Сделай Сам Свою Работу на 5

Порядок реакции. Уравнение кинетики 1-2порядка. Период полупревращения.





Реакция осаждения и растворения. Производные растворимости. Аргентометрия. Применение в медицине.

Количественно растворимость различных веществ выражается концентрацией насыщенных растворов. Растворимостьданного вещества равна его молярной концентрации в насыщенном растворе в моль/л. Растворимость часто выражают и в граммах растворенно­го вещества на 100 г растворителя. Растворимость вещества зависит от природы растворяемого ве­щества, т.е. от его сродства к растворителю, температуры, концент­рации ионов в растворе. При растворении большинства солей в воде в раствор переходят не молекулы Устанавливается динамическое гетерогенное равновесие. Рассмотрим гетерогенное равновесие между кристаллическим осадком малорастворимой соли АgС1 и его водным раствором, со­держащим ионы Аg+ и Сl-. При введении в воду соли в количестве, большем, чем это необходимо для получения насыщенного раствора будет иметь место равновесие между твердой фазой и ионами соли в растворе. В насыщенном растворе соли произведение концентрации ее ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная при данной температуре, называемая произведением растворимости (ПР) Смещение ионных гетерогенных равновесий происходит в соответствии с принципом Ле Шателье, а именно, изменение концентрации одноименных (то есть входящих в состав соли) ионов вызывает изменение растворимости электролита, поскольку произведе­ние растворимости - величина постоянная. Из этой закономерности вытекают следствия. а) Выпадение осадка. Осадок малорастворимого электролита выпадает из пересыщенного раствора. Выпадение осадка продолжается до тех пор, пока раствор не станет насыщенным. б) Растворение осадка.Осадок малорастворимого электролита будет растворяться в том случае, если раствор над ним станет ненасыщенным. Реакции осаждения широко применяют в клиническом, гигиени­ческом и фармацевтическом анализе. С их помощью определяют со­держание хлорид-иона в плазме, моче и желудочном соке, анализи­руют токсичные ионы и др. Аргентометрия - метод объемного анализа основанный на применении стандартного раствора нитрата серебра. Различают несколько методов аргентометрии: метод просветления, метод Мора, метод Фольгарда, метод Фаянса. Метод Мора, основанный на реакции, протекающей между Аg+ и Сl.





9.


Термохимия


— раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Ещё одной из задач термохимии является измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплот фазовых переходов. Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов. В основе термохимических расчётов лежит закон Гесса: Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.Следствия из закона Гесса:Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку.Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учётом коэффициентов в уравнении реакции (то есть помноженные на них).

 

10. Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:3H2 + N2 ⇌ 2NH3.Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ — участников реакции.Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образованиемалодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.



 

12. Закон действующих масс для скорости реакции. Константа скорости реакции.Необходимым условием того, чтобы между частица­ми (молекулами, ионами) исходных веществ произошло химическое взаимодействие, является их столкновение друг с другом (соударение). Точнее говоря, частицы должны сблизиться друг с другом настолько, чтобы атомы одной из них испытывали бы действие электрических полей, создаваемых атомами другой. Только при этом станут, возможны те переходы электронов и пе­регруппировки атомов, в результате которых образуются моле­кулы новых веществ — продуктов реакции. Поэтому скорость ре­акции пропорциональна числу соударений, которые претерпевают молекулы реагирующих веществ. Скорость реакции А+В=С пропорциональна произведению концентрации вещества А на кон­центрацию вещества В. Обозначая концентрации веществ А и В соответственно через [А] и [В], можно написать V=k[A][B] где k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости данной реакции. Аналогично, для реакции 2А+В=С или то же самое А+А+В=С можно написать V=k[A][A][B]=k[A]2[B] Последнее уравнение показывает, что концентрация каждого вещества входит в выражение скорости реакции в степени, равной соответствующему коэффициенту в уравнении реакции. При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции.Для того чтобы получить уравнение закона действия масс, представим уравнение химической реакции в общем виде: аА+bB+…=… Тогда закон действия масс можно записать в форме: v=k[A]a[B]b… Величина константы скорости k зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализаторов, но не зависит от концентраций веществ. Закон действия масс непосредственно справедлив для простых реакций. В случае сложных реакций, представляющих собой со­вокупность параллельно или последовательно протекающих про­цессов, закон приложим к любой из них в отдельности, но не к реакции в целом.

 

13.Молекулярность реакции - это число молекул исходных веществ, принимающих участие в одном (единичном) химическом превращении. При этом число молекул образующихся продуктов не имеет значения. В соответствии с приведенным определением различают реакции:1) мономолекулярные, в которых только один вид молекул участ­вует в превращении, причем стехиометрический коэффициент в урав­нении равен единице, например, запись А → С означает, что молекула вещества А превращается в молекулу вещества С;2) бимолекулярные, в которых участвуют два различных вида мо­лекул или две молекулы одного вида (стехиометрический коэффициент во втором случае равен двум), например, А + В→С или → С;3) тримолекулярные, в которых участвуют три молекулы одного или разного видов, например, А + В + D С … Молекулярность реакции величина теоретическая, а порядок реакции - экспериментальная. Между теоретическими и эксперимен­тальными величинами почти всегда есть различия.

14.Последовательные р-ии
Такие р-ии очень часто встречаются в органической химии. Р-ия протекает через ряд последовательных стадий. Промышленные вещества могут состоять из обычных молекул в дальнейшем вступивших в р-ию либо представляющие свободные атомы или радикалы, обладающие повышенной хим. активностью в подавляющем большинстве случаев. Сопряжённые р-ии
Р-ии вида А+В→М (1) и A+D→N (2) из которых одна р-ия (2) протекает лишь совместно с др, т.е. индуцируется 1-ой р-ей. При этом вещество В называется индуктором, вещество участвующее в 1-ой и 2-ой р-ии называется актором. Вещество D – акцептор. Связующим звеном в таких р-ях является промежуточный продукт, образованный в результате 1-ой р-ии.Цепные р-ии Многие гомогенные реакции окисления, расщепления и др. имеют такие особенности, которые не могут быть объяснены на основе рассмотренных нами закономерностях – это: 1) реакции не подчиняются уравнению первого, второго и высшего порядков; 2) скорость реакции очень велика; 3) необычайная чувствительность к следам примесей; 4) зависимость скорости реакции от формы и размеров реакционного сосуда, а так же материала стенок из которого изготовлен реакционный сосуд; 5) наличие индукционного периода, когда реакция начинается не сразу, а лишь спустя некоторое время; 6) возможность протекания реакции в определённом интервале давления. Все эти положения легко объясняются цепным механизмом реакции.Параллельные р-ии
Очень часто, особенно в органической химии, исходные вещества реагируют сразу по нескольким направлениям, причем в каждом – со своей скоростью. Например, при нитровании фенола получаются три изомера: орто-, мета-, и пара-.

Порядок реакции. Уравнение кинетики 1-2порядка. Период полупревращения.

Порядок определяется по применимости к ним тех или иных форм уравнений кинетики реакций. Порядок реакции равен молекулярности такой реакции, кинетическим уравнением которой она может быть представлена. По этому признаку реакции делятся на реакции первого, вто­рого и третьего порядков; следует отметить, что порядок реакции чаше всего не совпадает с её молекулярностью. Примером может служить реакция гидролиза уксусноэтилового эфира или тростни­кового сахара в разбавленном водном растворе СН3СООС3Н53О -> СН8СООН+С3Н5ОН C12H22O11+H2O -> C6H12O6+C6H12O6 Реакции, в уравнение скорости которых входит концентрация реагирующего вещества в первой степени, называются реакциями первого поряд­ка, а реакции, скорость которых пропорциональна произведению двух концентраций или квадрату концентрации, называется реак­циями второго порядка. Скорость реакции первого порядка при определении ее по ис­чезновению исходного вещества определяется соотношением lnC = - Kt + B --- Это и есть уравнение кинетики для реакции первого порядка. Можно найти время, за которое концентрация исходного ве­щества уменьшится наполовину. Это время именуют периодом полупревращения т. Период полупревращения для реакции первого порядка не зависит от исходной концентрации вещества и за равные промежут­ки времени расходуется одна и та же его доля. В простейшем случае, когда концентрации исходных веществ равны, скорость реакции второго порядка может быть представле­на как V=KC2 => Можно сделать вывод, что для реакции второго порядка период полупревращения зави­сит от начальной концентрации вещества. Отсюда следует, что для реакции более высоких порядков период полупревращения обратно пропорционален концентрации исходного вещества в сте­пени на единицу меньше порядка реакции. Порядок реакций нередко бывает дробным. Это, в частности, отмечается для реакций, проходящих последовательно.

 

17. Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции.

При повышении температуры в значительной степени увеличивания скорость химических реакций. Это увеличение можно характеризовать при помощи температурного коэффициента скорости реакции, который представляет собой отношение констант скоростей при изменении температуры на 10°. По приближенному правилу (эмпирическое правило Вант Гоффа) повышение температуры на 10° вызывает увеличение скорости реакции примерно в 2 — 4 раза. Более точно зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса. Уравнение показывает, что логарифм отношения констант на­ходится в линейной зависимости от величины, обратной темпера­туре (1/Т). Экспериментальные исследования показывают, что, пользуясь уравнением Аррениуса, можно достаточно точно опре­делить действительные изменения скорости реакций с изменением температуры. Таким образом, для химических процессов, протекающих в организме, выявляется так называемый «температурный оптимум», который для теплокровных животных лежит в интервале при­мерно 36—42° С.

Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом ско­рости реакции — числом, показывающим, во сколько раз воз­растает скорость данной реакции при повышении температуры си­стемы на 10 градусов. Температурный коэффициент различных реакций различен. При обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4. Это на первый взгляд небольшое значение температурного коэффициента обусловливает, однако, большое возрастание скорости реакции при значительном повышении температуры. Например, если темпера­турный коэффициент равен 2,9, то при возрастании температуры на 100 градусов скорость реакции увеличивается на 2,9'°, т. е, приблизительно в 50000 раз.

 

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.