Реферат: Кинематика химических реакций
Реферат: Кинематика химических реакций
Кинематика химических
реакций
Скорость химических
реакций.
Скорость реакции определяется изменением молярной
концентрации одного из реагирующих веществ:
V = ± ((С2 - С1) / (t2
- t1)) = ± (DС / Dt)
где С1 и С2 - молярные
концентрации веществ в моменты времени t1 и t2
соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак
(-) - по исходному веществу).
Реакции происходят при столкновении молекул
реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и
вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений
определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции -
энергией сталкивающихся молекул.
Факторы, влияющие на
скорость химических реакций.
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет
характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в
направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более
прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2
требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва
связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше
энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах
электролитов протекают практически мгновенно.
Примеры.
Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной
температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.
Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с
выделением тепла; оксид меди - не реагирует.
2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа
частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих
веществ - скорость реакции возрастает.
Закон действующих масс
(К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).
Скорость химической реакции прямо пропорциональна
произведению концентраций реагирующих веществ.
aA + bB + . . . ® . . .
V = k • [A]a
• [B]b • . . .
Константа скорости реакции k зависит от природы
реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций
реагентов.
Физический смысл константы скорости заключается в том,
что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в
выражение скорости реакции не входит.
3. Температура. При повышении температуры на каждые
10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При
увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости
реакции можно рассчитать по формуле:
|
(t2 -
t1) / 10
|
Vt2 /
Vt1 = g
|
|
(где Vt2 и Vt1 - скорости
реакции при температурах t2 и t1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале
температур. Более точным является уравнение Аррениуса:
k = A • e -Ea/RT
где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих
веществ;
R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль o
К) = 0,082 л o атм/(моль o К)];
Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны
обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому
превращению.
Энергетическая диаграмма химической реакции.
А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное
состояние), С - продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает
скорость реакции при увеличении температуры.
4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ.
Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных
состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция.
Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для
растворимых веществ - путем их растворения.
5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и
увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.
Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции
за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты
и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии),
при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных
состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в
ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление
"отрицательного катализа").
Химическое равновесие.
Обратимые реакции - химические реакции, протекающие
одновременно в двух противоположных направлениях.
Химическое равновесие - состояние системы, в котором
скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2).
При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое
равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при
равновесии не прекращаются.
Состояние химического равновесия количественно
характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант
прямой (K1) и обратной (K2) реакций.
Для реакции mA + nB <-> pC + dD константа
равновесия равна
K = K1 /
K2 = ([C]p • [D]d) / ([A]m • [B]n)
Константа равновесия зависит от температуры и природы
реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие
сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.
Способы смещения
равновесия.
Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в
равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация,
температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух
противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие
1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает
равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию
меньшего числа молекул).
|
V1
|
|
|
A + Б
|
<->
|
В
|
; увеличение P приводит к V1 > V2
|
|
V2
|
|
|
2
|
|
1
|
|
2. Увеличение температуры смещает положение равновесия
в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с
поглощением теплоты)
|
V1
|
В + Q, то увеличение t°C приводит к V2
> V1
|
A + Б
|
<->
|
|
V2
|
|
V1
|
В - Q, то увеличение t°C приводит к V1
> V2
|
A + Б
|
<->
|
|
V2
|
3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление
продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции.
Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1
> V2.
4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.
Список литературы
Для подготовки данной работы были использованы
материалы с сайта http://schoolchemistry.by.ru/
|