11. Химическая кинетика, как основа для изучения скоростей и механизма биохимических процессов. Средняя скорость реакции.

Кинетика-наука, изучающая механизм и закономерности протекания химических реакций. В хим.кинетике используется графический метод изображения функциональных зависимостей.

A→B

(график)

Vср.= потому что скорость реакции не может быть отрицательной Vср.=- поэтому пишем Vср.==

Скоростью химической реакции называется изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Vср.=lim()→0= =tgα

12. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации.

Кинетика базируется на законе действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

V=kC_A1^V1C_A2^V2C_A3^V3

Например:

N₂+3H₂=2NH₃

Vпр.=k₁[N₂][H₂]³

Vобр.=k₂[NH₃]²

По закону действующих масс можно рассчитать скорость реакции в данный момент времени.

C+O2 V=K[O2]

При увеличении концентрации реагирующих веществ и давления, скорость увеличивается.

13. Молекулярность и порядок реакции. Лимитирующая стадия процесса.

Молекулярностью реакции считается число молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия. Они делятся на:

Мономолекулярные I₂=2I

Бимолекулярные H₂+Cl₂=2HCl

Тримолекулярные 2NO+O₂=2NO₂

Порядок реакции определяется суммой степеней входящих в закон действующих масс для определения скорости этой реакции.

H₂+Cl₂=2HCl

V=K[H₂][Cl] V₁=1+1=2

Если реакция осуществляется путем последовательно протекающих стадий (не обязательно все из них являются химическими) и одна из этих стадий требует значительно большего времени, чем остальные, то есть идет намного медленнее, то такая стадия называется лимитирующей. Именно эта самая медленная стадия определяет скорость всего процесса. 

14. Типы сложных химических реакций.

Параллельные реакции

A→B

↓

C

6HClo₃→B 2KCl+3O₂

↓

3KClO₂+KCl

Последовательные реакции

A→B→C→D

C₆H₃₂O₆+H₂O=C₆H₁₂O₁₁+C₆H₁₂O₆

C₁₂H₁₂O₁₁+H₂O=C₆H₁₂O₆+C₆H₁₂O₆

Обратимые реакции

A+B+C↔A₁B₁+C₁

CH3COOH+C2H5OH↔CH3COOC2H5+H2O

Сопряженные реакции

A+B→M/a

A+B→N/b

Цепные реакции

Cl+H2=HCl+H

H+Cl2=HCl+Cl

15. Уравнение кинетики реакции 1 порядка. Период полупревращения.

Реакции 1 порядка – реакции в уравнениях скорости которых входит концентрация реагирующего вещества в 1 степени.

CH3COOC2H5+H2O=CH3COOH+C2H5OH

V=K[CH2COOC2H5]

Периодом полупревращения для реакции 1 порядка называется время, за которое реагирует ровно половина исходного вещества. Приравнив a-x=a/r,получим: K=

В ракции 1 порядка скорость пропорциональна концентрации реагента.

V==k(a-x)

16. Уравнения кинетики реакции 2 порядка.

Реакции 2 порядка – реакции, скорость которых пропорциональна квадрату концентраций.

2HCl=Cl2+H2 V=K[HCl]²

CH3COOH+C2H5OH=CH3COOC2H5+H2O

V=K[CH3COOH] [C2H5OH]

Реакции 2 порядка можно представить так: A+B=C V=[A] [B]

Обозначим концентрацию реагирующего вещества в момент времени t x моль/п вещество А взаимодействует с x моль/т вещества B, то останется (а-х) моль/п вещества А и (в-х) моль/п вещества В. Скорость реакции пропорциональна концентрации 2 реагирующих веществ в каждый момент времени. Выражается как V= =K[A] [B]