Реферат: Лекции по химии

При повышении Т процесса на каждые 10˚ скорость реакции в области умеренных температур увеличивается 2-4 (Вант-Гофф)

V₂ /V₁ =K₂ /K₁ =γ — отношение констант скорости (γ=2–4) реакций при 2-х температурах, отличающихся на 10˚ V2=V1*γ^{( T 2- T 1)/10}

А+В=С

Т₁ →V₁ =K₁ *C_A *C_B

Т₂ →V₂ =K₂ *C_A *C_B

Аррениус показал, что К зависит от температуры и эта зависимость описывается: dln(K)/dT=Е_акт /(RT² ) Е_акт – энергия активации

Предполагая, что Е_акт не зависит от природы веществ проинтегрируем данное уравнение К=Ае^{-(Еакт/ RT )} A– предэкспотенциальый множитель

Для расчета Е_акт и А проводят экспериментальное определение констант скоростей, при некоторых температурах и строят график зависимости lnK=f(1/T)

Графический способ определения энергии активации.

Энергетический способ определения энергии активации.

Записывая ур-е Аррениуса для 2-х температур, но для одной реакции; делят ур-е почленно при этом сокращается А; частное ,полученное от деления логарифмируем и преобразуем в формулу с выделением Е_акт .

Физический смысл энергии активации

Аррениус высказал, что молекулы вступают во взаимодействие при столкновении друг с другом (разлетаются, сцепляются). Не все столкновения результативны, эффективны только столкновения между молекулами, обладающими некоторым избытком внутренней энергии по сравнению со средним значением для данной температуры. Этот избыток энергии Аррениус назвал энергией активации.

Гипотеза Аррениуса легла в основу теории активных соударений. Согласно этой теории в равнении Аррениуса А= общему числу столкновений за единицу времени. Ае^{-(Еакт/ RT )} – число активных соударений. Теория активных соударений хорошо описывает уравнения в газовой фазе. Для реакций в жидкой фазе была разработана теория переходного состояния. Основное положение теориии: при элементарном акте химической реакции образуется промежуточный активный комплекс с неустойчивыми связями и существующий очень короткое время. В результате акта комплекса с другими молекулами происходит разрушение валентных связей и комплекс распадается с образованием продуктов реакций (А+В)↔(А…В) (А…В)↔(А+В)

Кинетические уравнения

-dc/dt=k*C^{n –порядок реакции} ®кинетическое уравнение в дифференц форме

Реакции (1) порядка (n=1)

С_о – нач концентрация реагир в-ва

С - текущая концентрация

-dc/dt=k*C

_Со ∫^С -dC/C=₀ ∫^t kdt

ln(C₀ /C)=k*t кин ур-е I порядка в интегр форме

Определение константы скорости реакции (1) порядка:

1) метод подстановок
В разные моменты времени опр концентрация реагир в-ва, подставляют эту концентрацию в у-ие и соответственно рассчитывают константу скорости

2) графический метод

3) по времени полупревращения

Временем полупревращения реакции (t_1/2 ) наз время, за к-ое концентрация реагирующего в-ва, равная вначале С_о , уменьшается вдвое, т.е. до1/2* С_о

K=(2.303/ t_1/2 )*lg(С_о /(1/2* С_о ))= (2.303/ t_1/2 )*lg2=0.693/t_1/2