- •Негосударственное образовательное учреждение
- •Общие методические указания
- •Правила оформления контрольной работы
- •Список литературы Основная
- •Дополнительная
- •Введение
- •Термодинамика и термохимия Основы термодинамики
- •Основные понятия и определения
- •Первый закон термодинамики
- •Основы термохимии
- •Второй закон термодинамики
- •Условия самопроизвольного протекания процессов
- •2. Процессы, протекающие при постоянном давлении и температуре.
- •Вариант 1
- •Вариант 2
- •Вариант 3
- •Вариант 4
- •Вариант 5
- •Вариант 6
- •Вариант 7
- •Вариант 8
- •Вариант 9
- •Вариант 10
- •Основные газовые законы Идеальный газ
- •Уравнение состояния идеального газа
- •Газовые смеси. Закон Дальтона
- •Вариант 1.
- •Двухкомпонентные системы Жидкие бинарные системы
- •Концентрации растворов
- •Осмотическое давление растворов
- •Давление пара разбавленных растворов. Закон Рауля
- •Температуры кипения и замерзания идеального бинарного раствора с нелетучим растворённым веществом. Эбуллиоскопия. Криоскопия.
- •Вариант 1.
- •Вариант 8.
- •Вариант 9.
- •Вариант 10.
- •Химическая кинетика Основные понятия
- •Зависимость скорости реакции от концентрации
- •Реакции нулевого порядка
- •Реакции первого порядка
- •Реакции второго порядка
- •Реакции третьего порядка
- •Зависимость скорости реакции от температуры
- •Вариант 1.
- •Вариант 2.
- •Вариант 3.
- •Вариант 4.
- •Вариант 5.
- •Вариант 6.
- •Вариант 7.
- •Вариант 8.
- •Вариант 9.
- •Вариант 10.
- •Электрохимия Электрическая проводимость растворов электролитов
- •Вариант 1.
- •Вариант 1.
- •Вариант 2.
- •Вариант 3.
- •Вариант 4.
- •Вариант 5.
- •Вариант 6.
- •Вариант 7.
- •Вариант 8.
- •Вариант 9.
- •Вариант 10.
- •Коллоидная химия Поверхностные явления
- •Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию
- •Вариант 1
- •Вариант 2
- •Вариант 3
- •Вариант 4
- •Вариант 5
- •Вариант 6
- •Вариант 7
- •Вариант 8
- •Вариант 9
- •Вариант 10
- •Коллоидное состояние вещества
- •Вариант 1
- •Вариант 1.
- •Вариант 1
- •Эбулиоскопические константы некоторых растворителей
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Константы диссоциации слабых кислот и оснований при 25ºС
- •Предельные подвижности ионов (См∙см∙моль-1) при 25ºС
- •Примерный перечень вопросов к зачету по дисциплине «Физическая и коллоидная химия»
Зависимость скорости реакции от концентрации
Химические реакции бывают простыми и сложными. Простыми (элементарными) называют реакции, протекающие в одну стадию. Сложными называют реакции, протекающие в несколько стадий.
Число частиц, участвующих в простой реакции или в отдельной стадии сложной реакции, называется молекулярностью. Простые реакции могут быть мономолекулярными, бимолекулярными и тримолекулярными. Если при бимолекулярной реакции концентрация одного из исходных реагентов значительно больше концентрации другого вещества, то в течение реакции концентрация вещества, взятого в избытке, остаётся практически неизменной. Подобные реакции называют псевдомономолекулярными.
Уравнение, связывающее скорость реакции с концентрациями реагирующих веществ, называется кинетическим.
Для простых реакций зависимость скорости от концентрации реагентов выражается законом действия масс: скорость реакции пропорциональна произведению молярных концентраций всех реагентов, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов.
Для простой реакции
aA+bB=cC+dD
кинетическое уравнение имеет вид:
v = kc, (86)
где сА, сВ– концентрации веществ А и В в данный момент времени, моль/дм3;k– коэффициент пропорциональности.
Сумма (a+b) равна молекулярности. Коэффициент пропорциональностиkназывается константой скорости химической реакции. Константа скорости представляет собой скорость реакции, когда концентрации всех исходных реагентов равны 1моль/дм3. Она не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Сложная реакция состоит из нескольких стадий, и её скорость определяется скоростью самой медленной стадии – лимитирующей. Для параллельно протекающих реакций скорость определяется по наиболее быстрой из них. Скорость сложной реакции
aA+bB=cC+dD
также зависит от концентраций А и В, но характер этой зависимости может быть определен только опытным путём. Кинетическое уравнение для сложной реакции имеет вид:
v =kc. (87)
Величины l иmназывают частными порядками реакции по веществам А и В, а суммаn = l + m – общий порядок реакции.
Порядок реакции – это сумма показателей степеней при концентрациях в кинетическом уравнении реакции.
Порядок сложной реакции может быть величиной как целой, так и дробной (0 ≤ n ≤ 3) и может быть найден только экспериментальным путём. Для простых реакций порядок совпадает с молекулярностью и может быть только целой величиной.
Реакции нулевого порядка
В общем виде кинетическое уравнение реакции нулевого порядка выглядит следующим образом:
или –dc = k·dτ.
Скорость реакции постоянна и не зависит от концентрации реагирующих веществ. После интегрирования получаем:
c = k·τ + B,
где В – постоянная интегрирования.
При τ = 0 В = - с0. Тогда
с = с0-k·τ
k = , (88)
где с0, с – начальная концентрация исходного вещества и концентрация в момент времениτ от начала реакции.
Константу скорости реакции нулевого порядка измеряют в моль/дм3·время.
Если с = с0/2, тоτ = τ1/2. тогда
k =
или
, (89)
где τ1/2 - период полупревращения.
Период полупревращения – это время, в течение которого в реакцию вступит половина исходного количества вещества.
Для реакции нулевого порядка период полупревращения возрастает с увеличением начальной концентрации реагентов. Реакциями нулевого порядка, как правило, являются гетерогенные реакции, происходящие на поверхности.