Кинетика гомогенных и гетерогенных химических реакций. Поверхностные явления

Кинетика гомогенных реакций

Кинетика гомогенных и гетерогенных химических реакций. Поверхностные явления

Скорость и равновесие

Химических реакций

Скорость химических реакций. Общие понятия.

Кинетика гомогенных реакций

Химические реакции очень сильно различаются по скорости. Одни из них протекают за доли секунды (реакции при взрыве), а другие – в течение многих лет (процессы в недрах Земли). Это связано с разным механизмом химических реакций. Раздел химии, который изучает скорость и механизм химических реакций, называетсяхимической кинетикой.

При изучении кинетики химических реакций учитывают фазовый состав систем, в которых они протекают. По агрегатному состоянию реагентов различают газофазные, жидкофазные и твердофазные реакции. Реакции могут протекать в одной фазе или на границе фаз. Соответственно выделяют гомогенные и гетерогенные реакции.

Гомогенные химические реакции протекают в пределах одной фазы. Примерами гомогенных реакций могут быть любые реакции в смесях газов или в растворах.

Гетерогенные химические реакции протекают на границе раздела фаз. Например, реакции на границе твердое–газ, твердое–жидкое, твердое–твердое, жидкое–газ, жидкое–жидкое. Так, реакция растворения металла в кислоте является гетерогенной.

Знакомство с кинетикой химических реакций начнем с гомогенных реакций. В данном разделе будем рассматривать преимущественно химические реакции, протекающие в газовой фазе.

Одними из основных понятий кинетики химических реакций в газах и растворах являются их скорость и зависимость скорости от концентраций реагирующих веществ.

Скорость химической реакции (u) выражается изменением концентрации какого-либо из участвующих в ней веществ в единицу времени.

Допустим, задана реакция

Н2(г) + СО2(г) ® СО(г) + Н2О(г).

Вещества взаимосвязаны уравнением реакции. Поэтому скорость реакции можно измерить по изменению концентрации любого реагента, включая исходные вещества или продукты реакции. На рис. 7.1 схематически показано изменение концентраций исходных веществ и продуктов конкретной реакции. Концентрации обозначены химическими формулами веществ в квадратных скобках.

Допустим, скорость реакции выражается через изменение концентрации СО, D[CO], за интервал времени Dt:

Величина представляет собой среднюю скорость реакции за период времени Dt.

Поскольку зависимость [CO] от t не является прямолинейной, то таким путём можно определить только среднюю скорость для ограниченного интервала времени Dt .

Графически это означает, что кривую линию на некотором участке принимаем в качестве прямой, проводя касательную к точке а, расположенной на середине выбранного участка кривой.

Если интервалDt ® 0, то получаем истинную скорость реакции в точке а, она выражается производной концентрации по времени:

или

Рис. 7.1. Изменение концентраций реагентов и продуктов реакции

во времени(реагенты взяты в эквимолярных количествах)

Отрицательный знак в выражении для uH2необходим для сохранения положительного знака у скорости реакции в условиях, когда концентрация реагента уменьшается в ходе реакции. Таким образом, при одинаковом времени с начала реакции

=

Однако такая зависимость выполняется, по меньшей мере, в том случае, когда в уравнении реакции эти вещества имеют равные коэффициенты, в соответствии с которыми они вступают во взаимодействие. Допустим, химическая реакция выражается в общем виде уравнением

А ® 2В.

В этом случае вероятно соотношение

=

Анализ приведенных зависимостей показывает, что скорость реакции зависит от концентраций реагирующих веществ. Именно градиент концентраций является движущей силой для химических реакций (рис. 7.1). Количественно эти зависимости определяются кинетическим уравнением.

Если химическую реакцию представить в общем виде уравнением

a А + в В® d D + c C,(7.1)

то кинетическое уравнение для неё имеет вид

u = k[A]n[B]m, (7.2)

где k – константа скорости реакции; [A] и [B] – концентрации реагентов;, n и m – коэффициенты, устанавливаемые экспериментальным путем, они определяют порядок реакции.

Коэффициенты n и m в общем случае не равны стехиометрическим коэффициентам реакции. Совпадение между ними встречается весьма редко. Порядок реакции определяется ее механизмом.

Константа k равна скорости химической реакции при условии, что все концентрации или парциальные давления газов (для реакций в газовой фазе) равны единице.

Можно подобрать также равным единице их произведение.

С учетом сказанного кинетическое уравнение выражает зависимость скорости реакции от концентраций реагентов, взятых в степенях, значения которых определяются механизмом реакции.

Приведенное кинетической уравнение (7.2) выражает зависимость скорости реакции от концентрации реагентов для гомогенных реакций. Реагенты гомогенных реакций находятся в одной фазе, т.е. все они газы или растворенные вещества.

Гетерогенные реакции протекают на поверхности раздела между фазами реагентов, например на поверхности твердого тела, выступающего в качестве одного из реагентов, а другие реагенты находятся в газовой фазе или в растворе.

Кинетическое уравнение гетерогенной реакции включает в себя площадь поверхности твердого тела S и концентрацию реагента в поверхностном слое сS.

Так, для реакции

a А(к) + в В(г)® c C(г),

кинетическое уравнение имеет вид

u = kScSn, (7.3)

где k – константа скорости гетерогенной реакции; n – порядок реакции по газообразному (или растворенному) компоненту.

Иным механизмам гетерогенных реакций соответствуют другие уравнения.

Температурная зависимость константы скорости.Проиллюстрируем ее конкретным примером.

П р и м е р.

Исследовали скорость разложения N2О5, растворенного в CCl4(ж), при различных температурах. При разложении идёт реакция

N2O5 ® 2NO2 + 1/2O2(г).

Получили следующие экспериментальные данные:

Температура, °СКонстанта скорости, с-1
3,44×105
13,5×105
49,8×105
150×105

О б щ и й в ы в о д: каждое повышение температуры на 10 °С приводит к возрастанию величины k и соответственно uN2O5в 3–4 раза. Эту величину называют температурным коэффициентом скорости реакции.

Согласно правилу Вант-Гоффа

u2 = u1×g , (7.4)

где u1 = u2 – скорости реакции при температурах соответственно t1 и t2 (при t2 >t1); g – температурный коэффициент скорости реакции. Для большинства реакций g находится в интервале от 2 до 4.

Казалось бы, скорость реакции должна быть прямо пропорциональна числу соударений реагирующих частиц. Но в действительности эта зависимость имеет более сложный характер.

Не каждое соударение частиц приводит к их взаимодействию.

Эффективными являются лишь те соударения, при которых частицы благоприятно ориентированы относительно друг друга и имеют энергию, превышающую некоторый минимальный уровень.

Минимальная энергия, которая необходима частицам для их активного соударения, приводящего к взаимодействию, называетсяэнергией активации.

Количественная зависимость константы скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

k = Ае–Еа/ RT, (7.5)

где R – универсальная газовая постоянная; А – предэкспонентный множитель; Т – абсолютная температура (К).

В логарифмической форме уравнение Аррениуса становится уравнением прямой линии:

ln k = ln A – (7.6)

Наклон прямой, выражающей зависимость ln k от 1/Т, равен –Еа/ R, что позволяет вычислить величину Еа.

Комбинируя уравнения Аррениуса для двух температур: Т1 и Т2, можно привести их к форме, более удобной для практических расчетов:

(7.7)

Пример 7.2. Для реакции Н2(г) + I2(г) ® 2HI(г) определены значения константы скорости при двух температурах: k1 = 2,7×10–4 л×моль–1×с–1 при Т1 = 600 К, k2 = 9,9×10–3л×моль–1×с–1 при Т2 = 673 К. Вычислим энергию активации Еа и значение константы скорости реакции k3 при Т3 = 723 К.

Решение. Вычислим значение Еа, используя уравнение Аррениуса (7.7).

Вычислим значение k3 при Т3 = 723 К.

Ответ: Еа = 165 кДж/моль, k 723 = 6,8×10–2.

________________________________________________________________________

Химическое равновесие

Химические реакции подразделяют на необратимые и обратимые.

Необратимые реакции протекают только в одном направлении до полного взаимодействия взятых в стехиометрическом соотношении исходных веществ или до израсходования одного из реагирующих веществ, взятом в недостатке. Обычно в ходе необратимых реакций образуется малорастворимое соединение, которое выпадает в осадок, или малодиссоциирующее вещество, например Н2О, или выделяется продукт реакции в газообразном состоянии.

Примером может служить реакция нейтрализации сильного основания сильной кислотой:

NaOH(р) + HCl(р) ® NaCl(р) + H2O(ж).

Такую реакцию нельзя провести в обратном направлении без использования новых реагентов и без затрат энергии.

Однако известно множество обратимых реакций.

Обратимые реакции проявляют способность одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях, т.е. в прямом и в обратном согласно

уравнению.*

Возвратимся к рис. 7.1. Обратим внимание на ход зависимостей при больших значениях времени прохождения реакции. Концентрации реагентов и продуктов реакции становятся постоянными. Наступает химическое равновесие.

Природа химического равновесия требует специального обсуждения. Но первые представления о равновесном состоянии системы даёт сопоставление скоростей прямой и обратной реакций.

Ещё раз обратимся к уравнению реакции

Н2О(г) + СО(г) ® Н2(г) + СО2(г).

Сразу же после смешения реагентов начинается реакция. Скорость реакции в начальный момент времени максимальная, а затем понижается по мере уменьшения концентрации исходных веществ. Концентрация же продуктов реакции в начальный момент времени нулевая. Затем их концентрация начинает повышаться, что приводит к взаимодействию между ними, т.е. к реакции в обратном направлении.

Н2(г) + СО2(г) ® Н2О(г) + СО(г).

Скорость обратной реакции постепенно возрастает. В конечном итоге скорости прямой и обратной реакций становятся равными и наступаетхимическое равновесие.Изменение скоростей прямой и обратной реакции во времени схематически показано на рис. 7.7.

Следовательно, химическое равновесие это состояние, которое достигает реакционная смесь, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

Состояние химического равновесия обозначают в уравнении химической реакции знаком между реагентами и продуктами:

Н2О(г) + СО(г) Н2(г) + СО2(г).

Химическое равновесие имеет динамический характер. Прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются, но идут с равными скоростями, что сохраняет на постоянном уровне концентрации реагентов и продуктов.

Рис. 7.7. Изменение скоростей прямой (uпр ) и обратной (uобр ) реакций

Норвежские исследователи К. Гульдберг и П. Вааге в 1864 г. сформулировали закон действующих масс, который даёт общее описание условий равновесия. Под термином «действующие массы» авторы закона понимали «концентрации».

Рассмотрим закон действующих масс на примере реакции

aА + вВ сС + dD. (7.18)

Допустим, что стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции равны порядкам реакции по соответствующим веществам, тогда уравнения скорости прямой и обратной реакции будут иметь вид

uпр= k1×[A]a×[B]b; uобр=k–1[C]c×[D]d,

k k–1– константы скорости прямой и обратной реакции соответственно.

В условиях химического равновесия

uпр=uобр и k1×[A]a×[B]b=k–1[C]c×[D]d.

Соответственно приходим к выражению константы равновесия

(7.19)

где концентрационная константа равновесия, т.к. она выражена через равновесные концентрации реагирующих веществ; подстрочный индекс с образован от англ. concentration.

Полученное выражение показывает также, что константа равновесия равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций.

Для состояния равновесия порядок реакций не имеет значения. Несмотря на то, совпадают ли стехиометрические коэффициенты с порядком реакции или нет, в выражении константы равновесия концентрации веществ приводятся в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Таким образом, константа равновесияравна отношению, в числитель которого входит произведение равновесных концентраций продуктов реакции, а в знаменатель – произведение концентраций исходных веществ, при этом все значения концентраций берутся в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

С учетом введенных понятий возвратимся к обсуждению закона действующих масс.

Закон действующих массутверждает, что константа равновесия реакции есть величина постоянная при определенной температуре и не изменяется, если в её выражение подставляются любые равновесные концентрации реагирующих веществ.

Смешивая реагенты, можно задать любое их соотношение и любые концентрации. Соответственно равновесные концентрации веществ также будут разные. Но отношение, выражающее константу равновесия, для данной реакции останется постоянным (при постоянной температуре).

Физические состояния веществ при химических реакциях могут быть самые разнообразные. Если все реагирующие вещества находятся в одной фазе, например все они газы или все растворенные вещества, то такие системы относятся к гомогенным.

Равновесие в гомогенных системах называютгомогенным равновесием.

Выражение константы гомогенного равновесия записывают именно так, как было рекомендовано ранее (уравнения (7.18) и (7.19)).

П р и м е р: для реакции

Н2(г) + СО2(г) Н2О(г) + СО(г)

выражение константы равновесия записывается следующим образом:

,

для реакции

N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г)

,

для реакции

Ag+(р) + 2NH3(р) [Ag(NH3)2]+ (р)

В том случае, когда реагирующие вещества образуют более чем одну фазу, устанавливается гетерогенное равновесие.

Так, в реакции

СО2(г) + С(к) 2СО(г)

С – углерод (графит) – находится в твердом состоянии, а остальные вещества – в газообразном. Уравнение выражает гетерогенное равновесие.

Концентрация графита, как чистого вещества, остаётся в объеме твердого тела постоянной вплоть до его полного израсходования в химической реакции. Как постоянную её целесообразно включить непосредственно в величину .

Отсюда выражение константы гетерогенного равновесия для данной реакции имеет вид

Так же поступают при описании гетерогенных равновесий в водных растворах. При этом не имеет значения, является ли твердое вещество исходным веществом или продуктом реакции.

П р и м е р ы:

AgCl(к) + 2NH3(р) [Ag(NH3)2]+ (р) + Cl–(р),

Ba2+(р) + SO42–(р) BaSO4(к),

При протекании химических реакций в водных растворах вода нередко является одним из реагирующих веществ.

Обычно вода как растворитель находится в большом избытке по отношению к другим реагирующим веществам.

В этих условиях изменением концентрации воды в растворе при прохождении химической реакции можно пренебречь. Если принять концентрацию воды постоянной, то её целесообразно включить в величину Kс.

С учетом сказанного для реакции

NH3(р) + H2O(ж) NH4+(р) + OH–(р)

константа равновесия

Концентрация воды не входит в выражение константы равновесия.

Представление о состоянии химического равновесия и понятие константы равновесия играют исключительно важную роль в химии.

Если фактическое отношение концентраций продуктов реакции и исходных веществ в их смеси () не равно константе равновесия (), то между веществами может произойти взаимодействие (т.е.

химическая реакция в прямом или обратном направлении), которое будет продолжаться до тех пор, пока не наступит состояние химического равновесия. Равновесие – это предел, до которого может идти химическая реакция.

Если оказалось так, что концентрации продуктов и исходных веществ в смеси изначально соответствуют их равновесным значениям, то в системе сразу же установится состояние динамического равновесия, при котором скорости прямой и обратной реакций будут равны друг другу.

Значения констант равновесия используют также при вычислении равновесных концентраций реагирующих веществ. Поскольку состояние равновесия – предел для прохождения реакции, то равновесные концентрации продуктов реакции характеризуют предельный выход реакции.

Рассмотрим некоторые простые примеры расчетов, связанные с химическим равновесием.

Пример 7.4. Рассмотрим химическую реакцию

Н2(г) + СО2(г) Н2О(г) + СО(г).

При 1120 °С установилось равновесие реакционной смеси. Значения равновесных концентраций веществ следующие:

[H2] = 0,01 M, [CO2] = 0,01 M, [CO] = 0,01 M, [H2O] = 0,02 M.

Вычислим величину .

Решение. Система гомогенная. Составим выражение константы равновесия, подставим в него известные величины и произведём вычисление.

Источник: https://megalektsii.ru/s36265t1.html

ПОИСК

Кинетика гомогенных и гетерогенных химических реакций. Поверхностные явления
    В первой части книги рассматриваются вопросы формальной кинетики простых реакций (порядок реакции, константа скорости, кинетические уравнения различных порядков), математические характеристики сложных кинетических систем и экспериментальные характеристики простых и сложных кинетических систем.

Вторая часть имеет вспомогательный характер — она посвящена статистическим методам, применяемым к системам из большого числа частиц при равновесии. В третьей — рассматриваются вопросы кинетики гомогенных реакций в газах (реакции мономолекулярные, бимолекулярные, тримолекулярные, сложные реакции в газовой фазе взрывные процессы и процессы горения).

Четвертая, последняя, часть посвящена реакциям в конденсированной фазе (кислотно-основной катализ, реакции окисления-восстановления, радикальная полимеризация, гетерогенный катализ). [c.

4]
    В общетеоретическую часть включены вопросы строения вещества, энергетики и кинетики химических реакций, растворов, окислительно-восстановительных и электрохимических процессов, а также обзор свойств элементов и их соединений. Рассмотрено строение вещества на атомном, молекулярном и надмолекулярном уровне, а также строение кристаллов.

Изложены общие закономерности протекания химических реакций, в том числе основы химической термодинамики и химической кинетики. Большое внимание уделено тепловым эффектам и направленности химических реакций, химическому, фазовому и адсорбционному равновесию. Изложены кинетика гомогенных и гетерогенных реакций, цепных и фотохимических реакций и основы катализа.

Освещены дисперсные системы, коллоидные и истинные растворы, большое внимание уделено растворам электролитов. Рассмотрены термодинамика и кинетика окислительно-восстановительных и электрохимических процессов, коррозия и защита металлов. Выполнен обзор свойств химических элементов и их простых соединений, рассмотрены строение и свойства комплексных и органических соединений. [c.

3]

    Вслед за кратким обзором основных понятий и терминологии кинетики химических реакций рассмотрены реакции в гомогенных средах, неизотермические процессы, проточные реакторы, гетерогенные каталитические процессы, реакции в слое зернистого материала и методы моделирования. В конце дано очень краткое описание типов химических реакторов, применяемых в промышленности. [c.10]

    В последние годы опубликовано несколько монографий по химической кинетике. В Советском Союзе изданы монографии Н. Н. Семенова О некоторых проблемах химической кинетики и реакционной способности (1958) и В. Н. Кондратьева Кинетика газовых химических реакций (1958). В русском переводе вышла книга С.

Бенсона Основы химической кинетики (1964). Эти обширные монографии дают достаточно полное представление о ряде важнейших направлений научных исследований в области химической кинетики.

Однако, поскольку они содержат большое количество специального и зачастую дискуссионного материала, изучение этих монографий требует от читателя знакомства с основами химической кинетики. В то же время учебная литература по химической кинетике все еще немногочисленна.

Особенно ощущался недостаток в учебнике по современным основам химической кинетики. По-видимому вследствие этого первое издание настоящего Курса химической кинетики , вышедшее в свет в 1962 г., разошлось очень быстро и возникла необходимость в выпуске второго издания — исправленного и дополненного.

В предлагаемом курсе изложены теоретические основы кинетики гомогенных химических реакций. Кинетика гетерогенных реакций в курсе не рассматривается в связи с тем, что она в основном имеет значение для области гетерогенного катализа, которая представляет собой самостоятельный раздел науки. [c.4]

    Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ и наличия или отсутствия катализаторов — ускорителей реакции. В связи с этим реакции подразделяются на каталитические и некаталитические. Наконец, реакции могут идти как только с участием валентно-насыщенных молекул или ионов — так называемые неценные реакции, — так и с участием свободных радикалов или атомов. В последнем случае реакции идут по цепному механизму и относятся к классу цепных реакций. В зависимости от условий протекания реакции механизм кинетических процессов меняется. Поэтому для различных условий течения реакции характерны специфически отличные кинетические законы. Это приводит к необходимости разделения кинетики на разделы кинетика некаталитических и каталитических реакций. Каждая из этих глав может быть в свою очередь разделена на кинетику нецепных реакций и кинетику цепных-реакций. Нецепные и цепные реакции могут быть как гомогенными, так и гетерогенными. Кинетика гомогенных реакций объединяет кинетику газовых реакций и кинетику реакций в растворах. Специфика гетерогенных реакций зависит как от фазового состояния системы, так и от того, в какой области (кинетической, диффузионной или переходной) протекает реакция. [c.6]

    Адсорбционные явления, происходящие на поверхности раздела между твердой, жидкой и газообразной фазами, оказывают большое влияние на кинетику гетерогенных реакций.

Прежде всего наблюдаются отклонения от порядка реакции соответствующей гомогенной реакции (получают порядок реакции от О до 1). Скорость реакции в таких случаях зависит от площади поверхности раздела.

Ввиду важности явлений адсорбции для гетерогенных реакций рассмотрим сначала более подробно адсорбционное равновесие. [c.187]

    Примеры применения методов ЛВА и ЦВА для исследования реакции с переносом заряда и сопряженных химических реакций настолько многочисленны, что полный их обзор выходит за рамки этой главы. Выбор описываемых ниже примеров определялся стремлением авторов показать современное состояние искусства исследования кинетики гетерогенных и гомогенных реакций. [c.105]

    Пока мало использованы возможности применения для доказательства неоднородности процессов, описываемых уравнениями нулевого и целых порядков, что приводит к имитации соответствующих типов кинетики гетерогенных реакций на однородных поверхностях и кинетики гомогенных реакций. [c.122]

    Под гомогенными понимают реакции, происходящие в одной фазе. Кинетика гетерогенных реакций изучена намного меньше. [c.300]

    Глава VII Цепные реакции дополнена рассмотрением роли возбужденных молекул в цепных реакциях, толуольного метода определения энергии связи в органических молекулах, количественных зависимостей от концентрации и температуры нижнего и верхнего пределов самовоспламенения написан новый 3 Обрыв цепи .

Большим изменениям подверглась глава VIII Фотохимия , которая дополнена кинетическими расчетами квантовых выходов и 4—7. Глава IX Химическое действие излучений большой энергии включает новый дополнительный материал по принципам дозиметрии, радиолизу воды, новый текст 6. Сильно изменена глава X Каталитические реакции .

Особенно большие изменения и дополнения сделаны в разделе Гомогенные каталитические реакции , расширен параграф, посвященный разложению перекиси водорода, кислотноосновным реакциям и их классификации.

В разделе Гетерогенные каталитические реакции более подробно рассмотрены переходы реакций из кинетических областей протекания в диффузионные области, дополнен 16.

В главе XI Теория активных центров в катализе написаны новые 4, 11, расширено изложение электронного механизма адсорбции и химических реакций на полупроводниках. В главе XIV Применение меченых атомов в химической кинетике написан новый 4 Изотопные кинетические эффекты . [c.13]

    Многообразие форм уравнений кинетики твердофазовых процессов отражает многообразие моделей физико-химических механизмов в конденсированных системах.

В связи с этим неоднократно делались попытки найти общие безмодельные принципы построения химической кинетики гетерогенных реакций. В частности, Н. С.

Акулов предложил уравнение, которое применимо как для гомогенных, так и для гетерогенных реакций  [c.180]

    Гетерогенные реакции. Когда реакция совершается между веществами, находящимися в различных фазах, то законы кинетики гомогенных реакций уже не могут быть применены. [c.122]

    За исключением последнего класса реакций законы формальной кинетики гетерогенных реакций не отличаются от кинетических законов гомогенных реакций. К гетерогенным реакциям, протекающим в кинетической области, могут быть применимы уравнения реакций с тем лишь отличием, что действующей концентрацией является не объемная, а поверхностная. [c.106]

    Следует особенно подчеркнуть значение доклада И. М. Лифшица. Существовала теория гомогенных равновесий, которую Юри и другие авторы приспособили к расчету гетерогенных равновесий, оперируя весьма упрощенными представлениями. Работы И. М.

Лифшица показывают ограниченную применимость таких методов. Для кристаллической решетки надо суммировать все дебаевские частоты, а не пользоваться одной частотой.

Авторы дали очень изящный прямой метод расчета гетерогенных изотопных равновесий, основанный на глубоком квантово-механическом и статистическом анализе явлений.

Легко показать, что из новой теории гетерогенных равновесий изотопов вытекают новые выводы и для кинетики гетерогенных реакций. Для расчета водородных равновесий это может иметь прямое практическое значение. [c.369]

    Потом может возникнуть необходимость рассмотреть химическую кинетику, так как состояние О обычно полностью задано, состояние 5 неизвестно. Для установления величины отклонения состояния 5 от термодинамического равновесия может оказаться необходимым воспользоваться законами гетерогенных и гомогенных реакций. [c.190]

    Обычно при изложении химической кинетики ограничиваются рассмотрением гомогенных реакций. Однако большинство реакций в промышленности протекает в гетерогенной системе. Поэтому в данном разделе рассматриваются не только гомогенные, но и гетерогенные реакции.

Гомогенными принято называть реакции, компоненты которых полностью смешиваются между собой, вследствие чего концентрация каждого из них во всех точках реакционного пространства одинакова.

Гетерогенными обычно называют реакции, компоненты которых не смешиваются или смешиваются лишь ограниченно особенностью реакционной системы в этом случае является наличие нескольких фаз и градиента концентраций реагирующих компонентов между фазами [c.76]

    Для гетерогенной кинетики, даже если ограничить ее реакциями газ — твердое тело, характерно большое разнообразие ситуаций, что создает серьезные трудности при попытке изложить этот предмет с общих позиций и организовать его преподавание.

Предлагаемая вашему вниманию книга представляет собой попытку синтезировать нечто среднее между монографией, предназначенной для исследователей, и учебником для студентов и аспирантов. По этой причине в ней, в частности, нельзя найти исчерпывающего библиографического обзора.

И наоборот, чтобы избежать различных толкований в определении скорости реакции и облегчить переход к способам описания, принятым в гомогенной кинетике, нам пришлось включить в эту книгу главу, содержащую точные формулировки таких понятий, как глубина протекания и степень превращения реакции.

Кроме того, одной из основных наших задач было установление связи между кинетикой гетерогенных процессов и гомогенной кинетикой, и не только с точки зрения формальных аналогий, но и по отношению к методам изучения кинетических механизмов реакций. [c.7]

    Во время работы над этой книгой мы ставили задачу выдвинуть, по крайней мере в области кинетики гетерогенных реакций газ — твердое тело, единую концепцию, которая, не маскируя особенности этого раздела химической кинетики, способствовала бы упорядочению различных ее частей в единую логическую конструкцию. Мы также стремились подчеркнуть те аналогии, которые имеются между кинетикой гомогенных и кинетикой гетерогенных реакций. [c.11]

    Рассмотренные выше результаты свидетельствуют о важности систематических исследований и сопоставления кинетических параметров сходных гетерогенных и гомогенных реакций электронного переноса.

В данной главе были рассмотрены реакции одноядерных комплексов металлов. Сведения о кинетике и механизме электродных реакций многоядерных комплексов металлов очень малочисленны и здесь не рассматриваются.

[c.168]

    Для процесса горения твердого топлива безусловный интерес представляют реакции горения окиси углерода и водорода. Для твердых топлив, богатых летучими веществами, в ряде прсцессов и технологических схем необходимо знать характеристики горения углеводородных газов. Механизм и кинетика гомогенных реакций горения рассмотрены в гл.

VH настоящей книги. Кроме указанных выше вторичных реакций, перечень их следует продолжить гетерогенными реакциями разложения углекислоты и водяного пара, реакцией конверсии окиси углерода водяным паром и семейством реакций метанообразования, которые с заметными скоростями протекают при газификации под высоким давлением. [c.

147]

    Кинетику гетерогенного катализа изучать значительно труднее, чем кинетику гомогенного катализа, поскольку концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции в газовой фазе экспериментально определять проще, чем в поверхностной фазе, где непосредственно протекает гетерогенная реакция.

По аналогия с гомогенными системами истинная кинетика гетерогенной реакции определяется видом зави.си-мости скорости реакции от поверхностных концентраций. На П рактике, однако, наблюдается лишь кажущаяся кинетика, выражаемая зависи-М Остью. скорости реакции от давления (различных газ.ов.

Соотношение между истинной и кажущейся кинетикой определяется адсорбционным равновесием, т. е.. связью между ко.нцентрациями в л.овер Хностн.ой и газовой фазах. В этом разделе ра-осматривается вл.ия,ние адсорбционного равновесия на кинетику гетеро.генного катализа. [c.

533]

    Реакции деструкции полимерной матрицы и разрушения или отщепления функциональных групп протекают в фазе набухшего ионообменника, и внешний раствор может служить лишь поставщиком реагентов и местом отвода продуктов реакции.

Таким образом, реакционная зона в системе ионит — раствор находится в фазе ионообменника, фактически на границе между твердым полимером и сорбированной водой или другим растворителем.

Отсутствие поверхности раздела между полимерной матрицей и сорбированным раствором в широком диапазоне изменения обменной емкости позволяет отнести набухшие иониты к особому классу веществ, кинетика разрушения которых не может рассматриваться на основе классических принципов гетерогенных и гомогенных реакций.

С учетом приведенной модели набухшего ионита при рассмотрении кинетики их деструкции и отщепления функциональных групп наиболее правильно рассматривать реакции как гетерогенные, а в качестве реакционной зоны следует рассматривать не поверхность, а массу полимерной матрицы, не содержащей фиксированных ионов, или число потенциально активных центров, способных удерживать функциональные группы, в единице массы полимера. В этом случае достигается однозначность начального и конечного состояния системы при введении и отщеплении функциональных групп в ионообменных материалах. В тех случаях, когда масса полимерной матрицы ие изменяется, создаются наиболее благоприятные предпосылки для получения простых кинетических уравнений. [c.122]

    Если константа скорости подвода реагирующего вещества значительно больше константы скорости процесса химического взаимодействия, т. е. константа екорости диффузии во много раз больше константы скорости реакции, тогда скорость всего процесса в целом будет определяться исключительно скоростью химического превращения.

Экспериментально определяемая скорость реакции будет подчиняться законам химической кинетики гетерогенных систем. Скорость реакции, так же как и в гомогенных системах, будет связана с концентрациями реагирующих веществ кинетическим уравнением реакции. Порядок реакции будет зависеть от природы реагирующих веществ.

Однако действующей массой здесь будет концентрация реагирующих веществ не в объеме фазы, а на поверхности раздела. [c.106]

    О различном влиянии сольватационных процессов на гетерогенные и гомогенны реакции электронного переноса свидетельствуют результаты, полученные при исследовании кинетики электровосстановления комплексов Со(ЫНз)5Х на разных электродах и в растворе [353].

Замена в комплексе Со(ЫНз)8НгО + молекулы воды на пиридин, пиразин, 4,4 -дипиридил и другие гетероциклические азотсодержащие молекулы увеличивает константу скорости их восстановления на ртути, платине и золоте при потенциале насыщенного каломельного электрода на 1—3 порядка, причем особенно резко в случае амбидентатного лиганда 4,4 -дипиридила.

Небольшая зависимость наблюдаемых констант скорости восстановления указанных комплексов Со (III) от материала электрода характерна для внешнесферного механиз.ма переноса электрона.

Однако, при внешнесферном восстановлении o(NHa)5X в растворе комплексами Fe( N) » наблюдается не увеличение, а уменьшение константы скорости при замене внутрисферной воды на азотсодержащие гетероциклические лиганды.

При использовании в качестве восстановителей Еи + и Сг + соответствие между константами скорости гетерогенной и гомогенной реакций, которое следует ожидать в случае внешнесферного механизма при справедливости модели Маркуса, также отсутствует. Кроме того, непосредственные измерения показали, что комплексы o(NHa)5p> и Со(ЫНз)5 (4,4 -Ьру) + специфически адсорбируются на ртути [353]. [c.167]

    В области кинетики гетерогенных реакций, как правило, оценка констант в математических выражениях затруднена, за исключением случая, когда анаморфозы кривых приводят к простому графическому определению этих констант, вопреки тому что часто бывает в кинетике гомогенных реакций. [c.220]

    Кинетика реакции убедительно показывает, что процесс является гомогенным. Скорость обмена бензола имеет первый порядок как по бензолу, так и по платиновой соли, и обратный первый порядок по иону хлора [43].

Общая энергия активации для дейтерирования бензола равна 25,7 ккал моль, что существенно выше величины, полученной для соответствующей гетерогенной реакции над платиной, лежащей в пределах 9—17 ккал моль [48].

Для обмена бензола наблюдается [43] изотопный эффект /г (дей-терирования)//г (обратной реакции) = 1,65 Ч- 0,5. По аналогии с гетерогенным катализом, в гомогенной системе наблюдаются как ступенчатый, так и множественный обмен (табл.

4) и, следовательно, концепция и расчет множественного процесса, развитые Андерсоном и Кемболом [49] для гетерогенных условий, могут быть применены для гомогенного катализа. [c.109]

    Несмотря на эти ограничения, не следует слишком уменьшать значение и полезность изложенных теорий. В действительности, они правильно описывают гетерогенные реакции, хотя и идеализированные, но совпадающие по характеру с экспериментальными.

Они описывают изменения реакционной поверхности раздела с той же достоверностью, с какой реакции простых типов в кинетике гомогенных реакций описывают сложный характер гомогенных процессов. Построение этих теорий позволяет выявить различия между гетерогенной кинетикой и гомогенной кинетикой.

Сам факт их существования свидетельствует об освобождении от представлений кинетики гомогенных реакций, которые довольно долго определяли характер развития теории гетерогенных реакций. [c.456]

    Более сложные закономерности возникают в тех случаях, когда полимер нерастворим в собственном мономере и выпадает в осадок. Это наблюдается в случае ряда мономеров, представляющих интерес с точки зрения получения волокнообразующих полимеров, например винилхлорида, винилиденхлорида, акрилонитрила.

При проведении полимеризации в паровой фазе осаждение твердого полимера наблюдается во всех системах. Таким образом, эти реакции являются гетерогенными, хотя на первых стадиях роста полимерных радикалов они гомогенны. Описанный выше анализ в данном случае неприменим, здесь большое значение приобретает гель-эффект.

Удивительно то, что общая кинетика гетерогенной полимеризации напоминает кинетику гомогенных реакций так, скорость реакции в этом случае пропорциональна концентрации мономера и квадратному корню из концентрации инициатора или из интенсивности света (что указывает на бимолекулярный механизм обрыва цепи).

Явление ингибирования и продолжительность жизни полимерных радикалов в обоих случаях также, по-видимому, сходны. Молекулярные веса соответствующих полимеров, как правило, не отличаются от молекулярных весов, получаемых в результате гомогенных реакций.

Несмотря на приемлемые значения констант (например, в случае винилиденхлорида =8,6, а А,=1,75-10 при 25°), температурные коэффициенты соответствуют энергиям активации 25 и 40 ккал и, конечно, слишком велики. Это означает, что механизм реакций роста и обрыва цепей зависит от других факторов.

Если считать, что растущие полимерные радикалы ведут себя как коллоидные частицы, то, исходя из размеров соответствующих этим радикалам мономерных единиц, можно при помощи теории коагуляции рассчитать число столкновений в единицу времени. Полученные таким образом значения хорошо согласуются с наблюдаемыми на опыте величинами. [c.27]

    Кинетика иолимеризации Циглера — Натта достаточно сложна, как и другие аспекты этого процесса. Прп этом кинетика гомогенной полимеризации обсчитывается, как правило, легче, чем кинетика гетерогенной реакции. Для гомогенных процессов применимы те же закономерности, что п для некоординационпой ионной полимеризации (гл. 5). Необходимо только учитывать реакции обрыва.

Хотя законы кинетики гомогенных реакций в ряде случаев были весьма успешно перенесены на гетерогенную полимеризацию Циглера — Натта, это следует признать скорее исключением, чем правилом. Для корректной обработки гетерогенных процессов необходимо пользоваться уравнениями для гетерогенной кинетики [73]. Общие закономерности такого подхода будут кратко рассмотрены ниже [9, 58, 74, 75].

[c.525]

    Лит. Ф р а н К-к аменецкий Д. А., Кинетика сложных реакций, ч. 1— Гомогенные реакции, Усп. химии, 1941, 10, вып. 4, 373 ч. 2 — Гетерогенные реакции, там же, 10, вып. 5, 544 Т е м к и н М. И.

, Теория стационарных реакций, в сб. Научные основы подбора и производства катализаторов, Новосибирск, 1964, стр. 46 Бенсон С., Основы химической кинетики, пер. с англ., М., 1964. М. И. Темкин. [c.

455]

    Изучение кинетики гетерогенных реакций требует применения специальных методов исследования и совершенствования кинетических методов, используемых для гомогенных реакций. В решение этой проблемы советские ученые также внесли большой вклад. Статистические методы изучения кинетики гетерогенных реакций разрабатывались и применялись в работах Д. В. Сокольского [366], С.

Л. Кинер-мана [367], А. А. Баландина и В. Э. Вассерберга [368], Г. К. Борескова и М. Г. Слинько [369], М. С. Захарьевского [370] и других авторов. Недостатком интегральных статистических методов является необходимость предположения квазистационарного состояния системы, реальные отклонения от которого приводят к недостаточной точности измерений. [c.

65]

Источник: https://www.chem21.info/info/1123148/

Работа 8. КИНЕТИКА ГОМОГЕННЫХ И ГЕТЕРОГЕННЫХ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Кинетика гомогенных и гетерогенных химических реакций. Поверхностные явления

в) CO2 + 2SO3 CS2 + 4O2, ∆rH0 > 0.

6.При синтезе фосгена COCl2 по реакции CO + Cl2 COCl2

всистеме установилось равновесие при следующих концентрациях (моль/л): [CO] = 0,15; [Cl2] = 0,2; [COCl2] = 0,25. Рассчитайте константу равновесия KС реакции и исходные концентрации CO и Cl2, приняв, что исходная смесь содержала 0,05 моль COCl2.

7.Многие металлы можно получить восстановлением его ок-

сида водородом, например медь по реакции CuO(т) + H2(г) Cu(т) + + H2O(г). Установлено, что при некоторой температуре в гетерогенной системе наступило равновесие при концентрации каждого газообразного вещества 0,8 моль/л. В систему вводят дополнительно 2 моль водорода, что приводит к нарушению равновесия. Определите новые значения равновесных концентраций веществ.

Цель работы — изучение влияния различных факторов (концентрации, температуры, катализатора, поверхности раздела фаз) на скорость химической реакции, протекающей в однородной или неоднородной средах.

Теоретическая часть

Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде (в смеси газов или растворе).

Под скоростью реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени при условии постоянства объема реагирующей системы.

Скорость реакции определяют по отдельному компоненту, различают скорость среднюю r = ±ΔC / t и истинную (или мгно-

венную) r = ± ∂C . Поскольку скорость реакции — положительная

∂t

величина, в выражении используют знак плюс, если скорость определяется по продукту реакции, и знак минус, если скорость определяется по реагенту.

Единицы измерения скорости реакции могут быть следующими: [моль/(л·с)]; [моль/(л·мин)]; [кмоль/(м3·ч)] и т. п.

Скорость реакции зависит от природы реагентов, их концентрации, температуры системы, наличия катализатора и других факторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается основным законом химической кинетики — законом действующих масс: скорость реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени.

Для обратимой гомогенной реакции

νAA + νBB νDD + νFF

скорость реакции по компоненту А можно выразить уравнением

r = − dCA = kCAn CBm , dt

в котором СА и СВ — текущие концентрации компонентов А и В, показатели степени при концентрациях n и m — частные порядки реакции по данным реагентам, коэффициент пропорциональности k — константа скорости реакции.

Общий порядок реакции p определяют как алгебраическую сумму показателей степеней при концентрациях реагентов:

p = n + m.

Константа скорости химической реакции k численно равна скорости при концентрациях реагирующих веществ равных единице. Единицы измерения константы скорости химической реакции k зависят от общего порядка реакции:

[k] = [t]–1· [C]1 – p.

Для элементарной реакции, осуществляемой в одну стадию, частные порядки реакции численно равны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, например:

2H2 + O2 2H2O

r = kCH2 2 CO2 .

Частные порядки реакции определяют опытным путем.

По методу Вант-Гоффа для определения порядка реакции по веществу A проводят несколько экспериментов при разных начальных концентрациях вещества A и постоянной начальной концентрации вещества B.

Если измерены скорости реакции rA по компоненту А при различных начальных концентрациях CA, то в координатах (lg rА; lg CA) получим прямую линию, тангенс угла наклона которой равен порядку реакции по веществу A.

Аналогично определяется порядок реакции по компоненту B.

Графическое определение порядка реакции можно заменить расчетным, если известны начальные скорости при двух начальных концентрациях вещества:

r A,1 = rA1 = k ′(СA )1n ; rA2 = k ′(СA )2n .

Возьмем отношение этих скоростей и прологарифмируем его:

r

C

ln

A1

= nln

A1

,

rA2

CA2

откуда

ln (rA1

/ rA2 )

n =

.

(8.1)

ln (CA1

/ CA2 )

Зависимость скорости реакции от температуры устанавливает эмпирическое правило Вант-Гоффа — при повышении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в 2−4 раза.

Коэффициент

γ =

rT +10

=

kT +10

(8.2)

rT

kT

называют температурным коэффициентом скорости реакции. Правило Вант-Гоффа является приближенным. Более точную

зависимость константы скорости реакции от температуры определяет уравнение Аррениуса:

где k0 — предэкспоненциальный множитель, мало зависящий от температуры; Eакт — энергия активации; R — универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/(моль·K); T — абсолютная температура.

Уравнение Аррениуса часто представляют в логарифмической форме:

ln k = ln k0 − Eакт ,

RT

удобной для графического определения энергии активации. Зная константу скорости при нескольких температурах, по тангенсу угла наклона прямой в координатах (ln k; 1/T) определяют энергию активации:

E

tg α = − акт .

R

Энергию активации можно также оценить расчетным путем, используя уравнение Аррениуса для двух значений температур, для которых известны константы скорости.

Тогда для каждой температуры можем записать:

ln k1 = ln k0 − Eакт ;

RT1

ln k2 = ln k0 − Eакт .

RT2

Вычитая из второго уравнения первое, находим

E

E

ln k2

− ln k1

= ln k0

акт

− ln k0

акт

.

RT2

RT1

После упрощения

ln k2 = Eакт (T2 − T1 ) .

k1 RT2T1

Из этого выражения получаем уравнение для расчета энергии активации, кДж/моль:

RT2 T1 ln (k2

/ k1 )

(8.3)

Eакт

=

.

T2 − T1

Энергия активации представляет собой дополнительную энергию, необходимую для того, чтобы реагирующие частицы могли вступить в химическую реакцию. Ее значение определяется свойствами реагирующих частиц и их энергетическим состоянием.

Реакции, протекающие в неоднородной среде (смеси жидких и твердых веществ или газообразных и твердых веществ) на границе раздела фаз, называют гетерогенными.

Скорость гетерогенной химической реакции определяется изменением поверхностной концентрации одного из веществ (газа или жидкости), участвующих в реакции, CS в единицу времени:

В кинетическое уравнение гетерогенной реакции не входят концентрации веществ, находящихся в твердом состоянии:

FeO(т) + H2(г) Fe(т) + H2O(г)

r

= k

пр

С

H2

;

rобр = kобрСH

O.

пр

2

Определять поверхностную концентрацию вещества довольно сложно, поэтому обычно в расчетах используют объемные концентрации газа или жидкости.

На скорость гетерогенной реакции влияет площадь поверхности раздела фаз: чем больше поверхность твердого вещества, определяемая степенью его измельчения, тем выше скорость реакции.

Практическая часть

В данной работе изучается влияние концентрации и температуры на скорость взаимодействия растворов серноватистокислого натрия (тиосульфата) и серной кислоты:

Na2S2O3 + H2SO4 → S↓ + SO2↑+ H2O + Na2SO4

Реакция сопровождается выделением коллоидной серы, что проявляется в помутнении раствора. В начале опыта под стакан с раствором H2SO4 подкладывают лист линованной бумаги. Линии четко просматриваются через прозрачный раствор.

После добавления раствора Na2S2O3 в результате выделения серы раствор станет мутным и линии на бумаге будут невидимы. Момент исчезновения из поля зрения линий на бумаге соответствует выделению определенного количества серы.

Так как степень мутности зависит от толщины слоя раствора, все опыты следует проводить в одном и том же стакане, чтобы толщина слоя была одинаковой во всех экспериментах.

Началом реакции считается момент смешения растворов, условным моментом окончания реакции — выделение одного и того же количества серы. Время, необходимое для выделения данного количества серы, обратно пропорционально средней скорости реакции.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от температуры

Налейте в стакан, предназначенный для H2SO4, 20 мл 0,5 %- ного раствора кислоты. В другой стакан, предназначенный для Na2S2O3, налейте 20 мл 0,5 %-ного раствора тиосульфата натрия. Общий объем раствора 40 мл.

Измерьте температуру раствора Na2S2O3, предварительно ополоснув термометр.

В третий стакан одновременно вылейте растворы Na2S2O3 и H2SO4 и отсчитайте время с момента смешивания растворов до появления определенной мутности раствора.

Повторите эксперимент, нагрев исходные растворы на 10° выше температуры первого эксперимента. Для этого оба стаканчика с растворами поместите одновременно на крышку горячей водяной бани или электроплитки.

В стаканчике с Na2S2O3 периодически измеряйте температуру (не оставляя термометр в стакане). По достижении требуемой температуры быстро смешайте растворы и отметьте по часам условную продолжительность реакции.

Повторите эксперимент, повысив температуру обоих растворов на 20 °С выше начальной. Результаты запишите в табл. 8.1.

Постройте график зависимости скорости реакции r от температуры t.

Рассчитайте температурный коэффициент Вант-Гоффа γ по уравнению (8.2).

Оцените энергию активации реакции по уравнению (8.3). Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

Таблица 8.1

Экспериментальные данные

Объем растворов,

Время

Условная

Темпера-

Энергия

мл

скорость

турный

активации,

t, °С

реак-

п/п

реакции

коэффи-

Еакт,

H2SO4

Na2S2O3

ции τ, c

r =100/τ

циент γ

кДж/моль

1

t

20

20

2

t + 10

20

20

3

t + 20

20

20

Опыт 2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре

Налейте в стакан, предназначенный для H2SO4, 10 мл 0,5 %- ного раствора кислоты. В другой стакан, предназначенный для Na2S2O3, налейте 10 мл раствора тиосульфата натрия и 20 мл дистиллированной воды.

Общий объем раствора 40 мл.

Третий стакан используйте как реакционный сосуд, в который одновременно вылейте растворы Na2S2O3 и H2SO4 и отсчитайте время с момента смешивания до появления определенной мутности раствора;

Дважды повторите опыт, увеличивая объем Na2S2O3 сначала до 20 мл, затем до 30 мл, соответственно уменьшая объем воды, при этом общий объем раствора остается равным 40 мл. Данные занесите в табл. 8.2.

Таблица 8.2

Экспериментальные данные

Объем растворов, мл

Концентра-

Время

Условная скорость

№ п/п

ция Na2S2O3,

реакции

H2SO4

Na2S2O3

H2O

моль/л

τ, c

реакции r =100/τ

1

10

10

20

0,016

2

10

20

10

0,032

3

10

30

0

0,048

Постройте график зависимости скорости реакции r от концентрации Na2S2O3.

Определите порядок реакции по тиосульфату натрия (метод Вант-Гоффа), используя уравнение (8.1) и кинетическое уравнение скорости.

Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.

Опыт 3. Твердофазная реакция нитрата свинца и иодида калия

В сухой ступке осторожно смешайте несколько кристаллов нитрата свинца Pb(NO3)2 и йодида калия KI. Отметьте, происходит ли изменение окраски. Затем энергично разотрите кристаллы пестиком, запишите наблюдения.

Из капельницы добавьте к смеси несколько капель воды. Объясните различия в скорости появления окраски. Напишите уравнение происходящей реакции.

Сделайте вывод о влиянии поверхности раздела фаз и добавления воды на скорость реакции.

Вопросы для подготовки и защиты лабораторной работы

1.Каков физико-химический смысл константы скорости реакции? Какие факторы влияют на константу скорости реакции? Какую размерность имеет константа скорости для реакции: а) 1-го порядка; б) 2-го порядка.

2.Напишите кинетические уравнения для реакций, рассматривая их как элементарные:

а) NO2 + NO2 → N2O4

б) N2O5 → N2O4 + 0,5O2

в) 2NO + O2 → 2NO2

3. При начальных концентрациях

реагентов CA1 =

2,3×

×10−3

моль/л и CB = 1,1·10−3 моль/л скорость элементарной пря-

1

мой

газофазной реакции A + B →

2C составляет

r1 =

= 2,5·10−3 моль/(л·с). Какова будет начальная скорость этой реакции r2 при других начальных концентрациях CA2 = 1,9·10−3

иCB2 = 10−2 моль/л?

4.Вычислите, при какой температуре реакция закончится за 5 мин, если при 20 °С на это требуется 24 мин. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

Источник: https://studfile.net/preview/6182296/page:9/

Biz-books
Добавить комментарий