Теория активных соударений

Отношение числа активных молекул n_a к общему числу молекул N, т. е. доля активных молекул d равна. Где

E_a – энергия активации,

R – газовая постоянная,

e – 2,7183 – основание натуральных логарифмов

Скорость прямо пропорциональна доле активных молекул:

Следовательно, константа скорости химической реакции определяется долей активных молекул, т. е. числом эффективных столкновений.

Поставив коэффициент пропорциональности А, получено уравнение Аррениуса

где Е_ср – энергия средней зависимости Е_акт > Е_ср

Теория столкновений несёт полезные идеи о столкновениях, об энергии активации, но не приводит к согласию, между вычисленными и экспериментальными данными. Эта неудача теории столкновений вытекает из того, что многие реакции совершаются в насколько стадий, а не являются результатом одного столкновения.

Вторая причинная такого несоответствия состоит в том , что эта теория не принимает во внимание природу столкновений. Взаимное расположение молекул при столкновении должно иметь существенное значение.

Активные молекулы – это молекулы с повышенным запасом энергии, достаточным для осуществления акта реакции.

Э кзотермический процесс:

U ₂<U₁ ∆U =U₂ – U₁<0

Энергия

Е_акт

А+В Е_акт

- ∆Н U₁

U₂ ∆Н_нач ∆Н_кон

Ход реакции

Э ндотермический процесс:

Энергия

U₁ ∆Н

А+В Е_акт

U₂

Ход реакции

Катализ

Катализ – это процесс увеличения скорости реакции с помощью катализатора;

Классификация:

Положительный катализ – способствует увеличению скорости химической реакции;

Отрицательный катализ – способствует уменьшению химической реакции;

Гетерогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор находится в разных фазах;

Гомогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор находится в одной фазе (жидкой или паровой);

Кислотно-основной катализ (общий) – это реакции ускоряемые кислотами и основаниями Бренстеда;

Кислотно-основной катализ (специфический) – это вид катализа, распространенный в растворах, в которых реакции ускоряются ионами Н₃О⁺ в кислой среде, гидроксид-ионами в щелочной среде;

Окислительно-восстановительный катализ – в процессе участвует перенос электрона;

Fe²⁺=Fe³⁺ Fe²⁺

Ингибиторы – это вещества, подавляющие действие катализа;

Промоторы (активаторы) – это вещества, усиливающие действие катализа;

Уравнение Михаэлиса-Ментена – это выражает зависимость скорости реакции от концентрации субстрат.

где С_S – концентрация субстрата;

𝛖

𝛖_max

K_m С_S

Уравнение Лайнуивера-Берка:

B

А α C

Биохимические реакции катализа

1. Специфический:

А₃O⁺ OU^-

A-H^к + B^о = A-U … B = A/H-B = A^о + BH^к

S + H₂O⁺ = SH⁺ + H₂O (быстро протекает)

SH + H₂O = P + H₂O (медленно протекает)

SH + OH^- = S^- + H₂O (быстро протекает)

S⁺ + H₂O = P + OH^-

2. В организме человека кислотно-основной катализ (общий):

H⁺

H⁺

S +

SH⁺ +

=

P +

=

3. катализ в действии металлов:

Е – Me – S

E – S – Me

Me – E – S

4. С участием элементов, типы сложных реакций:

LOH

Обучающие задачи и эталоны их решения

Задача 1:

• Пользуясь табличными данными, вычислите среднюю скорость расходования С₄Н₉Сl за промежуток времени, начиная от 50 до 100 с начало эксперимента,

• При помощи рисунка оцените мгновенную скорость расходования С₄Н₉Сl в момент времени t=350c

• Как связана скорость расходования С₄Н₉Сl с скоростью образования С₄Н₉ОН

Решение:

• По табличным данным находим:

• Используем кинетическую кривую, проводим касательную в точке соответствующей данному моменту времени. t = 350 c . тангенс угла наклона касательной к оси t и есть величина мгновенной скорости:

• Поскольку из каждого моля С₄Н₉Сl образуется 1 моль С₄Н₉ОН

Задача 2:

Начальную скорость гипотетической реакции А+В = С измеряли при нескольких исходных концентрациях реагентов А и В и в результате получили следующие данные.

№	[A] моль л-1	[B] моль л-1	Начальная скорость моль с-1
1	0,100	0,100	4 10-5
2	0,100	0,200	4 10-5
3	0,200	0,100	16 10-5

Определите по этим данным: а) вид кинетического уравнения скорость реакции; б) значение константы скорости и в) скорость реакции при [A] = 0,0500 моль л^-1, [B] = 0,100 моль л^-1

Решение:

а) Как следует из результатов эксперимента 1 и 2, концентрация peaгента В не оказывает влияние на скорость реакции. Поэтому реакция имеет нулевой порядок по реагенту В. Эксперименты 1 и 3 показывают что при удвоении концентрации А скорость реакции возрастает я 4 рада. Этот результат означает, что скорость реакции пропорциональна [а]², следовательно, имеет второй порядок по реагенту А: Таким образом, 1 полное уравнение скорости реакции должно иметь вид:

𝜐 = k[A]²[B]⁰ = k[A]²

б) Пользуясь уравнением скорости и данными эксперимента 1, находим

в) По установленным выше уравнением скорости и значение константы ско­рости находим:

𝜐 = ( )(0,050 моль л^-1)² = 1,0 10⁵

Поскольку концентрация второго реагента В не входит в уравнение скорости, то она не оказывает влияние на скорость, требуется лишь, чтобы, этот реагент присутствовал в системе и реагировал с веществе А.

С

S

ВОЙСТВО РАСТВОРОВ

РАСТВОРЫ – это гомогенные смеси переменного состава двух или более компонентов (твёрдые, жидкие или газообразные). Состоящие из растворителя и растворённого вещества.

Мера полярности

Если дипольный момент будет меньше, то малополярный ℳ ≤ 5 10^-30 Кл м

У воды высокий дипольный момент.

Классификация растворов

Низкомолекулярные (НМС) – растворы веществ с молярной массой меньше 5000 г/моль;

1. Растворы полиэлектролитов – это растворы, в состав которых входит большое число функциональных групп, способных к ионизации.

Высокомолекулярные (ВМС) – растворы веществ с молярной массой больше 5000 г/моль;

1. Растворы электролитов – это растворы диссоциирующих веществ на ионы солей, кислот и оснований,

2. Растворы неэлектролитов – это растворы веществ, практически не диссоциируется в воде,

3. Растворы амфолитов – это растворы веществ, которые могут диссоциировать и по кислотному и по основному типу.

Идеальный раствор – образование которого не сопровождается химическим равновесием, изменением объёма и тепловым эффектом ∆V_смеси = 0 ∆Н_смеси = 0.

Растворение хлорида натрия

Коллоидные растворы – это раствор, содержащий максимальное количество вещества и в равновесии с избытком растворяемого вещества сего насыщением.

Выражение концентрации растворов

Концентрация вещества – называют величину, измеряемую количеством растворенного вещества, содержащегося в определённой массе или объёме раствора или растворителя.

m(x) – масса данного компонента х (растворённого вещества) (кг),(г),

m(р-ра) – масса раствора (г).

n(x) – количество вещества растворителя (моль),

n(s) – количество растворенного вещества (моль).

n(x) –количество растворенного вещества системы (моль),

М(х) – молярная масса растворенного вещества (кг/моль),

т(х) – масса растворённого вещества (кг), (г),

V(р-ра) – объём раствора (л).

m(р-ль) – масса растворителя (кг).

Тепловой эффект – количество теплоты, выделяемой или поглощаемой системой при химической реакции. Бывает:

1. Положительный,

2. Отрицательный.

Гидратация – взаимодействие молекул, атомов или ионов с водой.

Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой.

Осмос – односторонний перенос растворителя через полупроницаемую мембрану, отделяющую раствор от чистого растворителя или раствора меньшей концентрации.

Диффузия – движение частиц среды, приводящее к переносу вещества и выравниванию концентраций или к установлению равновесного распределения концентраций частиц данного сорта в среде.

При ∆Н = Q_раств.

1. Экзотермический процесс ∆Н < 0 протекает в положительном тепловом эффекте.

2. Эндотермический процесс ∆Н > 0 протекает в отрицательном тепловом эффекте.

Растворимость жидкостей в жидкости

• Неорганические.

• Органические: вода + фенол.

• Нерастворимые: вода + бензол, анилин + гексан (эндотермический процесс).

Растворимость газов в жидкости

∆Н < 0

∆S < 0

Беспорядок переходит в порядок с уменьшением объёма по принципу Леше Пурье к увеличению давления.

Закон Генри – количество газа, растворённого при данной температуре в определённом объёме жидкости, при равновесии прямо пропорционально давлению газа.

С_(Х) = К_(г) Р_(Х) – [моль^-1] [Па^-1]

Закон Генри-Дальтона – растворимость индивидуального компонента не зависит от компонента и не зависит от общего давления.

Р₁ = Х_(Х) Р_общ.

Закон Сеченого – растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов.

Законы Рауля

1-й закон Рауля – давление пара раствора, содержащего нелетучее растворение вещества, прямо пропорционально молярной доле растворителя.

Р⁰ Н₂О

Р Раствор

1-е следствие

P – давление пара над раствором,

Р⁰ – давление пара чистого растворителя,

К_р – константа Рауля.

2-е следствие

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего не электролита равно малярной доле растворителя.