нескольких веществ, причем одно из них сильно размельчено или распределено(дисперсированно) в другом.

Дисперсная среда непрерывна во всем объеме, а дисперсная фаза дисперсирована в этой среде.

[n=1/D], где n-степень дисперсности, D-диаметр частицы.

По степени дисперсности и агрегатному состоянию можно изобразить шкалу дисперсности:

10^(-10)-10^(-8.5):ионно-молекулярная дисперсионная система (истинные растворы кислот,солей и щелочи)

10^(-8.5)-10^(-6): тонко дисперсные системы; коллоидные растворы,мицеллы,частицы.

10^(-6)-10^(-3):грубо-дисперсная система: пыль(твердое-газ); эмульсия (жидкое в жидком);суспензия (твердое в жидком);аэрозоли(жидкое в газе);туман(жидкое в газе).

Растворимость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы —растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов,молекул или частиц. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

19.Концентрация-количество растворяемого вещества в единице массы или объема раствора или растворителя:

Процентная концентрация: число граммов растворяемого вещества в 100г раствора.

Молярность(См)-число молей растворенного вещества в 1л раствора:

См=v/V, где V-объем,v-чило молей.

Нормальность(Cn)- число грамм эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора:

Cn=z*Cм=z*v/V, где z-число эквивалентности,v-количество растворенного вещества, V-общий объем раствора.

Титр(Т)-показывает сколько грамм растворяемого вещества содержится в одном миллиметре или одном сантиметре раствора:

Т=m/V, где m-масса растворенного вещества,V-общий объем раствора.

Моляльность(μ)-показывает число молей вещества, которое приходитсяна 1000 гр чистой воды: μ=v/m,где v-количество растворенного вещества,m-масса растворителя.

Мольная доля вещества(Xв)-показывает соотношение числа молей растворяемого вещества к суммарноому числу молей растворяемого вещества и растворителя:

Хв=v(Pв)/v(Pв)+v(Р), где v(Рв)-число молей растворяемого вещества, v(Р)-число молей растворителя.