химический каталог




Курс общей химии

Автор Э.И.Мингулина, Г. Н.Масленникова, Н.В.Коровин, Э.Л.Филиппов

тематическое выражение закона действующих масс имеет вид

v = kc%ci, (V.3)

где v — скорость реакции; k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции (при С а — Св= 1 моль/л k численно равна и); С а И С В— концентрации реагентов А и В; a, b — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа скорости химической реакции k определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры, от присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции.

Закон действующих масс справедлив только для наиболее простых по своему механизму взаимодействий, протекающих в газах или в разбавленных растворах.

Часто уравнение реакции не отражает ее механизма. Например, запись

может быть суммарным уравнением сложного взаимодействия, протекающего по стадиям:

А + ВАВ (1)

(а-1)А + АВ АаВ (2)

ЛйВ + (6-1)ВАаВ& (3)

Сложные реакции могут быть совокупностью параллельно или последовательно протекающих процессов. Закон действующих масс справедлив для каждой отдельной стадии реакции, но не для всего взаимодействия в целом. Та стадия процесса, скорость которой минимальна, лимитирует скорость реакции в общем. Поэтому математическое выражение закона действующих масс, записанное для самой медленной (лимитирующей) стадии процесса, приложимо одновременно и ко всей реакции в целом. Если в приведенном примере стадия (1) является самой медленной, лимитирующей скорость всего процесса, то в применении к этой стадии реакции закон действующих масс (V.3) запишется как v = kChCb- Это соотношение представит зависимость от концентрации реагентов А и В не только скорости первой стадии реакции, но н всего процесса.

Если в реакции участвуют два или более веществ, то скорость реакции иногда зависит от концентрации только одного из них и не зависит от концентрации других.

Кинетическая классификация реакций. В химической кинетике взаимодействия классифицируют или по признаку молекулярно-сти реакции, или по признаку порядка реакции.

Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется элементарный акт химического превращения. По этому признаку реакции разделяются на мономолекулярные, бимолекулярные н тримолекулярные. Одновременное столкновение трех молекул является маловероятным, и тримолекулярные реакции встречаются крайне редко. Реакции же более высокой молеку-лярности практически не известны. Примером мономолекулярной реакции может служить термическая диссоциация газообразного иода: 12 —2J; бимолекулярной — разложение иодида водорода:

2HI—.На + Ь; тримолекулярной — взаимодействие оксида азота с водородом:

2NO + Н2 = N20 + Н20

?Порядок реакции определяется зависимостью скорости реакции от концентрации каждого из исходных веществ в условиях постоянства температуры и может быть установлен экспериментально. Если реакция протекает по уравнению (I), то для построения кривой vj = const = /(Сд) надо поддерживать в системе неизменной концентрацию реагента В, а для построения кривой ur = const =/(Св) — концентрацию реагента А. Экспериментально полученные зависимости позволяют записать кинетическое уравнение реакции (I). Пусть, например, зависимость скорости рассматриваемого процесса от концентрации веществ А и В имеет вид: v = &CЈC| [ а не v = &СдСв, как это следует из выражения (V.3)]; показатель степени р при величине С а называется порядком рассматриваемой реакции по веществу А, а показатель степени q при величине Св—порядком реакции по веществу В. Сумма показателей степеней при концентрациях в кинетическом уравнении реакции {p~\-q) называется общим порядком реакции.

Исследования кинетики различных взаимодействий показывают, что чаще других встречаются реакции первого, второго и иногда третьего порядков. Так, например, к реакциям первого порядка относится термическая диссоциация газообразного иода: I2-*2I (v=kC\2) и разложение пентаоксида азота: 2N205 —* ~4N02 -|- 02 (v = kCo6)- (Можно предположить, что реакция разложения N2Os многостадийна и ее лимитирующая стадия имеет первый порядок.) К реакциям второго порядка относятся, например, процессы

Н2+ h-.2Hl, v = kCHtCu

CH.,Br + КОН СН3ОН +, KBr, v = ЈCCHjBr Скон

2HI + Н202 2Н20 + I2, v = kCm Си.2о2

(Взаимодействие иодида водорода с пероксидом водорода протекает по стадиям. Лимитирующая стадия процесса — реакция второго порядка.)

Используя уравнения (V.2) и. (V.3), можно определить изменение концентрации реагентов во времени. Подставив соотношение (V.2) в уравнение закона действующих масс реакций первого порядка v = kC, получим

—(dC/dO = kC (при dC<0). (V.4)

v Разделив переменные и проинтегрировав, получим

— 1пС = kt + В,

где t — время; В — постоянная интегрирования.

Обозначив через Со начальную концентрацию исходного вещества прн t — 0, запишем В = — 1пС0. Тогда ЩС/Со) = ~kt нли

С = С0е~к'. (V.5)

Зная k и Со, можно рассчитать концентрацию С в любой момент течения реакции, и, наоборот, построив зависимость In (С/Со) от t, мож

страница 54
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210

Скачать книгу "Курс общей химии" (2.81Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
что показывает панкреатическая эластаза кала
каталожный шкаф
почасовая аренда автомобилей с водителем
акустическая панель по постер

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(20.10.2017)