Описание химических уравнений 2го порядка.

aA+qQàmM+dD

v=-kc^a_Ac^q_Q=-kc² если a=q=1, [A]=[Q], т.е. dc/dt=-kc²

Проведём аналогичные преобразования. Разделим переменные, проинтегрируем и получим выражение: -1/с= -kt+b; при t=0, c=c₀; b=-1/c₀;

c-1/c₀+ktc₀ – общее решение для химических уравнений 2го порядка.

T_1/2=1/c₀k.

Кинетические закономерности наиболее часто встречающихся реакций, протекающих в статистических условиях

- Реакция 1го порядка

а) Обратимые реакции

АßàB, например взаимные превращения изомеров, где a,b – исходное количество молей;

х – количество вещества А, прореагирующего к моменту времени t;

k – константы скорости прямой и обратной реакции.

dx/dt=k₁(a-x)-k₂(b+x); K=k₁/k₂; L=k₁a-k₂b/k₁+k₂;

L=Кa-b/К+1 – кинетическое уравнение для обратимых реакций 1го порядка.

б) Необратимая реакция 1го порядка

AàB; k=1/t*lna/a-x;

Реакция 2го порядка

в) Обратимые 2го порядка

A+BßàD+M; K=k₁/k₂; x-2aK/K-1x=-aK²/K-1

г) необратимые реакции 2го порядка

A+BàD+M;

k=1/t*1/a-b*lnb(a-x)/a(b-x).

Определение порядка химической реакции по индивидуальному веществу

1. Интегральные методы (используются интегральные формы кинетических уравнений соответствующих порядков);

а) последовательное опробование уравнений 1,2,3 порядка с экспериментальными данными. В случае, если значение k=const, то именно это уравнение определяет порядок;

б) графический вариант: проверка на спрямление эксперементальных зависимостей в определённых координатах для реакций 1,2,3 порядка: lnC=f(Ʈ); 1/C=f(Ʈ); C^-2=f(Ʈ). Наличие линейности подтверждает правильность выбора порядка реакции.

(Графики)

Для первого порядка: lnC=lnC₀-kƮ; k=1/Ʈ(lnC₀/C); Ʈ_1/2=ln2/k=0.6932k.

Для второго порядка: 1/C=1/C₀+kƮ; k=1/Ʈ((C₀-C)/C₀C); Ʈ_1/2=1/kC₀.

Для третьего порядка: 1/C2=1/C₀²+2kƮ; k=1/2Ʈ((C₀²-C)/C₀²C²); Ʈ_1/2=1.5/kC₀².

Дифференциальные методы.

2)Метод Оствальда-Ноейса: исследуется зависимость между начальной концентрацией вещества и временем превращения определённой его доли в продукте.

n=lg(t₁/t₂)/lg(C_A/C_A’) +1; kt=1/(n-1)

у – доля исходного …

3) Метод Вант-Гоффа – создаются условия, при которых изменяются концентрации только вещества А, изменением концентрации остальных участников пренебрегают

lgV=/\C_A//\t; V=kCnèlgV=lgk+nlgC;

Исследуется эксперементальные скорости реакции с различными начальными концентрациями. Измеряют скорость с различными начальными концентрациями: С,С’, C’’.

Формальная кинетика гомогенных химических реакций (окончание)

-Механизм протекания химических реакций;

-Элементарный акт взаимодействия и лимитирующая стадия;

-Механизм протекания цепных химических реакций;

-Принцип независимости и принцип стационарных концентраций Бодентшейна.

Дата добавления: 2015-07-11